Espectros Atómicos y Radiación Electromagnética
Introducción
La radiación electromagnética permite transportar energía a través del espacio y comprende desde las ondas de radio hasta los rayos gamma. Cada tipo de radiación puede caracterizarse mediante su longitud de onda, frecuencia y energía.
Los átomos pueden absorber o emitir radiación cuando sus electrones cambian entre distintos estados de energía. Como estos estados están cuantizados, solo pueden producirse determinadas transiciones, lo que origina los característicos espectros atómicos de líneas. El estudio de estos espectros fue una de las evidencias experimentales fundamentales para el desarrollo de los modelos atómicos modernos y de la mecánica cuántica.
¿Qué es la Radiación Electromagnética?
La radiación electromagnética es una forma de propagación de energía asociada a campos eléctricos y magnéticos variables.
En el vacío se propaga a la velocidad exacta de c = 299 792 458 m/s , que habitualmente aproximamos como: c ≈ 3,00 × 10⁸ m/s
Las radiaciones electromagnéticas pueden describirse mediante:
- Longitud de onda.
- Frecuencia.
- Energía de los fotones.
Ondas Electromagnéticas
Desde el punto de vista ondulatorio, una radiación electromagnética puede describirse mediante un campo eléctrico y un campo magnético oscilantes.
En una onda electromagnética plana ideal:
- El campo eléctrico es perpendicular al campo magnético.
- Ambos son perpendiculares a la dirección de propagación.
La radiación electromagnética puede propagarse en el vacío y no necesita un medio material.
Longitud de Onda
La longitud de onda se representa mediante: λ
Indica la distancia espacial entre dos puntos equivalentes consecutivos de una onda.
Su unidad en el Sistema Internacional es: m
En espectroscopía son frecuentes:
- nm
- μm
- pm
Conversión importante: 1 nm = 10⁻⁹ m
Frecuencia
La frecuencia se representa mediante: ν
Indica el número de oscilaciones de la onda por unidad de tiempo.
Su unidad es: Hz
1 Hz = 1 s⁻¹
Una frecuencia elevada corresponde a un mayor número de oscilaciones por segundo.
Relación entre longitud de onda y frecuencia
En el vacío: c = λν
donde:
- c = velocidad de la luz.
- λ = longitud de onda.
- ν = frecuencia.
También:
- ν = c/λ
- λ = c/ν
Por tanto:
- mayor λ → menor ν
- menor λ → mayor ν
¿Qué es el Espectro Electromagnético?
El espectro electromagnético es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas ordenadas según su longitud de onda, frecuencia o energía.
De mayor longitud de onda y menor frecuencia hacia menor longitud de onda y mayor frecuencia:
- Ondas de radio
- Microondas
- Infrarrojo
- Visible
- Ultravioleta
- Rayos X
- Rayos gamma
Regiones del Espectro Electromagnético
Tabla orientativa
| Región | Longitud de onda aproximada |
|---|---|
| Ondas de radio | > 1 m |
| Microondas | 1 mm – 1 m |
| Infrarrojo | 700 nm – 1 mm |
| Visible | 380–750 nm |
| Ultravioleta | 10–400 nm |
| Rayos X | 0,01–10 nm |
| Rayos gamma | < 0,01 nm |
Radiación Visible
La radiación visible comprende aproximadamente: 380–750 nm
Aunque los límites dependen de la sensibilidad visual y de la convención utilizada.
De menor a mayor longitud de onda:
- violeta
- azul
- verde
- amarillo
- naranja
- rojo
La radiación violeta posee mayor frecuencia y mayor energía por fotón que la roja.
¿Qué es un Fotón?
Un fotón es el cuanto elemental de la radiación electromagnética. En otras palabras, es la unidad mínima en la que puede emitirse, absorberse o intercambiarse energía electromagnética.
La luz visible está formada por fotones, pero los fotones no corresponden únicamente a la luz visible. Todas las regiones del espectro electromagnético están asociadas a fotones, entre ellas las ondas de radio, las microondas, la radiación infrarroja, la luz visible, la radiación ultravioleta, los rayos X y los rayos gamma.
Lo que diferencia a los fotones de estas distintas radiaciones no es su naturaleza fundamental, sino principalmente su energía y su frecuencia.
Naturaleza del Fotón
El fotón es una partícula elemental, es decir, según el conocimiento actual no está constituido por partículas más pequeñas.
Es el cuanto del campo electromagnético y actúa como portador de la interacción electromagnética.
Sus principales características son las siguientes.
- No posee carga eléctrica, Su carga es: q = 0
- Su masa en reposo es nula: m₀ = 0
- Posee energía
- Posee cantidad de movimiento o momento lineal.
- En el vacío se propaga a la velocidad de la luz: c = 299 792 458 m·s⁻¹ , aproximadamente c ≈ 3,00 · 10⁸ m·s⁻¹
El fotón es además una partícula de espín 1 y pertenece al grupo de partículas denominadas bosones.
Fotón y Radiación Electromagnética
La radiación electromagnética puede describirse mediante dos modelos complementarios.
En determinadas situaciones se comporta como una onda electromagnética, caracterizada por magnitudes como la longitud de onda y la frecuencia.
En otras situaciones manifiesta un comportamiento corpuscular y la energía se intercambia mediante unidades discretas llamadas fotones.
Por tanto, la radiación electromagnética presenta una naturaleza cuántica que no puede describirse completamente mediante una imagen exclusivamente ondulatoria o exclusivamente corpuscular.
Este comportamiento se relaciona con la denominada dualidad onda-partícula.
Energía de un Fotón
La energía de un fotón depende directamente de la frecuencia de la radiación.
La relación fundamental es: E = hν
donde E es la energía del fotón, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la radiación.
La constante de Planck tiene el valor: h = 6,62607015 · 10⁻³⁴ J·s
Por tanto, cuanto mayor sea la frecuencia de la radiación, mayor será la energía de cada fotón.
Si aumenta ν, aumenta E.
Esta relación es fundamental para comprender el comportamiento de la radiación electromagnética.
Energía y Longitud de Onda
La frecuencia y la longitud de onda de una radiación electromagnética están relacionadas mediante:
donde c es la velocidad de la luz en el vacío, λ es la longitud de onda y ν es la frecuencia. c = λν
Despejando la frecuencia: ν = c/λ
y sustituyendo en la ecuación de Planck: E = hc/λ
Por tanto, la energía de un fotón también puede calcularse mediante: E = hc/λ
Esta expresión muestra que la energía es inversamente proporcional a la longitud de onda.
