prÁctica 3 cte i 2019
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Práctica 3 – Espectroscopia CTE 1 – 2019
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PRÁCTICA 3 – CTE I 2019
ESPECTROSCOPÍA
I) OBJETIVOS
Obtener experimentalmente espectros en el visible de átomos y moléculas, y estudiar sus líneas
de emisión más prominentes. Identificar especies desconocidas comparando sus espectros con
espectros estándar.
II) INTRODUCCIÓN
Se denomina espectro a la distribución de la intensidad de energía electromagnética en función
de su frecuencia o longitud de onda. Una técnica instrumental ampliamente utilizada para el
estudio de los mismos, con el fin de determinar la composición de las más diversas muestras, es
la espectroscopía. Además del visible, la espectroscopía cubre hoy en día gran parte del espectro
electromagnético.
Como se estudió en la Práctica 2, la emisión de radiación de los cuerpos que son calentados a
cierta temperatura puede aproximarse a la de un cuerpo negro a través de la ley de Planck. Sin
embargo, si consideramos que nuestro cuerpo emisor es un gas formado por una única especie
atómica, el espectro ya no se parece al de un cuerpo negro, sino que presenta un patrón de
líneas, llamadas líneas de emisión, que aparecen a distintas longitudes de onda, como puede
verse en la Figura 1.
Figura 1: Espectros de emisión de gases de Litio, Sodio, Potasio y
Bario en el rango visible.
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1) Generación de líneas espectrales (Kirchhoff, Bohr)
A pesar de ser conocidas desde principios del siglo XIX, fue recién en 1859 cuando Kirchhoff y
Bunsen plantearon una primera explicación sobre su origen. Estos dos científicos descubrieron
que las líneas espectrales sólo pueden ser vistas cuando el objeto calentado está en estado
gaseoso, no así si está en estado sólido o líquido, donde el espectro es el de un cuerpo negro.
Además, el número y posición de estas líneas depende del gas que esté siendo calentado.
Sus descubrimientos no se quedaron allí, sino que también notaron que si se observa un cuerpo
negro al que se le ha puesto delante un recipiente con un gas frío, se observa que el patrón
queda invertido, es decir, el espectro es continuo salvo en las posiciones donde se ubicaban las
líneas de emisión, ahora reemplazadas por líneas negras llamadas líneas de absorción, como se
ve en la Figura 2.
Figura 2: Espectro de absorción (arriba) y emisión (abajo) del hidrógeno.
La explicación planteada fue sencilla: existen ciertos procesos dentro del átomo que absorben
radiación en determinadas longitudes de onda cuando el gas está frío, y a medida que se calienta
estos procesos son capaces de emitir en la misma longitud de onda. Cuando se hace pasar un
espectro continuo a través del gas frío, esas longitudes de ondas son absorbidas y se genera el
patrón mencionado. Este procedimiento fue utilizado por primera vez en 1864 por Huggins para
describir la composición de la atmósfera solar.
A pesar de que el fenómeno podía explicarse, faltaba una pieza: ¿cuál es el proceso interno del
átomo que produce las líneas? La respuesta vino con el nacimiento de la física cuántica: en 1913,
Niels Bohr utilizó el modelo planetario del átomo planteado años antes por Rutherford para
explicar el espectro del Hidrógeno. El modelo consistía en suponer que el átomo está constituido
por un núcleo con carga positiva y electrones de carga negativa orbitando a su alrededor, como
si fueran planetas. Los electrones en cada una de estas órbitas tendrían energías características,
por lo que para pasar de una órbita a la otra habría que absorber o emitir una cantidad específica
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de energía. Esta energía se transporta a través de un fotón, una partícula sin masa que conforma
la radiación, y que tiene asociada una longitud de onda a través de la fórmula
𝐸 =ℎ𝑐
𝜆
Donde ℎ = 6.63 × 10−34𝐽𝑠 es la constante de Planck. Las líneas de emisión y absorción se
corresponden entonces a electrones cambiando de órbitas, y su posición está dada por la
fórmula de Rydberg:
1
𝜆= 𝑅 (
1
𝑛𝑓2 −
1
𝑛𝑖2)
Siendo 𝑅 = 1.09737 × 107 𝑚−1 en el caso del Hidrógeno.
