Espectros de emisión de los elementos
Luz emitida por una descarga eléctrica a través de a) hidrogeno b) helio. Luz emitida cuando se queman a la llama c) litio, d) sodio y e) potasio
Cada elemento tiene su propio espectro de líneas es su huella dactilar, estos espectros son discontinuos e indican que el electrón solo puede tener ciertas y determinadas energías, en ellos se registra la radiación absorbida o emitida por los átomos. Existe una relación entre el espectro atómico y la estructura del átomo.
Las líneas de los espectros presentan patrones regulares que obedecen a una función matemática que se aproxima a un limite. Para el hidrogeno Rydberg estableció empíricamente una ecuación en 1890: 1/ λ =R(1/n 2 - 1/m 2 ) = v = ν /C Donde: v =es el numero de onda (cm -1 ) R= constante de Rydberg cm -1 n y m son números enteros m>n Para n=2 y m=3,4,5… se puede calcular ν de las líneas de la serie visible o de Balmer En1906 Lyman descubrió la serie de la región ultravioleta donde n=1 y m=2,3,4…. ∞ Pachen descubrió la región infrarroja donde n=3 y m=4,5,6… ∞ Brackett descubrió la serie para n=4 y Pfund para n=5 que pertenecen al infrarrojo lejano.
Hipótesis cuántica de Planck: en el año de 1900 Max Planck plantea que la radiación emitida o absorbida por los cuerpos calientes, no es continua corresponde a cantidades discretas o unidades de energía que llamó cuantos. La energía de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida: E= h ν
Efecto fotoeléctrico: En 1905 Albert Einstein propuso que la radiación electromagnética tenia propiedades corpusculares. En su experimento Se consideró el choque de dos partículas un fotón y un electrón. Se demostró que la luz tiene una doble naturaleza: onda y partícula La energía mínima para remover un electrón era: E o =h ν o El exceso de energía se transforma en energía cinética E c =(1/2) mV 2 E c =E i -E o