- A menor longitud de onda, mayor energía.
- A mayor longitud de onda, menor energía.
Esto explica por qué los rayos gamma poseen fotones mucho más energéticos que las ondas de radio.
Cantidad de Movimiento del Fotón
Aunque el fotón no posee masa en reposo, sí posee cantidad de movimiento.
Su momento lineal viene dado por: p = h/λ
También puede expresarse como: p = E/c
Por tanto, un fotón puede transferir no solo energía, sino también cantidad de movimiento a la materia.
Este hecho permite explicar fenómenos como la presión de radiación.
Masa del Fotón
Es importante interpretar correctamente la afirmación de que el fotón tiene masa nula.
El fotón posee masa en reposo nula.
Esto no significa que no tenga energía.
La relación relativista general entre energía, momento y masa es: E² = p²c² + m₀²c⁴
Para un fotón: m₀ = 0 , por lo que: E = pc
El fotón puede poseer energía y momento lineal aunque su masa en reposo sea cero.
Constante de Planck
La constante de Planck es una constante física fundamental que relaciona la energía asociada a un proceso cuántico con la frecuencia de la radiación electromagnética correspondiente. Se representa mediante la letra h.
Su valor exacto en el Sistema Internacional es h = 6,62607015 · 10⁻³⁴ J·s
Este valor es extremadamente pequeño, lo que explica que los efectos cuánticos sean especialmente relevantes a escala atómica y subatómica, mientras que normalmente resultan inapreciables en los objetos macroscópicos de la vida cotidiana.
Origen de la Constante de Planck
La constante fue introducida por el físico alemán Max Planck en 1900 durante sus estudios sobre la radiación emitida por los cuerpos calientes.
La física clásica no conseguía explicar correctamente cómo se distribuía la energía de la radiación emitida por un cuerpo negro en función de su frecuencia. Para resolver este problema, Planck propuso que la energía no podía intercambiarse de cualquier manera, sino en cantidades discretas relacionadas con la frecuencia de la radiación.
La relación fundamental que introdujo fue E = hν
donde E es la energía, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia.
Esta propuesta constituyó uno de los primeros pasos fundamentales hacia el desarrollo de la mecánica cuántica.
Significado Físico
La constante de Planck establece la escala característica de los fenómenos cuánticos.
La relación E = hν , indica que la energía asociada a un fotón es directamente proporcional a su frecuencia.
Por tanto, dos radiaciones con frecuencias diferentes poseen fotones con energías diferentes.
Si aumenta la frecuencia, aumenta la energía de cada fotón. ν ↑ → E ↑
La constante de Planck actúa como factor de proporcionalidad entre ambas magnitudes.
Por ejemplo, una radiación de frecuencia elevada, como los rayos X, está formada por fotones más energéticos que una radiación de frecuencia menor, como las ondas de radio.
Unidades de la Constante de Planck
En el Sistema Internacional, la constante de Planck se expresa en J·s , es decir, julios por segundo multiplicado por segundos.
Como 1 J = 1 kg·m²·s⁻² , se obtiene J·s = kg·m²·s⁻¹
Estas son las dimensiones físicas de una magnitud denominada acción.
Por tanto, la constante de Planck posee dimensiones de acción.
La acción es una magnitud fundamental en mecánica y adquiere una importancia especial en mecánica cuántica.
Relación con la Energía de un Fotón
Una de las aplicaciones más importantes de la constante de Planck es calcular la energía de un fotón.
La expresión es E = hν
Si conocemos la frecuencia de una radiación, podemos calcular directamente la energía de cada fotón.
Por ejemplo, para una radiación con frecuencia:
ν = 5,0 · 10¹⁴ Hz , la energía de un fotón será: E = (6,626 · 10⁻³⁴ J·s)(5,0 · 10¹⁴ s⁻¹)
E ≈ 3,31 · 10⁻¹⁹ J
Esta energía corresponde a un único fotón.
Relación con la Longitud de Onda
La frecuencia y la longitud de onda de una radiación electromagnética están relacionadas mediante c = λν
donde c es la velocidad de la luz en el vacío, λ es la longitud de onda y ν es la frecuencia.
Despejando la frecuencia: ν = c/λ , y sustituyendo en la ecuación de Planck , E = hν
se obtiene E = hc/λ
Esta expresión permite calcular la energía de un fotón directamente a partir de su longitud de onda.
Por tanto, la constante de Planck también establece la relación entre la energía y la longitud de onda.
A menor longitud de onda, mayor energía. λ ↓ → E ↑
A mayor longitud de onda, menor energía. λ ↑ → E ↓
Constante de Planck y Cuantización
El concepto de cuantización significa que determinadas magnitudes físicas no pueden adoptar cualquier valor continuo, sino únicamente determinados valores permitidos.
La constante de Planck aparece de manera fundamental en esta descripción.
En el caso de la radiación electromagnética, la energía se intercambia mediante cuantos cuya energía cumple: E = hν
Para una frecuencia determinada, las cantidades de energía intercambiadas están relacionadas con múltiplos de: hν
Esta idea supuso una ruptura con la física clásica, en la que se consideraba que la energía podía intercambiarse de forma completamente continua.
Por ello, h constituye una de las constantes fundamentales que caracterizan el comportamiento cuántico de la naturaleza.
Constante de Planck y Transiciones Atómicas
Los electrones de un átomo pueden encontrarse únicamente en determinados estados energéticos.
Cuando un electrón pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía, puede emitirse un fotón.
La energía del fotón corresponde a la diferencia entre ambos estados: ΔE = hν
De forma equivalente: ν = ΔE/h
Por tanto, la constante de Planck permite relacionar las diferencias entre niveles energéticos de un átomo con las frecuencias de la radiación que puede absorber o emitir.
Esta relación es fundamental para comprender los espectros atómicos.
Constante de Planck Reducida
En mecánica cuántica se utiliza con mucha frecuencia otra constante relacionada con h, denominada constante de Planck reducida.
Se representa mediante ℏ , y se lee habitualmente como “h barra”.
Se define mediante: ℏ = h/(2π)
Su valor aproximado es: ℏ ≈ 1,054571817 · 10⁻³⁴ J·s
La constante ℏ aparece de forma natural en numerosas ecuaciones de la mecánica cuántica, especialmente en aquellas relacionadas con el momento angular, el espín y la ecuación de Schrödinger.
