Trabajo de laboratorio de química inorgánica

1. UNICEN
Facultad de Ingeniería
Ingeniería Química
Química inorgánica
TRABAJO PRÁCTICO Nº 1: Espectros atómicos
Mentasti, Luciana.
Olavarría, 22 de marzo de 2012

2. 2
OBJETIVO
-Registraryanalizarlos espectros de emisión, 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 la longitudde 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.