Tp1

Tp1

• 1.
  UNICEN Facultad de Ingeniería IngenieríaQuímica Química inorgánica TRABAJO PRÁCTICO Nº 1: Espectros atómicos Mentasti, Luciana. Olavarría, 22 de marzo de 2012
• 2.
  2 OBJETIVO -Registraryanalizarlos espectros deemisión, determinar la longitud de onda () y la energía correspondiente a la línea espectral INTRODUCCIÓN Espectroscopía- Espectros de emisión Se dice que un electrónde unátomo estáenel estadofundamental cuandose encuentraenel orbital de menor energía (Ef). Un electrón que se encuentra en el estado fundamental es capaz de abserver energía para saltar a niveles energéticos superiores (orbitales extremos vacios), pasando a un estado excitado(Ex).Para que se produzca dicha transición, es necesario que el electrón absorba un cuanto de energía E=Ex-Ef Al volveral estadofundamental,el electrónpierdelaenergíaque habíaabsorbido y emite una radiación cuya longitud de onda está relacionada con dicho salto energético. E=h.=h. c/ (Ecuación de Planck) Si se suministra energía (luz, calor) a un átomo multielectrónico, los electrones de su última capa puedenpasarde sus estadosfundamentales a estados excitados, absorbiendo cada uno de ellos uno cuanto de energía correspondiente a su salto respectivo. Al volver al estado fundamental cada electrón emitirá una radiación de longitud de onda determinada. Debido a este fenómeno, muchas sustancias absorben energía a altas temperaturas,paraluegodevolverlaenformade radiaciónluminosade diferentes longitudes de onda que corresponden a transiciones electrónicas propias. Haciendo pasar un haz de rayos paralelos de la luz emitida por un elemento a través de un prisma de un espectroscopio, este la dispersa en sus longitudes de onda componentes y es posible observar el espectro de emisión correspondiente a dicho elemento. Se trata de un espectrodiscontinuo,formadoporlíneasde distintoscolores, cada una de ellas ubicada a una longitud de onda determinada, posición que depende de la transición electrónica que le dio origen. Cada elemento posee un espectro de líneas único y característico, ya que la posición relativa de las líneas que lo componen está íntimamente relacionada con la estructura electrónica de los átomos.
• 3.
  3 CÁLCULOS Y RESULTADOS a)Calibración. -Tabla correspondientealespectro de emisión del helio (He) COLOR Ángulo(grados) Ángulo(radianes) (Å) Rojo 333°22’ 333,37 7065,2 Rojo 335°53’ 335,88 6678,15 Amarillo 338°57’ 338,95 5875,63 Verde 340°59’ 340,98 5047,7 Verde 342°8’ 342,13 5015,68 Verde 342°30’ 342,5 4921,93 Azul 4713,15 Índigo 4471,48 Índigo 343°16’ 343,27 4387,1 Violeta 344°8’ 344,13 4143,7 Violeta 4120,8 Violeta 4026,2 Violeta 346°18’ 346,3 3964,8 -Rectade calibración del espectroscopio (longitud deonda vsángulo en radianes) y = -262.72x + 94778 R² = 0.9757 0 1000 2000 3000 4000 5000 6000 7000 8000 332 334 336 338 340 342 344 346 348 Longitud de onda () vs ángulo
• 4.
  4 b) Determinaciónde lalongitudde onda y de la energíacorrespondiente a las líneas espectralesdel hidrógeno. -Tabla correspondientealespectro de emisión del hidrógeno (H) Raya espectral Ángulo (Å) ∆E ni nf Azul 344°31’=344,516 4273,657 -4,578*10-19 J 5 2 Verde 342°40’=342,666 4759,642 -4,087*10-19 J 4 2 Roja 336°15’=336,25 6445,125 -3,03*10-19 J 3 2 Se adjuntanloscálculosy la deducciónde lafórmulautilizada. c) Observaciónde los coloresde la llama de diversassustancias Catiónde la sal Color Sodio Amarillo- Anaranjado Litio Fucsia Potasio Amarillento(másclaroque el de Na) Cobre Verde Estroncio Fucsia Bario Verdosoclaro Niquel Amarillo(conchispas) CONCLUSIÓN Cómo se pudo observar, en las dos primeras partes, mediante unas simples mediciones (y observaciones) y el empleo de una ecuación matemática relativamente sencilla se pudo calcularla energíaemitidaporloselectrones de regreso a su nivel de energía más estable (es decir, luego de ser excitados, para estabilizarse). Además, también se pudo calcular el nivel energético del cual provienen. Además, no hay que perder de vista que este trabajo de laboratorio se basa en el hecho de que cada elementotiene un espectro de emisión de líneas único, que los identifica. Por esta razón se dice que el espectro de un elemento es la “huella dactilar” del mismo. Por otra parte,al exponeral fuegodiferentessales(compuestaspordiferentescationes, como son el sodio,litio,potasio,cobre,estroncio,bario y níquel) las mismas se queman, emitiendo llamasde diferentescolores.Paralelamenteal caso de los espectros de línea, ésta también es una característica de cada elemento, por lo que a partir de esta simple técnica se pueden identificar las composiciones de distintas sales.