No se trata de una constante física independiente, sino de una forma de expresar la constante de Planck dividida por 2π.
¿Por Qué la Constante de Planck es tan Pequeña?
El valor de h es aproximadamente: 6,63 · 10⁻³⁴ J·s
Esta cantidad es extremadamente pequeña en comparación con las magnitudes habituales del mundo macroscópico.
Por ello, la cuantización asociada a h resulta normalmente imperceptible en objetos cotidianos.
Sin embargo, a escala atómica y subatómica las energías, momentos y dimensiones son suficientemente pequeños para que los efectos relacionados con h sean fundamentales.
Por esta razón, la constante de Planck puede considerarse una especie de escala natural que separa, de manera aproximada, los fenómenos en los que la física clásica proporciona una descripción adecuada de aquellos en los que es necesario utilizar la mecánica cuántica.
Constante de Planck y Principio de Incertidumbre
La constante de Planck reducida aparece también en el principio de incertidumbre de Heisenberg.
Una de sus expresiones es: Δx · Δp ≥ ℏ/2
donde Δx representa la incertidumbre en la posición y Δp la incertidumbre en la cantidad de movimiento.
Esta relación muestra que determinadas parejas de magnitudes físicas no pueden conocerse simultáneamente con precisión arbitraria.
La aparición de ℏ demuestra nuevamente que la constante de Planck establece la escala de los fenómenos cuánticos.
Constante de Planck y Momento Angular
En sistemas cuánticos, el momento angular también aparece cuantizado y la constante ℏ desempeña un papel fundamental.
Por ejemplo, determinadas componentes del momento angular pueden expresarse mediante múltiplos de ℏ
Por ello, tanto h como ℏ aparecen de manera constante en la descripción matemática de átomos, electrones y otras partículas.
Valor Exacto en el Sistema Internacional
Desde la redefinición del Sistema Internacional de Unidades que entró en vigor en 2019, el valor de la constante de Planck está fijado exactamente como:
h = 6,62607015 · 10⁻³⁴ J·s
Esto significa que su valor ya no se determina como una cantidad experimental con una incertidumbre asociada dentro del SI, sino que se utiliza como una de las constantes definitorias del propio sistema de unidades.
La fijación exacta de h permitió redefinir el kilogramo mediante constantes fundamentales de la naturaleza, sustituyendo la antigua definición basada en un objeto material de referencia.
Importancia de la Constante de Planck
La constante de Planck es fundamental porque aparece en prácticamente toda la física cuántica.
- Permite relacionar energía y frecuencia mediante E = hν
- Relaciona cantidad de movimiento y longitud de onda mediante p = h/λ
- Interviene en la cuantización de los niveles energéticos y del momento angular, aparece en el principio de incertidumbre y forma parte de las ecuaciones fundamentales utilizadas para describir sistemas cuánticos.
Su introducción por Max Planck marcó el inicio de una transformación profunda de la física y permitió desarrollar posteriormente la teoría cuántica.
En síntesis, la constante de Planck es la constante fundamental que establece la escala de los fenómenos cuánticos y conecta magnitudes como energía, frecuencia, longitud de onda y cantidad de movimiento.
Su valor exacto es h = 6,62607015 · 10⁻³⁴ J·s.
Interacción entre la Radiación Electromagnética y los Átomos
La radiación electromagnética puede intercambiar energía con los átomos. Esta interacción se produce principalmente porque los electrones de un átomo solo pueden ocupar determinados estados de energía y pueden pasar de unos a otros mediante la absorción o emisión de radiación.
La energía de la radiación electromagnética está cuantizada en fotones. La energía de cada fotón viene dada por la expresión E = hν
Donde E es la energía del fotón, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la radiación.
Por tanto, un átomo no puede absorber cualquier cantidad arbitraria de energía.
Para que se produzca una transición entre dos estados electrónicos, la energía del fotón debe corresponder a la diferencia de energía entre dichos estados: ΔE = Ef − Ei = hν
Donde Ei es la energía inicial y Ef es la energía final.
Estados de Energía Cuantizados
Los electrones de un átomo no pueden encontrarse con cualquier valor de energía. Solo pueden ocupar determinados estados energéticos permitidos.
En el estado de menor energía posible, el átomo se encuentra en su estado fundamental.
Si el átomo recibe energía suficiente, uno de sus electrones puede pasar a un estado de mayor energía. En ese caso se dice que el átomo se encuentra en un estado excitado.
Por tanto, una transición electrónica implica un cambio entre dos estados energéticos permitidos.
Absorción de Radiación
Cuando un átomo recibe un fotón cuya energía coincide con la diferencia entre dos estados electrónicos permitidos, el fotón puede ser absorbido.
El electrón pasa entonces de un estado de menor energía a otro de mayor energía.
De forma general: átomo + fotón → átomo excitado
La condición energética es: hν = Ef − Ei
El fotón desaparece como tal al ser absorbido y su energía se transfiere al átomo.
Si la energía del fotón no corresponde a una transición permitida, el átomo no puede absorberlo mediante esa transición concreta.
Esto explica por qué los átomos absorben únicamente determinadas frecuencias de radiación.
Excitación Atómica
La excitación consiste en el paso de un electrón a un estado energético superior sin que llegue a abandonar el átomo.
Por ejemplo, si un electrón se encuentra inicialmente en un estado de energía E1 y absorbe un fotón adecuado, puede pasar a un estado E2.
La energía necesaria será: ΔE = E2 − E1
y deberá cumplirse hν = ΔE
El átomo permanece excitado durante un tiempo determinado, pero normalmente este estado no es permanente.
Emisión de Radiación
Un átomo excitado puede volver a un estado de menor energía.
Cuando esto ocurre, la diferencia de energía puede liberarse en forma de un fotón.
De forma general: átomo excitado → átomo de menor energía + fotón
La energía del fotón emitido es: Efotón = Ei − Ef
Siendo Ei el estado inicial de mayor energía y Ef el estado final de menor energía.
También puede expresarse como: hν = Ei − Ef
Por tanto, la frecuencia de la radiación emitida depende directamente de la diferencia de energía entre los estados implicados.
Emisión y Absorción
La absorción y la emisión son procesos inversos.
- En la absorción, el átomo recibe energía y el electrón pasa a un estado superior.
- En la emisión, el átomo pierde energía y el electrón pasa a un estado inferior.
Para una misma pareja de estados energéticos, la energía absorbida y la energía emitida tienen el mismo valor.
