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martes, 21 agosto 2018 español
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Emisión por ionización

1a. Emisión por ionización

Para esta lección hay que recordar la lección de niveles electrónicos.

Dentro de un átomo, los electrones están confinados a orbitales atómicos (OA), que generan niveles electrónicos de una energía determinada, dada por la siguiente ecuación:

E equals fraction numerator negative Z squared mu e to the power of 4 over denominator 2 n squared ħ squared left parenthesis 4 pi epsilon right parenthesis squared end fraction

La diferencia de energía entre dos niveles es igual a:

capital delta E equals h nu

Donde h es la constante de Planck, y toma el valor de h= 6.63.10-34 Js.

En ciertas ocasiones, un electrón (e⁻) puede pasar al nivel electrónico siguiente mediante un estímulo eléctrico, térmico, etc, generando un estado excitado:

novelect2
Excitación

 

Se dice que el electrón cuando se excita deja un "hueco" en los niveles inferiores. No es físicamente un hueco, sino la ausencia del electrón que se fue. Pero esta definición permite entender muchos fenómenos.

El o los electrones que quedan en el nivel superior generan una densidad de carga neta negativa en ese nivel, mientras que los niveles inferiores quedan con una carga efectiva positiva. La interacción entre estos niveles inferiores (hueco) y el electrón del nivel superior genera una interacción electrón-hueco en la que el electrón quiere decaer para "tapar el hueco", mediante una interacción por fuerza electrostática. El par hueco-electrón se puede tratar como una partícula individual y se denomina excitón.

 

El estado excitado generado tiene una nueva configuración electrónica, por lo tanto da lugar a un nivel electrónico diferente.

Cuando el electrón vuelve a su estado basal, la energía extra la libera como radiación (emisión de luz). Para simplificar el gráfico, es mejor utilizar un diagrama de Jablonski entre niveles electrónicos:

novelect3
Luminiscencia

Este proceso de generación de luz, se denomina luminiscencia. Esta luz tiene una energía igual a la diferencia de energía entre niveles, es decir una energía igual a E=hν=hc/λ. Si λ está dentro del espectro de luz visible, percibiremos su color.

Dato interesante: Cada átomo tiene niveles electrónicos de una energía determinada, por lo tanto la emisión que libera permite identificar el tipo de átomo.

 

Debido a que los niveles están cuantizados, se puede determinar el valor de λ mediante la ecuación de Balmer (utilizada para el espectro visible), entre un nivel energético excitado (nexc) y uno inferior (ninf):

 

fraction numerator 1 over denominator h bold italic c end fraction left parenthesis E subscript e x c end subscript minus E subscript i n f end subscript right parenthesis equals space 1 over lambda space equals R left parenthesis 1 over n subscript i n f end subscript minus 1 over n subscript e x c end subscript right parenthesis

R: Constante de Rydberg = 1,097.107 m-1

La siguiente imagen muestra los colores que se generan en la radiación de distintos átomos por luminiscencia:

espectros de emisiones
Espectros de emisión para distintos átomos

Cada línea (líneas de emisión) en el espectro corresponde a un λ determinado por la energía entre niveles electrónicos donde ocurre la excitación. El hecho de observar varias líneas se debe a que la excitación puede ocurrir a varios niveles excitados.

Una forma de generar esta emisión es quemando la sustancia. Prueba a lanzar sal de mesa (NaCl) a la llama de la cocina y deberías observar una emisión color amarillo-anaranjado, propia del Na.

Si se trata de moléculas, el fenómeno es el mismo, pero se incorpora la posibilidad de excitación entre niveles electrónicos de orbitales moleculares (OM).

 

La diferencia de energía entre niveles electrónicos (tanto de OA como de OM) suele estar dentro del intervalo UV y Visible, por lo tanto muchas veces se puede percibir color.

 

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