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Scientia et Technica Año XVI, No 49, Diciembre de 2011. Universidad Tecnológica de Pereira. ISSN 0122-1701 1 
 
LABORATORIO 10 
ESPECTROSCOPÍA ÓPTICA 
Laboratory 10: Optical Spectroscopy 
Autor 1: Yenny Cristina Villarraga Carmona, 
Departamento de Física, Universidad Tecnológica de Pereira, Pereira, Colombia 
Correo-e:villarragacris@hotmail.com 
 
 
Resumen: En esta práctica se analiza las ondas de luz 
emitidas por diferentes materiales al dividirse la luz 
blanca, cuando se les suministra un voltaje. Basados en 
los conceptos planteados en la guía X, Ciclo II de Física 
III de la Universidad Tecnología de Pereira y su puesta 
en práctica, se busca reconocer el espectro –serie de 
colores- generado por diferentes elementos como lo son 
el Neón, Hidrogeno, Cadmio y Mercurio, al igual que 
calcular la constante de Rydberg. 
. 
 
 
Palabras claves: ondas de luz, voltaje, espectro, constante de 
Ryderberg . 
 
 
 
 
 
INTRODUCCIÓN 
 
En el presente laboratorio se aprenderá a utilizar el 
espectroscopio como herramienta para la identificación de 
elementos desconocidos por medio de su espectro de 
emisión. Además, a través del estudio del espectro de 
emisión del hidrógeno, se busca verificar la teoría de Bohr 
sobre el átomo del hidrógeno mediante la determinación de 
la constante de Rydberg. 
 
 
 
I. CONTENIDO 
 
A continuación se muestra cual es el contenido de la 
práctica: 
 
 
 
 
 
1. OBJETIVOS 
 
• Utilizar el espectroscopio como herramienta para 
la identificación de elementos desconocidos por 
su espectro de emisión. 
• A través del estudio del espectro de emisión del 
hidrógeno, verificar la teoría de Bohr sobre el 
átomo del hidrógeno mediante de la 
determinación de la constante de Rydberg. 
 
 
 
2. MARCO TEÓRICO 
 
Un átomo o molécula puede absorber o emitir 
radiación electromagnética solo de frecuencias bien 
definidas, debido a que los electrones dentro del átomo 
se encuentran en estados energéticos llamados 
“estacionarios”. La existencia de estos estados 
estacionarios impiden que el electrón sea capaz de 
variar su energía continuamente, dando lugar a lo que 
se conoce como cuantización de la energía. 
Así, la única posibilidad para que el electrón aumente 
su energía ocurre cuando efectúa “saltos” entre niveles 
permitidos, emitiendo o absorbiendo en ese proceso 
una cantidad discreta de energía. Esta cantidad se 
puede cuantificar a través de la siguiente fórmula que 
relaciona la energía E con el fin de obtener resultados 
específicos, Bohr propuso que en el caso un estado 
estacionario con la de otro cualesquiera E’. 
 
E '=E±hv 
En donde hv se definen como el cuanto de energía, h 
es la constante de Planck y v la frecuencia de la 
radiación. La ecuación anterior se obtiene aplicando 
los siguientes postulados de Niels Bohr: 
 
1.1. Un sistema atómico puede existir en estados 
estacionarios o cuantizados cada uno de los 
cuales tiene una energía definida. Las 
transiciones de un estado estacionario a otro 
mailto:villarragacris@hotmail.com
 
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están acompañadas por una ganancia o pérdida 
de una cantidad de energía igual a la diferencia 
de energía entre los dos estados: La energía 
ganada o perdida aparece como un cuanto de 
radiación electromagnética. 
1.2. Un cuanto de radiación tiene una frecuencia 
v igual a su energía dividida por la constante 
de Planck. 
E '−E 
v = 
h
 
Caso del hidrógeno, los estados estacionarios 
correspondan a orbitas circulares del electrón 
alrededor del núcleo y que el momentum angular 
L de este electrón debía ser un múltiplo entero de 
–h = h/2π. Al unir estas ideas es posible calcular 
la energía de los estados estacionarios del 
electrón por medio de la siguiente ecuación: 
 
E= 
R hc 
n
2 
 
En donde R es la constante de Rydberg, c la 
velocidad de la luz, E la carga eléctrica del 
electrón, n un entero positivo que denota el nivel 
energético. 
 
En consecuencia la primera ecuación se puede 
escribir como: 
 
1 1 1 
λ 
=R( 
n
2 
− 
m
2 
) 
En donde n denota el estado energético inicial o 
base y m el final para el caso de emisión. La 
anterior ecuación en su forma empírica recibió el 
nombre de Ecuación de Balmer en honor a Johan 
Jacob Balmer quien catalogó las líneas 
espectrales del hidrógeno. En este caso n=2 y 
m=3, 4 y 5, para rojo, verde azul y violeta 
respectivamente. 
 
 
 
PROCEDIMIENTO 
 
1. Se enciende la lámpara de Reuter (F2) y un 
tubo GEISSLER (F1) y se observa a través del 
anteojo (T). 
 
2. En el extremo del colimador (C1) hay un 
tornillo que regula la abertura de la ranura 
ajustable y de esa manera se le puede dar nitidez 
a las líneas espectrales. 
 