Si una transición requiere una energía ΔE, el fotón asociado tendrá una frecuencia: ν = ΔE/h
Relación con la Longitud de Onda
Como la frecuencia y la longitud de onda están relacionadas mediante c = λν, la energía de un fotón también puede escribirse como: E = hc/λ
Por tanto, la diferencia energética entre dos estados puede expresarse como: ΔE = hc/λ
Esto significa que cada transición electrónica está asociada a una determinada frecuencia y longitud de onda.
Cuanto mayor sea la diferencia de energía entre dos estados, mayor será la frecuencia de la radiación asociada y menor será su longitud de onda.
Espectros Atómicos
Como los electrones solo pueden ocupar determinados estados energéticos, los átomos solo pueden absorber o emitir determinadas energías.
Por esta razón, los espectros atómicos están formados por líneas discretas y no por todas las frecuencias posibles.
Cada línea espectral corresponde a una transición entre dos estados energéticos.
En un espectro de emisión, las líneas corresponden a fotones emitidos cuando los electrones pasan de estados de mayor energía a estados de menor energía.
En un espectro de absorción, las líneas corresponden a frecuencias absorbidas cuando los electrones pasan de estados de menor energía a estados superiores.
Cada elemento posee una estructura electrónica propia, por lo que presenta un conjunto característico de líneas espectrales.
Ionización
Si el átomo absorbe suficiente energía, el electrón puede abandonar completamente el átomo.
Este proceso recibe el nombre de ionización.
De forma simplificada: A + hν → A⁺ + e⁻
Para que se produzca la ionización, la energía del fotón debe ser igual o superior a la energía necesaria para arrancar el electrón.
- Si hν < Eionización , el fotón no posee energía suficiente para ionizar el átomo mediante ese proceso.
- Si hν ≥ Eionización , puede producirse la ionización.
La energía que exceda la energía mínima necesaria puede aparecer como energía cinética del electrón expulsado.
Excitación e Ionización
Conviene diferenciar ambos procesos.
- En una excitación, el electrón permanece unido al átomo, aunque pasa a un estado energético superior.
- En una ionización, el electrón recibe suficiente energía para abandonar el átomo.
La ionización requiere superar un límite energético correspondiente a la energía de ionización del átomo.
Dependencia con la Frecuencia
La interacción entre un átomo y la radiación depende de la energía de los fotones y, por tanto, de su frecuencia: E = hν
Una frecuencia mayor implica una mayor energía por fotón.
Por ello, diferentes regiones de la radiación electromagnética pueden producir diferentes tipos de interacción con los átomos.
Lo fundamental no es únicamente la cantidad total de radiación recibida, sino también la energía individual de los fotones.
Idea Fundamental
La interacción entre la radiación electromagnética y los átomos está determinada por la estructura energética cuantizada de estos.
Los átomos pueden absorber fotones cuando su energía coincide con una transición electrónica permitida, pueden emitir fotones al pasar a estados de menor energía y pueden ionizarse si reciben suficiente energía para liberar un electrón.
La relación fundamental que conecta la radiación con las transiciones atómicas es ΔE = hν
Esta expresión constituye la base para comprender la absorción y emisión de radiación por los átomos y el origen de sus espectros característicos.
¿Qué son los Espectros Atómicos?
Los espectros atómicos son conjuntos de frecuencias o longitudes de onda características asociadas a la emisión o absorción de radiación por átomos.
En condiciones apropiadas aparecen como líneas espectrales.
Cada línea está relacionada con una diferencia concreta de energía entre estados electrónicos.
¿Por qué los espectros atómicos tienen líneas?
Los electrones no pueden presentar cualquier energía ligada al átomo.
Solo existen determinados estados permitidos.
Como |ΔE| = hν, cada diferencia energética produce una frecuencia concreta.
Por ello, en lugar de obtener una distribución continua, aparecen determinadas líneas espectrales
Espectro de Emisión
Un espectro de emisión es el conjunto de radiaciones electromagnéticas que emite una sustancia cuando sus átomos, iones o moléculas previamente excitados regresan a estados de menor energía.
En el caso de los átomos, el espectro de emisión se origina porque los electrones solo pueden ocupar determinados estados energéticos. Cuando un electrón pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía, el átomo libera la diferencia de energía en forma de un fotón.
Si Ei es la energía inicial y Ef la energía final, con Ei > Ef, la energía emitida cumple ΔE = Ei − Ef = hν.
Como también se cumple c = λν, la energía del fotón puede expresarse como ΔE = hc/λ.
Por tanto, cada transición electrónica posible está asociada a una frecuencia y una longitud de onda determinadas.
Origen del Espectro de Emisión
Un átomo puede absorber energía mediante calentamiento, una descarga eléctrica u otros procesos. Como consecuencia, uno o varios electrones pueden pasar desde estados de menor energía a estados de mayor energía.
El átomo se encuentra entonces en un estado excitado.
Los estados excitados suelen ser inestables y, después de un intervalo de tiempo, los electrones pueden regresar a estados de menor energía.
Durante este proceso se emite energía en forma de radiación electromagnética.
De forma simplificada puede representarse como átomo excitado → átomo de menor energía + fotón.
La energía del fotón depende exclusivamente de la diferencia de energía entre los estados implicados en la transición.
Niveles de Energía Cuantizados
Los electrones de un átomo no pueden poseer cualquier valor de energía, sino únicamente determinados valores permitidos.
Por esta razón, las diferencias entre estados energéticos tampoco pueden tomar cualquier valor.
Como ΔE = hν, cada diferencia energética produce una frecuencia concreta.
Por ello, en lugar de obtener una distribución continua de todas las frecuencias posibles, aparecen determinadas líneas espectrales.
Espectro de Líneas
Cuando se estudia la radiación emitida por átomos aislados o gases a baja presión, el espectro suele estar formado por líneas brillantes separadas por regiones oscuras.
Cada línea corresponde a una longitud de onda concreta y, por tanto, a una transición energética determinada.
Este tipo de espectro recibe el nombre de espectro de emisión de líneas.
Por ejemplo, si un electrón pasa de un nivel E3 a un nivel E2:
- la energía del fotón emitido será ΔE = E3 − E2
Si posteriormente otro electrón pasa de E2 a E1:
- se emitirá otro fotón cuya energía será ΔE = E2 − E1.
Como las diferencias de energía son distintas, los fotones emitidos presentan frecuencias y longitudes de onda diferentes.
