Espectro electromagnético, espectro visible y transiciones.

1. Espectro
electromagnético
Objetivo: Diferenciar entre los diferentes tipos de radiación
electromagnética.
Elaborado por Lic. Ángel Balón

2. Espectro Electromagnético
 Los desarrollos que han llevado a gran parte de nuestra
comprensión de la estructura electrónica del átomo
provienen de experimentos que involucran luz. La luz
visible, la luz que vemos, está llena de intriga científica.
 La luz visible es un tipo de radiación electromagnética.
Otros ejemplos incluyen ondas de radio, microondas,
radiación infrarroja (IR), ultravioleta radiación (UV), rayos X
y rayos gamma.
 El espectro electromagnético (EMS) es un espectro de
longitudes de onda que comprenden varios tipos de radiación
electromagnética.

3. Espectro Electromagnético

4. Espectro Electromagnético

5. Espectros de emisión y absorción.
 Cuando se suministra
energía a un átomo, los
electrones son excitados
(ganan energía) desde su
estado más bajo
(fundamental) a un estado
excitado. Los electrones
solo pueden existir en
ciertos niveles de energía
fijos.

6. Espectros de emisión.
 Cuando los electrones caen
desde un nivel superior a un
nivel inferior emiten energía.
Esta energía corresponde a
una longitud de onda
particular y aparece como una
línea en el espectro. Cuando
los electrones vuelven a el
primer nivel n = 1, la serie de
líneas se produce en la región
ultravioleta (serie Lyman) ya
que esto implica el mayor
cambio de energía.

7. El espectro de la región
visible está formado por
los electrones que
vuelven a caer hasta el
nivel n = 2 (serie Balmer)
y la primera serie en el
espectro infrarrojo se
debe a que los electrones
caen al nivel n = 3 (serie
Paschen). Las líneas en
el espectro convergen
porque los propios
niveles de energía
convergen.

8. Transiciones espectro del átomo de hidrógeno
 El átomo de hidrógeno emite energía cuando un electrón cae de un nivel
de energía más alto a uno más bajo.
 La transición al primer nivel de energía n=1 corresponde a un mayor
cambio de energía y están en la región ultravioleta del espectro (UV serie
Lyman de 10 a 400 nm)
 El hidrógeno produce luz visible cuando el electrón cae a el segundo nivel
de energía n=2 (serie Balmer de 400 a 750 nm).
 La radiación infrarroja es producida cuando un electrón cae al tercer
nivel de energía n=3 o más alto, (serie Paschen, IR > a 750 nm).
 Las líneas convergen en energías más altas porque los niveles de
energía dentro de los átomos están más cerca entre sí a mayor energía.
Cuando un electrón está en el nivel energético más alto n=infinito ya no
está en el átomo y el átomo ha sido ionizado.

9. Transiciones de espectros de emisión del hidrógeno
 Infrarrojo > 750 nm
 Visible 400 - 750 nm
 Ultravioleta 10-400 nm
 Rayos X < 10 nm

10. La luz blanca está formada
por todos los colores del
espectro. Cuando se pasa a
través de un prisma, se puede
obtener un espectro continuo
de todos los colores.
Espectro visible:
 Violeta (380-435nm)
 Azul (435-500 nm)
 Cian (500-520 nm)
 Verde (520-565 nm)
 Amarillo (565- 590 nm)
 Naranja (590-625 nm)
 Rojo (625-740 nm)
Tomado de https://quecuriosidades.com/espectro-visible-luz/

11.  Tenga en cuenta que el espectro consiste en líneas discretas y que las líneas
convergen hacia el extremo de alta energía (violeta) del espectro. Una serie similar
de líneas a una energía aún mayor también se produce en la región ultravioleta del
espectro y varias otras series de líneas a menor energía pueden encontrarse en la
región infrarroja del espectro.

14. ¿Cuál es el correcto para el espectro de emisión de línea para el
hidrógeno?
 A. La línea M tiene una energía más alta que la línea N.
 B. La línea N tiene una frecuencia más baja que la línea M.
 C. La línea M tiene una longitud de onda más larga que la línea N.
 D. Las líneas convergen a una energía más baja.