3. Se observa una línea espectral bien definida y 
se nota su ubicación en la escala graduada (ss’). 
Al tiempo se va girando el anteojo en su plano 
horizontal. Cómo es la ubicación de la línea 
espectral elegida con respecto a la escala graduada 
para cualquier posición del anteojo? 
 
4. Se anotan las posiciones sobre la escala para 
una serie de líneas espectrales bien definidas y se 
busca en la tabla 5.1 la longitud de onda 
correspondiente, acorde al elemento de estudio. 
 
5. Se repite el paso anterior con cada uno de los 
tubos espectrales de elementos conocidos. 
 
6. Con los datos tomados en los pasos 4.4 y 4.5 
se construye un gráfico de longitud de onda λ (en 
Å), vs. La escala (ss’), la cual será llamada curva 
de calibración. 
 
7. Se reemplaza la fuente para tubos GEISSLER, 
por la fuente para alimentar el tubo de hidrógeno, 
se enciende y se observa el espectro nítidamente. 
 
8. Se anotan las posiciones sobre la escala para 
las líneas espectrales del hidrógeno y por medio 
de la curva de calibración, determine las 
longitudes de onda λα (Rojo), λβ (Azul) y λϒ 
(Violeta) correspondientes con cada línea 
espectral. 
 
 
 
ANÁLISIS 
 
. 
 
 
 
 
1. Las notas de pie de página deberán estar en la página donde se citan. Letra Times New Roman de 8 puntos 
 
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Lo siguiente es un punto especifico que se pide hacer 
durante el procedimiento de la práctica, que es 
construir una gráfica de λ en función de la escala SS’ a 
partir de los datos tomados del Espectro del 
Hidrógeno, a esto se le llamará curva de calibración. 
 
HIDRÓGEN 
O 
Se tiene la siguiente tabla, para hallar la 
curva de calibración. 
 
 
2.50E+06 
 
2.00E+06 
 
1.50E+06 
 
1.00E+06 
 
5.00E+05 
 
0.00E+00 
 
 
 
f(x) = 10991141.16 x − 5175.33 
 
 
 
Linear () 
 
 
 
Tabla 1. Espectro del Hidrógeno 
0.12 0.14 0.16 0.18 0.2 0.22 
 
Gráfica 2. Inverso de la longitud vs (1/n2 – 1/m2) 
Tenemos la ecuación de la Recta: 
 
 
 
 
8000 
6000 
4000 
2000 
0 
 
Gráfica λ vs SS' 
 
f(x) = 626.94 x² − 10109.21 x + 43198.61 
 
 Poly- 
nomial 
() 
5 6 7 8 9 10 11 
Escala SS' 
1/ λ= 1x107( 1/n^2 – 1/m^2) - 5175.3 
Ecuación 10.4 
 
 
Al comparar la ecuación de la gráfica con la ecuación 10.4 
se puede observar que R= 1x107 m-1 lo cual da un valor 
aproximado al valor Teórico. 
 
 
2. Obtenga un porcentaje de error entre el valor que 
obtuvo de R y el valor que se encuentra en los libros. 
 
 
 
Gráfica 1. Longitud de Onda vs Escala SS’ 
 
 
1. Con base en la ecuación 10.4 es posible encontrar el 
valor de la constante de Rydberg R y así demostrar que 
la teoría de Bohr es válida para el átomo de hidrogeno. 
Con tal fin construya una gráfica lineal con sus datos 
experimentales de 1/λ en función de (1/n2 – 1/m2) a 
partir de la cual se pueda obtener un valor de R. 
La constante de Rydberg en equivalente a 1,097373 * 
10-7, por lo cual: 
 
Error % = |(1.097373*107-1x107)| / 1.097373*107 
Error % = 8.8 % 
 
 
 
 
PREGUNTAS 
 
 
1. ¿Se puede con la ecuación 10.4 hallar la 
constante de Rydberg utilizando cualquier 
elemento de emisión conocido? Explique. 
 
Si se puede hallar la constante de Rydberg 
utilizando cualquier elemento de emisión 
conocida, para esto es necesario conocer las 
características de las líneas espectrales del 
elemento, además de la relación entre la longitud 
de onda de los espectros y sus movimientos 
moleculares en semejante para cada elemento. 
Lo
n
gi
tu
d
 d
e
 O
n
d
a 
Color SS' l (Å) 
Rojo 5,5 6563 
Verde-azul 6,1 4861 
Violeta 9,8 4340 
 
Color l (m) 1/n2 - 1/m2 1/l n m 
Rojo 
6,563×10- 
7 
0,13888888 
9 1.52x10
6 
2 3 
Verde- 
Azul 
 
4,861×10- 
7 
0,1875 2.06 x106 2 4 
Violeta 
4,34×10-7 
0,2100 2.30 x106 2 5 
 
 
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2. ¿Existen líneas espectrales de algunos 
elementos, que no sean visibles para el ojo 
humano? 
 