Carácter Discontinuo del Espectro Atómico
Una característica fundamental de los espectros atómicos de emisión es que son discontinuos.
No aparecen todas las longitudes de onda posibles, sino solamente aquellas correspondientes a diferencias entre estados energéticos permitidos.
Este hecho constituyó una evidencia fundamental de que la energía de los electrones en los átomos está cuantizada.
Si los electrones pudieran poseer cualquier energía, cabría esperar una emisión continua.
Sin embargo, los átomos producen líneas determinadas porque solo existen ciertas transiciones energéticas posibles.
Espectro Característico de Cada Elemento
Cada elemento químico posee una estructura electrónica propia y, por tanto, un conjunto específico de estados energéticos.
Como consecuencia, cada elemento presenta un espectro de emisión característico.
Las posiciones de las líneas dependen de las diferencias de energía existentes entre los estados electrónicos del átomo.
Por ello, dos elementos diferentes presentan conjuntos distintos de líneas espectrales.
El espectro de emisión puede considerarse así una especie de identificación espectral del elemento.
Espectro de Emisión del Hidrógeno
El hidrógeno proporciona uno de los ejemplos más sencillos de espectro atómico.
Su único electrón puede ocupar diferentes estados energéticos.
Cuando el electrón pasa desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, emite un fotón cuya energía corresponde exactamente a la diferencia entre ambos estados.
Las distintas transiciones originan diferentes líneas espectrales.
Estas líneas se agrupan en series según el estado final al que llega el electrón, como las series de Lyman, Balmer y Paschen.
La serie de Balmer incluye varias líneas situadas en la región visible del espectro electromagnético.
Espectro de Emisión y Color
Algunas líneas de emisión se encuentran dentro de la región visible y pueden observarse como colores determinados.
Cuando una sustancia emite varias líneas visibles, el color observado resulta de la combinación de esas radiaciones.
Esta propiedad explica, por ejemplo, los colores característicos observados en determinadas pruebas de llama.
El sodio produce una emisión amarilla muy intensa, mientras que otros elementos presentan colores diferentes debido a sus distintas transiciones electrónicas.
Espectro de Emisión y Configuración Electrónica
El espectro de emisión está directamente relacionado con la estructura electrónica del átomo.
Las energías de los estados electrónicos dependen de factores como la carga nuclear, la distribución de los electrones y las interacciones entre ellos.
Por esta razón, elementos distintos presentan estructuras energéticas diferentes y, en consecuencia, espectros diferentes.
El estudio de los espectros de emisión proporciona información sobre los estados energéticos permitidos dentro de los átomos.
Importancia del Espectro de Emisión
El espectro de emisión permite identificar elementos químicos y estudiar su estructura electrónica.
También constituye una de las evidencias experimentales fundamentales de la cuantización de la energía en los átomos.
Su estudio fue decisivo para el desarrollo de los modelos atómicos y posteriormente de la mecánica cuántica.
Además, el análisis de los espectros de emisión permite determinar la composición química de sustancias y de objetos muy alejados, como las estrellas, a partir de la radiación que emiten.
Espectro de Absorción
Un espectro de absorción es el conjunto de longitudes de onda o frecuencias que una sustancia absorbe cuando una radiación electromagnética atraviesa dicha sustancia.
En el caso de los átomos, el espectro de absorción se origina cuando un electrón que se encuentra en un estado de menor energía absorbe un fotón y pasa a un estado de mayor energía.
Para que la absorción tenga lugar, la energía del fotón debe coincidir exactamente con la diferencia de energía entre dos estados electrónicos permitidos. Esta condición puede expresarse como ΔE = Ef − Ei = hν.
Por tanto, un átomo no absorbe cualquier frecuencia de radiación, sino únicamente aquellas que corresponden a diferencias energéticas permitidas entre sus estados electrónicos.
Origen del Espectro de Absorción
Cuando una radiación continua atraviesa una muestra gaseosa, algunos fotones pueden ser absorbidos por los átomos presentes.
Si un fotón posee la energía adecuada, uno de los electrones puede pasar desde un estado de menor energía a otro de mayor energía.
De forma simplificada, el proceso puede representarse como átomo + fotón → átomo excitado.
La energía del fotón absorbido queda incorporada al átomo, aumentando su energía interna.
Condición de Absorción
La absorción de un fotón requiere que su energía coincida con una transición electrónica permitida.
Si el electrón pasa de un estado Ei a otro Ef, con Ef > Ei, debe cumplirse: ΔE = Ef − Ei = hν.
Como también se cumple c = λν, la misma relación puede expresarse como ΔE = hc/λ.
Por tanto, cada transición electrónica posible está asociada a una frecuencia y una longitud de onda concretas.
Si la energía del fotón no coincide con una diferencia energética permitida, esa transición no se produce.
Excitación del Átomo
Cuando el electrón absorbe el fotón y pasa a un estado de mayor energía, el átomo queda excitado.
Por ejemplo, si un electrón pasa de un nivel E1 a un nivel E2, la energía absorbida será ΔE = E2 − E1.
El átomo permanece en ese estado excitado durante un tiempo determinado y posteriormente puede regresar a estados de menor energía mediante la emisión de radiación u otros procesos.
Líneas de Absorción
Como los electrones solo pueden ocupar determinados estados energéticos, solo pueden absorber fotones con determinadas energías.
Por ello, en lugar de absorber todas las longitudes de onda de una radiación continua, el átomo absorbe únicamente algunas.
Estas longitudes de onda aparecen en el espectro como líneas oscuras sobre un fondo continuo.
Cada línea oscura corresponde a una frecuencia que ha sido absorbida por los átomos de la muestra.
Por tanto, un espectro atómico de absorción es un espectro discontinuo formado por líneas características.
Relación entre Energía y Longitud de Onda
La energía del fotón absorbido puede expresarse como E = hν = hc/λ.
Por tanto, una transición que requiere una gran diferencia de energía necesita un fotón de mayor frecuencia y menor longitud de onda.
Una transición que requiere una menor diferencia de energía necesita un fotón de menor frecuencia y mayor longitud de onda.
En consecuencia, cuanto mayor sea ΔE, mayor será ν y menor será λ.
Carácter Cuantizado
El espectro de absorción constituye una evidencia directa de que los estados energéticos de los electrones están cuantizados.
Si los electrones pudieran absorber cualquier cantidad de energía, la absorción sería continua.
Sin embargo, experimentalmente se observa que únicamente se absorben determinadas frecuencias.
Esto demuestra que las transiciones electrónicas solo pueden producirse entre determinados estados de energía.
Espectro Característico de Cada Elemento
Cada elemento químico posee una estructura electrónica propia y, por tanto, un conjunto característico de estados energéticos.
Como consecuencia, cada elemento absorbe unas frecuencias determinadas.
Por ello, el espectro de absorción de un elemento es característico y puede utilizarse para identificarlo.
Las posiciones de las líneas dependen de las diferencias de energía existentes entre sus estados electrónicos.
Obtención Experimental
Para obtener un espectro de absorción se hace pasar una radiación continua a través de una muestra.
Los átomos absorben determinadas longitudes de onda y permiten que las restantes continúen propagándose.
Después, la radiación transmitida puede separarse mediante un prisma o una red de difracción.
El resultado es un espectro continuo atravesado por líneas oscuras en las posiciones correspondientes a las longitudes de onda absorbidas.
Espectro de Absorción del Hidrógeno
El átomo de hidrógeno puede absorber fotones cuando su único electrón pasa desde un estado de menor energía a otro de mayor energía.
Por ejemplo, una transición desde E1 hasta E2 requiere una energía ΔE = E2 − E1.
Solo un fotón cuya energía satisfaga hν = ΔE podrá producir esa transición.
Como existen diferentes estados energéticos posibles, aparecen diferentes líneas de absorción.
Cada una corresponde a una transición concreta del electrón.
Relación con el Espectro de Emisión
El espectro de absorción y el espectro de emisión están estrechamente relacionados.
- En la absorción, el electrón pasa de un estado de menor energía a otro de mayor energía.
- En la emisión, el electrón pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía.
Si intervienen los mismos dos estados energéticos, la energía absorbida y la emitida tienen el mismo valor.
Por tanto, las líneas de absorción y emisión de un mismo elemento pueden aparecer en las mismas longitudes de onda, aunque visualmente se observen de forma diferente.
- En el espectro de emisión aparecen líneas brillantes sobre fondo oscuro.
- En el espectro de absorción aparecen líneas oscuras sobre un espectro continuo.
Importancia del Espectro de Absorción
El espectro de absorción permite estudiar la estructura energética de átomos y moléculas e identificar las sustancias presentes en una muestra.
También permite determinar qué frecuencias de radiación pueden provocar determinadas transiciones electrónicas.
Su estudio es fundamental en espectroscopía, análisis químico y astronomía.
Por ejemplo, cuando la luz procedente de una estrella atraviesa las capas gaseosas más externas, determinados átomos absorben frecuencias concretas. Las líneas oscuras observadas en el espectro permiten identificar los elementos presentes en la atmósfera estelar.
Diferencia entre Espectro Electromagnético y espectro Atómico
El espectro electromagnético y el espectro atómico son conceptos relacionados con la radiación electromagnética, pero no significan lo mismo.
- El espectro electromagnético es el conjunto completo de todas las radiaciones electromagnéticas posibles, ordenadas según su frecuencia, longitud de onda o energía. Incluye ondas de radio, microondas, infrarrojo, luz visible, ultravioleta, rayos X y rayos gamma.
Por tanto, el espectro electromagnético describe todas las regiones posibles de la radiación electromagnética.
- El espectro atómico, en cambio, es el conjunto de frecuencias o longitudes de onda que un átomo concreto puede emitir o absorber debido a transiciones entre sus estados electrónicos de energía.
Estas transiciones cumplen la relación ΔE = hν, por lo que cada diferencia de energía entre estados electrónicos corresponde a una frecuencia determinada.
Por tanto, un espectro atómico no contiene todas las frecuencias posibles, sino únicamente aquellas asociadas a transiciones energéticas permitidas en ese átomo.
- El espectro atómico puede ser de emisión o de absorción.
- En un espectro atómico de emisión aparecen las radiaciones emitidas cuando los electrones pasan de estados de mayor energía a estados de menor energía.
- En un espectro atómico de absorción aparecen las radiaciones absorbidas cuando los electrones pasan de estados de menor energía a estados de mayor energía.
La diferencia fundamental es que el espectro electromagnético representa todas las radiaciones electromagnéticas posibles, mientras que el espectro atómico representa únicamente las radiaciones características asociadas a las transiciones electrónicas de un átomo determinado.
Por ejemplo, la luz visible ocupa solo una pequeña región del espectro electromagnético. Dentro de esa región, el átomo de hidrógeno puede emitir determinadas longitudes de onda concretas correspondientes a algunas de sus transiciones electrónicas. Esas líneas forman parte de su espectro atómico.
En resumen, el espectro electromagnético es universal y continuo como clasificación de todas las radiaciones posibles, mientras que el espectro atómico es específico de cada elemento y, en el caso de átomos aislados, aparece normalmente como un conjunto discontinuo de líneas.
| Característica | Espectro electromagnético | Espectro atómico |
|---|---|---|
| Qué representa | Todas las radiaciones electromagnéticas posibles | Radiaciones emitidas o absorbidas por un átomo |
| Depende de un elemento concreto | No | Sí |
| Incluye | Radio, microondas, IR, visible, UV, rayos X, gamma | Líneas correspondientes a transiciones electrónicas |
| Tipo de distribución | Continua como clasificación de frecuencias y longitudes de onda | Generalmente discontinua, formada por líneas |
| Origen | Propiedades generales de la radiación electromagnética | Diferencias entre estados energéticos del átomo |
| Relación fundamental | c = λν | ΔE = hν |
¿Por qué cada Elemento presenta un Espectro Característico?
Cada elemento posee:
- Diferente carga nuclear.
- Diferente estructura electrónica.
- Diferentes energías de sus estados electrónicos.
- Diferentes transiciones posibles.
Por ello, cada especie atómica presenta un patrón espectral característico.
Este patrón funciona como una huella espectral.
Debe precisarse que diferentes estados de ionización de un mismo elemento presentan espectros diferentes.
El Espectro del Hidrógeno
El espectro del hidrógeno es el conjunto de radiaciones electromagnéticas que el átomo de hidrógeno puede emitir o absorber como consecuencia de las transiciones de su electrón entre los diferentes estados de energía permitidos.
- El hidrógeno es especialmente importante para el estudio de los espectros atómicos porque es el átomo más sencillo. Está formado por un núcleo con un protón y, en el átomo neutro, un único electrón.
