Efecto Fotoeléctrico y Espectros Atómicos: Descubrimiento, Teoría y Aplicaciones

Efecto Fotoeléctrico: Descubrimiento y Fundamentos

El efecto fotoeléctrico fue observado por primera vez por Heinrich Hertz. Hertz notó que una descarga eléctrica entre dos electrodos ocurría más fácilmente si sobre uno de ellos incidía luz ultravioleta (UV). Este fenómeno consiste en la emisión de electrones por parte de un metal cuando sobre él incide una radiación electromagnética. Para su estudio, se utiliza un tubo de vacío con dos placas metálicas: el ánodo y el cátodo.

• Si el ánodo es positivo (+), atraerá a los electrones. Para un cierto voltaje (diferencia de potencial, DV), todos los electrones emitidos llegan al ánodo, y la intensidad de corriente es proporcional al número de electrones.
• Si el ánodo es negativo (-), los electrones serán repelidos, y solo llegarán aquellos que tengan una energía cinética (Ec) suficiente para vencer la repulsión. A un voltaje negativo específico, llamado potencial de frenado (V_D^-), ningún electrón llegará al ánodo. La energía cinética máxima de los electrones emitidos se relaciona con el potencial de frenado mediante la ecuación: Ec_max = eV_D.

Explicación Clásica y Evidencia Experimental

La teoría clásica del electromagnetismo no podía explicar completamente el efecto fotoeléctrico. Los resultados experimentales clave son:

• La existencia de una frecuencia umbral, característica de cada metal. Solo si la frecuencia de la radiación incidente supera esta frecuencia umbral, se produce la emisión de electrones.
• Si la frecuencia de la radiación es mayor que la umbral, el número de electrones emitidos es proporcional a la intensidad de la radiación incidente. Sin embargo, la energía cinética de estos electrones *no* depende de la intensidad de la luz, sino de la frecuencia de la radiación.
• La fotoemisión es instantánea.

Teoría de Einstein del Efecto Fotoeléctrico

Albert Einstein explicó el efecto fotoeléctrico basándose en la cuantización de la energía propuesta por Max Planck. Einstein postuló que no solo la energía de los osciladores atómicos estaba cuantizada, sino que toda la energía emitida por una fuente radiante estaba cuantizada en paquetes discretos llamados fotones.

La luz, por lo tanto, está constituida por partículas (fotones) cuya energía es E = hν, donde ν es la frecuencia de la radiación y h es la constante de Planck.

La energía de la radiación incidente (E_rad) se utiliza para dos propósitos:

1. Vencer la energía de enlace del electrón al metal (función de trabajo, W_o).
2. Proporcionar energía cinética (Ec) al electrón emitido.

Esto se expresa en la ecuación fundamental del efecto fotoeléctrico:

E_rad = W_o + Ec

• Si E_rad = W_o: Se alcanza la energía mínima para arrancar un electrón (frecuencia umbral).
• Si E_rad < W_o: No se produce efecto fotoeléctrico.
• Si E_rad > W_o: Sí se produce efecto fotoeléctrico, y el exceso de energía se convierte en energía cinética del electrón.

Al duplicar, por ejemplo, la intensidad de la luz, se duplica el número de fotones incidentes y, por lo tanto, la intensidad de la corriente fotoeléctrica (más electrones emitidos). Sin embargo, esto *no* cambia la energía de los fotones individuales (que depende solo de la frecuencia), por lo que la energía cinética *máxima* de los electrones emitidos no se modifica. W_o representa la energía mecánica mínima necesaria para vencer las fuerzas que mantienen unidos a los electrones al metal.

[1 Intensidad salen x electrones -- I (corriente eléctrica)]-[2 Intensidad salen 2x electrones -- 2I] La velocidad con la que salen los electrones no se duplica, porque todos los fotones llegan con la misma frecuencia.

Espectros Atómicos

Los átomos de un gas, excitados por una descarga eléctrica, producen espectros discontinuos, es decir, líneas (o rayas) a determinadas longitudes de onda. Existen dos tipos principales de espectros:

• Espectros de Emisión: La sustancia excitada emite radiación, que luego pasa a través de un prisma que la descompone en sus distintas longitudes de onda.
• Espectros de Absorción: Se utiliza una fuente que emite radiación continua. Esta radiación pasa a través de una sustancia, que absorbe ciertas longitudes de onda específicas.

Los espectros de emisión y absorción son complementarios y actúan como una "huella dactilar" de las sustancias, permitiendo su identificación inequívoca.

El Espectro del Hidrógeno y la Ecuación de Rydberg

Johannes Rydberg estudió el espectro del hidrógeno y encontró una ecuación empírica que describe las longitudes de onda de las líneas espectrales:

(Ecuación de Rydberg, que no se proporciona completamente en el original, pero es esencial para el SEO y la comprensión completa del tema. Se debe incluir la ecuación completa y una breve explicación de sus términos.)