III) MÉTODO EXPERIMENTAL
1) Espectro del Hidrógeno
En la primera parte analizaremos el espectro de emisión del Hidrógeno. Para ello utilizaremos
un tubo espectral, es decir, un recipiente de vidrio con hidrógeno en su interior que es calentado
por medios eléctricos (Figura 3). En el Anexo se pueden encontrar ejemplos de espectros
atómicos obtenidos con tubos similares a estos.
Figura 3: Tubo espectral utilizado en la práctica.
Conectar el tubo al toma corriente y esperar unos minutos a que se caliente.
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Posicionar sobre el tubo dos láseres de distintos colores, que serán usados luego para la
calibración de los espectros extraídos.
Obtener el espectro: colocar una red de difracción (de 600 líneas) frente a una cámara
(por ejemplo, la de un Smartphone) y tomar una imagen.
Cargar la imagen al software Tracker y obtener una tabla con los datos de intensidad de
la radiación en función de la longitud de onda.
A partir de este momento, el procesamiento en Matlab será el siguiente:
Cargar la tabla con los datos del espectro generada en Tracker.
Graficar intensidad de la radiación en función de la longitud de onda.
Hallar la posición de las líneas de emisión. Sugerencia: utilizar el comando findpeaks.
Comparar los resultados con los previstos por la teoría (Tabla 1).
Ajustar las líneas halladas por una función gaussiana utilizando el comando cftool.
2) Identificación de gases desconocidos
En esta parte de la práctica intentaremos identificar gases desconocidos a partir de sus líneas de
emisión. Para ello realizaremos el mismo procedimiento que en la parte anterior, cambiando el
tubo con Hidrógeno, por uno que contenga otro gas sin etiquetar. Una vez identificadas las líneas
de emisión, comparar con los datos de la Tabla 1. Repetir para tres tubos sin etiquetar
diferentes.
Discusión
Parte 1
¿Cuánto vale el error relativo |𝜆𝐸−𝜆𝑇|
𝜆𝑇?
Investigue cuáles pueden ser las posibles causas del ancho de las líneas.
Parte 2
¿Qué gases pudo identificar? Cuáles líneas utilizó para la identificación?
¿Qué error relativo obtuvo para las líneas identificadas?
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Elemento Å Elemento Å Elemento Å
Hidrógeno
4340.47
Oxígeno
3911.96
Neón
4219.74
4861.33 3954.37 4379.55
6562.72 3973.26 4391.99
6562.85 3982.20 4397.99
Helio
4026.19 4072.16 4409.30
4471.48 4075.87 4430.90
4685.70 4105.00 4430.94
4713.15 4119.22 5852.49
5015.68 4153.30 6182.15
5875.62 4185.46 6217.28
5875.97 4189.79 6266.50
6678.15 4317.14 6402.25
7065.19 4345.56 6506.53
7065.71 4349.43 6598.95
Nitrógeno
3955.85 4366.90
Sodio (cont.)
3711.07
3995.00 4395.95 4113.70
4041.31 4414.91 4123.08
4241.78 4416.98 4233.26
4447.03 4590.97 4240.90
4601.48 4596.17 4292.48
4607.16 4641.81 4292.86
4621.39 4649.14 4308.81
4630.54 4661.64 4309.04
4643.08 4676.23 4320.91
4803.29 4699.21 4337.29
4994.36 4705.36 4344.11
5001.48 4943.06 4368.60
5005.15 6155.98 4375.22
5007.32 6156.77 4387.49
5010.62 6158.18 4392.81
5045.10 6453.60 4393.34
5495.67 6454.44 4393.34
5666.63 6455.98 4446.70
5676.02 7001.92 4447.41
5679.56 7002.23 4454.74
5686.21 7156.70 4455.23
5710.77
Sodio
4982.81 4457.21
5752.50 5682.63 4474.63
5931.78 5688.20 4478.80
5941.65 5889.95 4481.67
6482.05 5895.92
4490.15
6610.56 4490.87
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ANEXO
En las Figuras A1 y A2 se muestran espectros atómicos en el visible generados con tubos
espectrales excitados por medio de un transformador de 5000 Volts y una rejilla de difraccion
de 600 lineas/mm. (Fuente HyperPhysics.)
Figura A1: Hidrogeno (izquierda) y Helio (derecha).
Figura A2: Nitrogeno (izquierda) y Neón (derecha).