ESPECTROS Y MECÁNICA CUÁNTICA MANUEL FREDY MOLINA C. QUÍMICO, M. Sc.

ESPECTROS Y MECÁNICA
CUÁNTICA
MANUEL FREDY MOLINA C.
QUÍMICO, M. Sc.
Primeras observaciones de líneas de emisión
en el espectro luminoso
Thomas Melvill (1726–1753), físico escocés, destacó
en los campos de la espectroscopia y
la astronomía.
1752 - Presentó a la Sociedad Médica de Edinburgo
un artículo titulado «Observaciones
sobre la luz y los colores», en el que describe las
características de la luz de una llama
coloreada por diversas sales y vista a través de un
prisma. Informa de una línea amarilla
localizada siempre en el mismo lugar del espectro.
Hoy sabemos que se debía a la presencia
de sodio como impureza en todas sus sales.
1802 – Primeras observaciones de líneas oscuras en
la luz solar
William Hyde Wollaston (1776 – 1828)
Físico y químico británico.
1802 - Wollaston fue el primero que observó líneas
oscuras en la luz solar (espectro de
absorción), lo cual conduciría finalmente al
descubrimiento de elementos químicos en la
atmósfera del Sol.
1814 Observación sistemática de las líneas de absorción del
espectro
solar
1814 – Joseph von Fraunhofer (1787 – 1826), astrónomo, óptico
y físico alemán, comenzó
el estudio sistemático de las líneas de absorción del espectro de
la luz solar. Fue el primero
en llevar a cabo una clasificación de las mismas, aunque todavía
no se estableció su relación
con la identidad de elementos químicos.
Joseph von Fraunhoffer (1787 – 1826)
Líneas de Fraunhofer del espectro de absorción solar
En 1814 Fraunhofer fue el primero que investigó concienzudamente las líneas de absorción en
el espectro del Sol, que serían explicadas de modo exhaustivo por Kirchhoff y Bunsen en 1859.
Esas líneas se siguen llamando en nuestros días líneas de Fraunhofer en honor suyo.
Líneas espectrales
Las líneas espectrales son el resultado de la interacción entre un sistema cuántico —por lo
general, átomos, pero algunas veces moléculas o núcleos atómicos— y fotones. Cuando
un fotón tiene una energía muy cercana a la necesaria para cambiar el estado de energía
del sistema (en el caso del átomo el cambio de estado de energía sería un electrón
cambiando de orbital), el fotón es absorbido. Tiempo
después, será reemitido, ya sea en la misma frecuencia—o longitud de onda—que
originalmente tenía, o en forma de cascada, es decir una serie de fotones de diferente
frecuencia.
Espectros luminosos
Espectro continuo
Espectro de emisión
Espectro de absorción
7.1
A photon has a frequency of 6.0 x 104 Hz. Convert
this frequency into wavelength (nm). Does this frequency
fall in the visible region?
l
lxn=c
l = c/n
l = 3.00 x 108 m/s / 6.0 x 104 Hz
l = 5.0 x 103 m
l = 5.0 x 1012 nm
n
Radio wave
7.1
Mystery #1, “Black Body Problem”
Solved by Planck in 1900
Energy (light) is emitted or
absorbed in discrete units
(quantum).
E=hxn
Planck’s constant (h)
h = 6.63 x 10-34 J•s
7.1
Mystery #2, “Photoelectric Effect”
Solved by Einstein in 1905
Light has both:
1. wave nature
2. particle nature
hn
KE e-
Photon is a “particle” of light
hn = KE + BE
KE = hn - BE
7.2
When copper is bombarded with high-energy electrons, X rays are emitted.
Calculate the energy (in joules) associated with the photons if the wavelength of
the X rays is 0.154 nm.
E=hxn
E=hxc/l
E = 6.63 x 10-34 (J•s) x 3.00 x 10 8 (m/s) / 0.154 x 10-9 (m)
E = 1.29 x 10 -15 J
7.2
Line Emission Spectrum of Hydrogen Atoms
7.3
7.3
Bohr’s Model of
the Atom (1913)
1. e- can only have specific
(quantized) energy
values
2. light is emitted as emoves from one energy
level to a lower energy
level
En = -RH
1
( n2
)
n (principal quantum number) = 1,2,3,…
RH (Rydberg constant) = 2.18 x 10-18J
7.3
E = hn
E = hn
7.3
ni = 3
ni = 3
ni = 2
nf = 2
Ephoton = DE = Ef - Ei
1
Ef = -RH ( 2
nf
1
Ei = -RH ( 2
ni
1
DE = RH ( 2
ni
)
)
1
)
n2f
nnf f==11
7.3
Calculate the wavelength (in nm) of a photon
emitted by a hydrogen atom when its electron
drops from the n = 5 state to the n = 3 state.
Ephoton = DE = RH
1
( n2
i
1
)
2
nf
Ephoton = 2.18 x 10-18 J x (1/25 - 1/9)
Ephoton = DE = -1.55 x 10-19 J
Ephoton = h x c / l
l = h x c / Ephoton
l = 6.63 x 10-34 (J•s) x 3.00 x 108 (m/s)/1.55 x 10-19J
l = 1280 nm
7.3
Kirchhoff - Nota biográfica
Gustav Robert Kirchoff (1824 – 1887)
físico prusiano cuyas principales contribuciones científicas
estuvieron en el campo de los circuitos eléctricos, la teoría
de placas, la óptica, la espectroscopia y la emisión de radiación
de cuerpo negro. Kirchhoff propuso el nombre de radiación
de cuerpo negro en 1862. Es responsable de dos conjuntos de
leyes fundamentales en la teoría clásica de circuitos eléctricos
y en la emisión térmica. Aunque ambas se denominan Leyes
de Kirchhoff, probablemente esta denominación es más común
en el caso de las Leyes de Kirchhoff de la ingeniería eléctrica.
Kirchhof propuso las tres leyes empíricas que describen la emisión de
luz por objetos incandescentes:
-Un objeto sólido caliente produce luz en espectro continuo.
-Un gas tenue produce luz con líneas espectrales en longitudes de onda
discretas que dependen de la composición química del gas.
-Un objeto sólido a alta temperatura rodeado de un gas tenue a
temperaturas inferiores produce luz
en un espectro continuo con huecos en longitudes de onda discretas
cuyas posiciones dependen de la composición química del gas.
El primer espectroscopio de Kirchhoff
Elementos descubiertos por análisis espectral
1860 – R. G. Bunsen y G. R. Kirchoff fueron los primeros en sugerir la búsqueda de nuevos
elementos mediante el análisis espectral. Descubrieron el Cesio en el agua mineral de
Dürheim, por sus dos líneas azules. Sería aislado como elemento puro en 1882 por
Setterberg.
1861 – Bunsen y Kirchoff descubren el Rubidio en el mineral lepidolita. Más tarde fue
aislado por Hervesey.
1861 – W. Crookes encontró el Talio en el muestras de selenio. Lamy lo identificaría como
metal.
1863 – F. Reich y H. T. Richter encuentran el Indio, identificado en el mineral esfalerita por
el color índigo-azul de sus líneas de emisión espectroscópica. Richter aisló el metal algunos
años más tarde.
1868 – P. Janssen y J. N. Lockyer independientemente observaron una línea espectral
amarilla en el espectro solar que no coincidía con ninguna de los otros elementos
conocidos hasta entonces.
Años más tarde, W. Ramsay, P. T. Cleve y N. Langlet observaron independientemente el
elemento atrapado en el mineral claverita.