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• Cristopher Cano

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5. Los átomos de Bario excitados emiten una radiación de 455 nm. ¿Cuál es la frecuencia y cuál el color de esa radiación?

c=λv

hv=W + EC Por lo tanto si EC=0

v=

λ=

c v

λ=

3 x 108 m s−1 15 −1 1.2141 x 10 s

8.05 X 10−19 J 6.63 x 10−34 J . s

v =1.2141 x 10 15 s−1 Y lo sustituimos

6. La función trabajo para el Ni metálico es 8.05 x 10-19 J ¿Cuál es el valor de la longitud de onda umbral para este elemento?

7.

La longitud de onda umbral para el Rb es de 574 nm.

a.

Calcular la función trabajo del Rb.

b. Si el Rb se irradia con luz de 420 nm ¿Cuál es la energía cinética de los electrones emitidos? a)

c=λv

hv=W + EC Si EC =0

W = ( 6.63 x 1014 s−1 J . s )( 5.22 x 10 14 s−1 ) W =3.4651 x 10

−19

J .s

v=

c λ

v=

3 x 10 8 m s−1 5.74 x 1011 m

c=λv

b)

hv=W + EC

3 x 10 8 m s−1 v= 4.2 x 10−7 m

EC=hv−W Ec=( 6.63 x 10−34 J . s ) ( 7.1428 x 1014 s−1 )

v =7.1428 x 1014 s−1

Ec=4.73 x 10−19 J

8. Un metal tiene una longitud de onda umbral de 7500 Ǻ ¿Cuál será la velocidad de los electrones emitidos si se ilumina con luz de 5000 Ǻ?

ν=

v =λ ν

v =( 5000 Α )

28

(

1m ( 4 x 1014 s−1 ) −10 1 x 10 Α

)

−1

v =2 x 10 m s

c λ

3 x 10 8 m s−1 ν= −7 7.5 x 10 m v =4 x 1014 s−1

9. Se observa que la radiación que tiene longitudes de onda mayores a 6500 Ǻ no libera electrones de una superficie de Cs no importando que tan intensa sea la radiación ¿Cómo se explica esta observación?

R= Los electrones se mantienen en el metal de Cs por fuerzas de atracción y para poder emitirlos se necesita una luz que tenga una frecuencia suficientemente alta, es decir, una energía suficiente.

10. Encuentre la longitud de onda de la línea espectral que corresponde a la transición de n = 6 a n = 3 para el ión F8+ a.

¿Cuáles son los potenciales de ionización de los estados n = 6 y n = 3

b.

¿Cuál es la diferencia de energía entre estos dos estados?

a)

¿ RH

( n1i − n1f ) 2

−1

R H =109 677.581cm

2

1 1 ¿ 109 677.581cm ( 1 ) − 2 2 (6) (3) −1

−1

¿−9139.79 cm

b) Para n=6

y Z=1 2

−(Z) Ei= 2 ( 13.6 eV ) n Ei =

−1 (13.6 eV ) ( 6 )2

Ei=−0.87 eV

2

(

)

¿=6 y nf =3

n=6 ↔−0.37 eV

Para n=3 y Z=1 2

Ei =

−(Z) ( 13.6 eV ) n2

Ei =

−1 (13.6 eV ) ( 3 )2

Ei=−1.51 e V n=3↔−1.51 eV

c)

∆ E=RH

( n1i − n1f ) 2

−18

∆ E=2 x 10

2

J

(

1 1 − 2 2 (6) i (3) f

−19

∆ E=−1.81 x 10

)

J

11. ¿Qué queremos expresar cuando decimos que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada? R=Con esta idea queremos expresar el hecho de que la energía no puede tomar cualquier valor; es decir, no puede tomar infinitos valores. Esto se debe a la forma en que se transfiere de unos cuerpos a otros, en forma de pequeños paquetes energéticos. En cualquier caso, el valor de la energía que se transfiere es múltiplo del valor que corresponde al “paquete” elemental de energía, de valor E = h · f.

12. ¿Cuál sería el número máximo de líneas de emisión del átomo de Hidrógeno si solamente existieran los 6 primeros niveles de energía? Serie de Lyman= 5 líneas de emisión Serie de Balmer= 4 líneas de emisión Serie de Paschen= 3 líneas de emisión Serie de Braket= 2 líneas de emisión

13. ¿Cuál es la máxima frecuencia de la serie Paschen? La máxima frecuencia de Paschen se puede dar por los niveles de energía y para este serie corresponde cuando n=3, mediante:

ν =R H c

(

1 1 − 2 2 (3) i (3) f

)

ν =0 14. ¿De qué nivel parte un electrón del Hidrógeno que produce una radiación de 4340.5 Ǻ correspondiente a la serie Balmer? 15. ¿Qué energía se requiere para ionizar el electrón del He+ cuando se encuentra en la órbita n = 6? 2

−(Z) Ei= 2 ( 13.6 eV ) n

Ei =

+¿ 2 pro tone y 1 electron He¿

−(1)2 (13.6 eV ) (6)2

Ei=−0.37 eV

16. Indique el color de la luz emitida cuando el electrón del átomo de Hidrógeno desciende de la quinta a la segunda órbita. De acuerdo con la serie de Balmer de un orbital 5 de estar color azul pasa a rojo por colocarse ahora en el orbital 2.

17. Calcular el radio de la órbita y la energía del electrón para la primera órbita del Li2+.

r=n2 a 0 r=( 1 )2 ( .529 A ) r=.529 A

2+¿ 3 protones y 1 electron ¿ Li