Si, existen líneas del espectro óptico que el ojo no 
puede ver, estas no hacen parte de la Luz Visible y 
son las líneas formadas por los rayos ultravioleta 
(UV), infrarrojo (IR), rayos X y rayos Gamma; 
diferenciándose cada uno por la energía que 
emiten o absorben. 
 
De lo anterior, se puede decir que el ojo humano 
percibe ondas cuya longitud va desde 780 
nanómetros de la luz roja a 380 de la luz violeta, 
fuera de este rango las ondas son imperceptibles 
para el ojo humano. 
 
La retina del ojo humano es sensible a frecuencias 
entre 4.3 x 1014 Hz y 7.5 x 1014 Hz. Por ello, a esta 
banda de frecuencias se le llama región visible del 
espectro electromagnético. Los limites de esta 
banda corresponden a los colores limites del arco 
iris: una señal de frecuencia 7.5 x 1014 Hz se 
registra en el cerebro como color azul-violeta y 
una señal de frecuencia 4.2 x 1014 Hz como color 
rojo. El ojo no responde a frecuencias mayores 
(luz ultravioleta, rayos x, rayos ϒ) ni a frecuencias 
menores (luz infrarroja, ondas de radio). Esto se 
debe a que de toda la radiación electromagnética 
emitida por el sol, la única parte que no es 
absorbida por la atmosfera y llega hasta la 
superficie de la tierra, es la banda comprendida 
entre esas frecuencias límite. El ojo humano ha 
evolucionado para responder a la necesidad de ver 
objetos sobre la superficie de la tierra por medio 
de la luz solar. 
 
3. Consulte algunas aplicaciones. 
 
El espectro óptico es usado ampliamente en 
identificación de los iones o elemento de 
diferentes compuestos; ya que cada molécula 
posee un espectro de emisión o absorción único, 
de esta manera la realizar el análisis de los 
espectros se pueden determinar diferentes 
propiedades que luego se pueden comparar en 
tablas especializadas, con el fin de reconocer los 
elementos de la solución. 
 
De igual manera, se puede definir la concentración 
de moléculas en una solución, a partir de la 
cantidad de radiación emitida o absorbida. 
De lo anterior, se puede concluir que la 
espectroscopia óptica es aplica en diversos 
campos, como: 
 
• En química es usada para la identificación de 
sustancias en mezclas, igualmente para 
determinar la pureza y picos de impureza de 
diferentes soluciones. Sus enfoques son: 
 
1. Cualitativo, su aplicación es poca, pero 
facilita la elección de solvente pues se debe 
analizar el efecto del elemento a usar en el 
sistema absorbente. 
2. Cuantitativamente es un instrumento de gran 
valor en la determinación de metales por 
complejación, en la clasificación de 
elementos resultantes entre elementos no 
absorbentes, 
 
• En la rama de la salud, es útil en la 
identificación de concentraciones de 
sustancias en la sangre u orina. 
 
• En Astronomía es una herramienta para 
identificar los compuestos de las estrellas, a 
partir del estudio de la luz que estas emiten y 
absorben. 
 
En este orden, la espectroscopia es de gran 
utilidad en el análisis de trazas para muestras 
geológicas, biológicas, metalúrgicas, vítreas, 
compuestos manufactureros, sedimentos 
marinos, farmacéuticos y atmosféricos. 
 
 
I. CONCLUSIONES 
 
• Debido a sus condiciones energéticas y 
moleculares, el hidrogeno permite un mejor 
modelado para hallar la constante de Rydberg. 
 
• Algunos espectros son difíciles de percibir por 
el ojo humano debido a sus frecuencias. 
 
• A partir de la grafica del comportamiento de los 
espectros de los elementos (curva de 
calibración) es posible dar un valor 
aproximado del comportamiento espectral del 
hidrogeno. 
 
• A partir de la curva de calibración se puede 
demostrar la teoría de Bohr. 
 
• Comparando los datos experimentales del 
hidrogeno con los teóricos, se puede observar 
 
 
 
 
1. Las notas de pie de página deberán estar en la página donde se citan. Letra Times New Roman de 8 puntos 
 
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que el error es muy pequeño, reafirmando la 
teoría de Bohr. 
 
 
 
REFERENCIAS 
 
Arcos Velasco Héctor Iván, Cruz Muñoz Beatriz 
Holguín Tabares Carlos Arturo, Marín Ramírez William 
Medina Milton Humberto, Quiroga Hurtado John 
Ramírez Ramírez Ramiro, Riascos Landázury Henry 
Zuluaga Hernández Raúl Antonio, Guía de laboratorio 
física III Pereira Agosto 2011, practica 5, pagina 28 [20 de 
febrero] Disponible en: http://media.utp.edu.co/facultad- 
ciencias-basicas/archivos/contenidos-departamento-de- 
fisica/guiaslabrdeiiiingenierias2012.pdf 
 
Sears, Zemansky, Young y Freddman, Física Universitaria. 
Volumen I. Ed Pearson. Undécima Edición. 2005. 
http://media.utp.edu.co/facultad-