Precisamente por tener un solo electrón, su estructura energética puede estudiarse con especial claridad y su espectro desempeñó un papel fundamental en el desarrollo de los modelos atómicos y de la mecánica cuántica.
Niveles de energía del hidrógeno
El electrón del átomo de hidrógeno no puede poseer cualquier valor de energía. Solo puede encontrarse en determinados estados energéticos cuantizados.
Estos estados se identifican mediante el número cuántico principal n, cuyos valores son números enteros positivos.
- n = 1, 2, 3, 4, 5…
El estado n = 1 corresponde al estado de menor energía y recibe el nombre de estado fundamental.
Los estados n = 2, n = 3, n = 4… poseen energías superiores y reciben el nombre de estados excitados.
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada nivel puede expresarse mediante: Eₙ = −13,6 eV/n²
Por tanto, para los primeros niveles se obtiene aproximadamente:
- n = 1 → E₁ = −13,6 eV
- n = 2 → E₂ = −3,40 eV
- n = 3 → E₃ = −1,51 eV
- n = 4 → E₄ = −0,85 eV
A medida que aumenta n, la energía se aproxima progresivamente a cero.
El valor E = 0 corresponde al límite de ionización, es decir, a la situación en la que el electrón deja de estar ligado al átomo.
Transiciones electrónicas
El electrón puede pasar de un estado energético a otro mediante la absorción o emisión de energía.
Cuando pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía, el átomo emite un fotón.
La energía del fotón emitido corresponde exactamente a la diferencia entre ambos estados energéticos.
- ΔE = Ei − Ef = hν
donde:
- Ei es la energía del estado inicial
- Ef es la energía del estado fina,
- h es la constante de Planck
- ν es la frecuencia del fotón emitido
Como c = λν, también puede escribirse ΔE = hc/λ
Por tanto, cada transición electrónica concreta produce un fotón con una frecuencia y una longitud de onda determinadas.
Origen de las líneas espectrales
Como los estados energéticos del hidrógeno están cuantizados, el electrón no puede realizar transiciones asociadas a cualquier cantidad arbitraria de energía.
Solo pueden producirse determinadas diferencias energéticas entre estados permitidos.
Por ello, el átomo de hidrógeno no emite un espectro continuo, sino un conjunto de líneas espectrales situadas en longitudes de onda concretas.
Cada línea del espectro corresponde a una transición electrónica determinada.
Por ejemplo, una transición desde n = 3 hasta n = 2 produce un fotón diferente del generado en una transición desde n = 4 hasta n = 2, porque las diferencias energéticas son distintas.
El espectro del hidrógeno es, por tanto, un espectro discontinuo o de líneas.
Espectro de emisión del hidrógeno
El espectro de emisión se obtiene cuando los átomos de hidrógeno previamente excitados emiten radiación al regresar sus electrones a estados de menor energía.
- De forma general, una transición puede representarse como: nᵢ → nf
- con nᵢ > nf
- La energía del fotón emitido es ΔE = Eᵢ − Ef
- Su frecuencia cumple: ν = ΔE/h.
Como existen muchas transiciones posibles entre los diferentes estados energéticos, aparecen numerosas líneas espectrales.
Series espectrales del hidrógeno
Las líneas del espectro del hidrógeno se agrupan en diferentes series según el nivel final al que llega el electrón.
Cada serie corresponde, por tanto, a un determinado valor de nf.
Las principales series son Lyman, Balmer, Paschen, Brackett, Pfund y Humphreys.
Serie de Lyman
La serie de Lyman corresponde a las transiciones que terminan en nf = 1
Por ejemplo
- n = 2 → n = 1
- n = 3 → n = 1
- n = 4 → n = 1
Las radiaciones de esta serie se encuentran en la región ultravioleta.
La transición desde n = 2 hasta n = 1 produce la primera línea de la serie de Lyman.
Serie de Balmer
La serie de Balmer corresponde a las transiciones que terminan en nf = 2
Entre ellas se encuentran:
- n = 3 → n = 2
- n = 4 → n = 2
- n = 5 → n = 2
- n = 6 → n = 2
Varias de estas líneas se encuentran en la región visible del espectro electromagnético, por lo que la serie de Balmer posee una especial importancia histórica.
- La transición n = 3 → n = 2, produce la denominada línea Hα, cuya longitud de onda es aproximadamente λ = 656,3 nm.
- La transición n = 4 → n = 2 , produce la línea Hβ, con una longitud de onda aproximada de 486,1 nm.
- La transición n = 5 → n = 2, produce la línea Hγ, situada aproximadamente en 434,0 nm.
- La transición n = 6 → n = 2, produce la línea Hδ, situada aproximadamente en 410,2 nm.
Por tanto, las principales líneas visibles del hidrógeno no forman un espectro continuo, sino una serie de líneas perfectamente definidas.
Serie de Paschen
La serie de Paschen corresponde a transiciones que terminan en nf = 3.
Entre ellas se encuentran:
- n = 4 → n = 3
- n = 5 → n = 3
- n = 6 → n = 3
Estas líneas se encuentran en la región infrarroja.
Serie de Brackett
La serie de Brackett corresponde a transiciones que terminan en nf = 4.
También se encuentra en la región infrarroja.
Serie de Pfund
La serie de Pfund corresponde a transiciones que terminan en nf = 5.
Sus líneas pertenecen igualmente a la región infrarroja.
Serie de Humphreys
La serie de Humphreys corresponde a transiciones que terminan en nf = 6.
Sus líneas se encuentran en el infrarrojo.
Por tanto, las diferentes series pueden resumirse como
- Lyman → nf = 1 → ultravioleta
- Balmer → nf = 2 → principalmente visible
- Paschen → nf = 3 → infrarrojo
- Brackett → nf = 4 → infrarrojo
- Pfund → nf = 5 → infrarrojo
- Humphreys → nf = 6 → infrarrojo.
Fórmula de Rydberg
Las longitudes de onda de las líneas espectrales del hidrógeno pueden calcularse mediante la ecuación de Rydberg: 1/λ = RH(1/nf² − 1/nᵢ²)
donde:
- λ es la longitud de onda
- RH es la constante de Rydberg para el hidrógeno
- nf es el nivel final
- nᵢ es el nivel inicial
Para una emisión se cumple nᵢ > nf
El valor aproximado de la constante de Rydberg es ≈ 1,097 · 10⁷ m⁻¹
La ecuación permite calcular las longitudes de onda correspondientes a las diferentes líneas del espectro.
