Explica cómo influyen los fotones del espectro electromagnético en los electrones de los átomos que constituyen la materia y si influyen de igual manera en todos los tipos de materia.
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
Introducción a la espectroscopía
Los químicos estudian cómo diferentes formas de radiación electromagnética interactúan con átomos y moléculas. Llamamos a esta interacción espectroscopía. Así como hay varias clases de radiación electromagnética, hay varios tipos de espectroscopía, que dependen de la frecuencia de la luz que usemos. Comenzaremos nuestra discusión al considerar la espectroscopía UV-Vis —es decir, lo que ocurre dentro de los átomos y las moléculas cuando fotones en el rango UV y visible del espectro (longitudes de onda de alrededor de 10-700\text{ nm}10−700 nm10, minus, 700, start text, space, n, m, end text) son emitidos o absorbidos—.
Espectroscopía UV-Vis
Hemos mencionado cómo los átomos y las moléculas pueden absorber fotones, y por consiguiente sus energías. Dependiendo de la energía del fotón absorbido o emitido, diferentes fenómenos pueden ocurrir. Comenzaremos por considerar el caso más simple, en el que un átomo de hidrógeno absorbe luz en la región visible o en la región UV del espectro electromagnético.
Cuando un átomo absorbe un fotón UV o un fotón de luz visible, la energía de ese fotón puede excitar uno de los electrones del átomo de tal forma que alcance un nivel de energía mayor. Este movimiento del electrón, de un menor nivel de energía a uno mayor, o de regreso de un nivel mayor de energía a uno menor, se conoce como transición. Para que ocurra una transición, la energía del fotón absorbido debe ser mayor o igual que la diferencia de energía entre los 222 niveles. Sin embargo, una vez que el electrón es excitado y alcanza un mayor nivel de energía, está en una posición más inestable que en la que estaba cuando se hallaba relajado en su estado base. Así, el electrón rápidamente caerá al estado de menor energía y, al hacerlo, emitirá un fotón con la misma energía que la diferencia entre los niveles energéticos (para ayudarte a visualizar todo esto, este video de Youtube (en inglés) aborda un excelente ejemplo:
Las transiciones de niveles de energía mayores al segundo nivel de energía para el átomo de hidrógeno se conocen como líneas de Balmer. Mientras mayor sea la distancia entre niveles de energía, mayor será la frecuencia del fotón emitido por el electrón conforme cae a un estado de menor energía.
Las transiciones de niveles de energía mayores al segundo nivel de energía para el átomo de hidrógeno se conocen como líneas de Balmer. Mientras mayor sea la distancia entre niveles de energía, mayor será la frecuencia del fotón emitido por el electrón conforme cae a un estado de menor energía.
Los electrones excitados que caen de niveles de energía más altos al 2.^{\text{o}}2.
o
2, point, start superscript, start text, o, end text, end superscript nivel de energía en un átomo de hidrógeno emiten fotones de diferentes frecuencias, y por lo tanto diferentes colores de luz
En el diagrama que se muestra a continuación, tenemos una representación simplificada de algunas de las posibles transiciones de niveles de energía para el átomo de hidrógeno. Observa que mientras más grande es la transición entre niveles de energía, más energía es absorbida o emitida. Por lo tanto, los fotones de mayor frecuencia están asociados con transiciones de mayor energía. Por ejemplo, cuando un electrón cae del tercer nivel de energía al segundo, emite un fotón de luz roja (con una longitud de onda de alrededor de 700\text { nm}700 nm700, start text, space, n, m, end text); sin embargo, cuando un electrón cae del sexto nivel de energía al segundo (una transición mucho más grande), emite un fotón de luz violeta (con una longitud de onda de alrededor de 400\text{ nm}400 nm400, start text, space, n, m, end text), que es mayor en frecuencia (y por lo tanto en energía) que la luz roja.
Las transiciones de energía para los electrones de cada elemento son únicas, y distintas unas de otras. Por lo tanto, al examinar los colores de la luz emitida por un átomo particular, podemos identificar ese elemento basados en su espectro de emisión. La siguiente figura muestra ejemplos de espectros de emisión para algunos elementos comunes:
Espectros de emisión para los átomos de H, He, N, O, Ar, Ne, Xe y Hg.
Espectros de emisión para los átomos de H, He, N, O, Ar, Ne, Xe y Hg.
Los espectros atómicos de emisión para varios elementos. Cada banda delgada en cada espectro corresponde a una sola transición única entre niveles de energía en un átomo. Imagen tomada del Rochester Institute of Technology (Instituto de Tecnología de Rochester), CC BY-NC-SA 2,0
Explicación: