Figura 4.15
Efecto fotoeléctrico. Cuando se hace incidir la radiación electromagnética de suficiente energía mínima sobre una superficie metálica (electrodo negativo o cátodo) dentro de un tubo al vacío, los electrones son expulsados del metal, generando así una corriente eléctrica. La corriente aumenta cuando se incrementa la intensidad de la radiación.
Whitten y Stanley (2014) describen el fenómeno del efecto fotoeléctrico y cómo Albert Einstein resolvió el problema asociado con él. En el efecto fotoeléctrico, los electrones son expulsados de la superficie de un metal cuando la luz incide sobre él. Dos observaciones importantes son destacadas:
la dependencia de la longitud de onda de la luz para liberar electrones
y la relación entre la intensidad de la luz y el número de electrones liberados.
Einstein propuso que la luz se compone de partículas llamadas fotones, y cada fotón puede transferir toda su energía a un electrón durante una colisión, explicando así el efecto fotoeléctrico de manera consistente con las observaciones experimentales. Por esta contribución, Einstein fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1921.
(Whitten & Stanley, 2014)
Espectros atómicos y átomo de Bohr
El texto aborda la naturaleza de los espectros emitidos y absorbidos por los gases cuando son excitados eléctricamente. Mientras que los sólidos, líquidos y gases a alta presión generan espectros continuos, los gases a baja presión en tubos al vacío producen espectros de líneas brillantes, donde cada línea corresponde a una longitud de onda específica de luz emitida o absorbida. Estos espectros son características distintivas de cada elemento químico, lo que permite su identificación incluso en trazas dentro de una mezcla. Este fenómeno es fundamental en la espectroscopia y proporciona información valiosa sobre la composición de sustancias y materiales.
Los autores destacan el estudio del espectro de líneas del hidrógeno gaseoso a presión muy baja, que muestra varias series de líneas espectrales. Johann Balmer y Johannes Rydberg desarrollaron una ecuación empírica, conocida como la ecuación de Balmer-Rydberg, que relaciona las longitudes de onda de estas líneas espectrales.
Esta ecuación fue derivada a partir de observaciones experimentales y no de teorías subyacentes. En 1913, Niels Bohr proporcionó una explicación a estas observaciones mediante la formulación de ecuaciones que describen el comportamiento del electrón en el átomo de hidrógeno, postulando la cuantización de la energía electrónica y órbitas discretas para los electrones.
Según este modelo, los electrones emiten o absorben energía en cantidades definidas al cambiar entre niveles de energía discretos, lo que explica las líneas espectrales observadas en el espectro del hidrógeno.
(Whitten & Stanley, 2014)
En la figura 4.18 se ilustran en forma esquemática estas transiciones. Los valores de n1 y n2 de la ecuación de Balmer-Rydberg identifican los niveles bajo y alto, respectivamente, de dichas transiciones electrónicas
Figura 4.18.a
Radio de las primeras cuatro órbitas de Bohr del átomo de hidrógeno. El punto del centro representa a la posición nuclear. El radio de cada órbita es proporcional a ne2; por lo tanto, las órbitas se espacian cada vez más conforme aumenta el valor de n. La relación entre estos cuatro radios es de 1 : 4 : 9 : 16.
Figura 4.18.b.
Valores relativos de las energías asociadas con algunos niveles de energía de Bohr del átomo de hidrógeno. Por convención, la energía potencial del electrón se define como cero cuando éste se encuentra a una distancia infinita del núcleo. Toda distribución más estable tendrá una energía potencial menor (más estable). El espaciamiento energético entre órbitas es cada vez menor a medida que aumenta el valor de n. Para valores muy grandes de n, los niveles de energía se encuentran tan cerca uno de otro que forman un continuo. Algunas transiciones electrónicas posibles que corresponden a líneas en el espectro de emisión del hidrógeno se muestran con flechas. Las transiciones en la dirección opuesta representan a las líneas en el espectro de absorción. El mayor cambio de energía ocurre cuando un electrón salta entre n 5 1 y n 5 2; un cambio de energía considerablemente menor ocurre cuando el electrón salta entre n 5 3 y n 5 4.
REFERENCIAS
· Whitten, K. W., Davis, R. E., Peck, L., & Stanley, G. G. (2014). Quimica.