Por ejemplo, para la transición de Balmer
- nᵢ = 3
- nf = 2
Se obtiene una longitud de onda próxima a 656 nm, correspondiente a la línea roja Hα.
Convergencia de las líneas
Dentro de cada serie, las líneas espectrales aparecen progresivamente más próximas a medida que aumenta el nivel inicial.
Esto ocurre porque los estados energéticos del hidrógeno se encuentran cada vez más próximos entre sí cuando aumenta n.
Por ejemplo, la diferencia energética entre n = 1 y n = 2 es mucho mayor que entre niveles muy elevados como n = 10 y n = 11.
Por esta razón, las líneas de cada serie convergen hacia un límite.
Cuando n tiende a infinito, se alcanza el límite de la serie.
Ese límite está relacionado con la energía necesaria para separar completamente el electrón del átomo desde el nivel correspondiente.
Espectro de absorción del hidrógeno
El hidrógeno también puede presentar un espectro de absorción.
En este caso, el electrón absorbe un fotón y pasa desde un estado de menor energía a otro de mayor energía.
Por ejemplo: n = 2 → n = 3:
Para que esta transición tenga lugar, la energía del fotón debe coincidir con la diferencia entre ambos estados: ΔE = Ef − Ei = hν.
Por tanto, el hidrógeno absorbe únicamente determinadas frecuencias.
Las líneas de absorción aparecen en las mismas longitudes de onda asociadas a las correspondientes transiciones entre estados, aunque el sentido de la transición es contrario al de la emisión.
- Emisión: nivel superior → nivel inferior + fotón.
- Absorción: nivel inferior + fotón → nivel superior.
Espectros Atómicos y Modelo de Bohr
Los espectros atómicos fueron una de las principales evidencias experimentales que llevaron al desarrollo de los primeros modelos cuánticos del átomo. La observación de que los átomos no emiten ni absorben cualquier frecuencia de radiación, sino únicamente determinadas frecuencias, indicaba que la energía de los electrones dentro del átomo no podía variar de manera continua.
El modelo atómico de Bohr, propuesto por Niels Bohr en 1913, consiguió explicar este comportamiento para el átomo de hidrógeno suponiendo que el electrón solo puede encontrarse en determinados estados de energía permitidos.
Modelo de Bohr · Transiciones electrónicas y espectro Selecciona una transición La herramienta necesita JavaScript. Eₙ = −13,6/n² eV · ΔE = E𝒇 − Eᵢ · E del fotón = |ΔE| · ν = E del fotón/h · λ = c/ν. 1 eV = 1,602176634 × 10⁻¹⁹ J; h = 6,62607015 × 10⁻³⁴ J·s; c = 299792458 m/s. Sin redondeos intermedios. Ultravioleta: λ < 380 nm. Visible: 380 ≤ λ ≤ 750 nm. Infrarrojo: λ > 750 nm. La franja es esquemática; la posición solo indica la región, no una escala de longitudes de onda. La aproximación de 13,6 eV da Hα = 656,4 nm, Hβ = 486,2 nm, Hγ = 434,1 nm y Hδ = 410,2 nm. No se representan estructura fina ni ionización. Las órbitas pertenecen al modelo histórico, no al modelo cuántico actual.El átomo de hidrógeno
Órbitas de Bohr · modelo histórico
Niveles de energía · E creciente ↑
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El Problema de los Espectros Atómicos
Cuando un gas formado por átomos de un elemento se excita mediante calentamiento o una descarga eléctrica, puede emitir radiación electromagnética. Al analizar esta radiación se observa que no aparece un espectro continuo, sino una serie de líneas situadas en longitudes de onda concretas.
Cada elemento presenta un conjunto característico de líneas espectrales. El hidrógeno, por ejemplo, presenta determinadas líneas perfectamente definidas que no podían explicarse mediante la física clásica.
Si los electrones pudieran poseer cualquier valor de energía, cabría esperar que los átomos pudieran emitir cualquier cantidad de energía y, por tanto, cualquier frecuencia. Sin embargo, experimentalmente solo se observaban determinadas frecuencias.
Este comportamiento sugería que la energía del electrón estaba cuantizada.
El Modelo de Bohr
Bohr propuso que el electrón del átomo de hidrógeno no podía encontrarse a cualquier distancia del núcleo ni poseer cualquier energía. Solo podía ocupar determinados estados estacionarios permitidos.
Cada uno de estos estados está caracterizado por un número entero denominado número cuántico principal, n = 1, 2, 3, 4…
El nivel n = 1 corresponde al estado de menor energía y recibe el nombre de estado fundamental.
Los niveles n = 2, n = 3, n = 4… corresponden a estados de mayor energía y reciben el nombre de estados excitados.
Mientras el electrón permanece en uno de estos estados estacionarios, según el modelo de Bohr no emite energía.
Energías permitidas
Para el átomo de hidrógeno, las energías de los estados permitidos vienen dadas aproximadamente por Eₙ = −13,6 eV/n².
Así:
- E₁ = −13,6 eV
- E₂ = −3,40 eV
- E₃ = −1,51 eV
- E₄ = −0,85 eV
Los valores negativos indican que el electrón permanece ligado al núcleo.
El valor E = 0 corresponde al límite en el que el electrón deja de estar ligado al átomo.
A medida que aumenta n, la energía aumenta y se aproxima progresivamente a cero.
Al mismo tiempo, la separación energética entre niveles consecutivos disminuye.
Transiciones entre niveles
El electrón puede pasar de un estado energético permitido a otro mediante la absorción o emisión de energía.
Cuando pasa de un nivel de mayor energía a otro de menor energía, se emite un fotón cuya energía corresponde exactamente a la diferencia entre ambos niveles.
La relación fundamental es:
|ΔE| = hν
donde:
- h es la constante de Planck
- ν es la frecuencia del fotón.
Como c = λν, también puede escribirse |ΔE| = hc/λ.
Por tanto, cada diferencia energética entre dos niveles determina una frecuencia y una longitud de onda concretas
Explicación de las Líneas Espectrales
El modelo de Bohr permitió comprender por qué los espectros atómicos presentan líneas y no una distribución continua.
Los niveles energéticos están cuantizados, por lo que solo existen determinadas diferencias de energía entre ellos. Como |ΔE| = hν, solo pueden emitirse o absorberse determinadas frecuencias.
Por tanto, la secuencia conceptual es sencilla. Existen niveles de energía permitidos, se producen transiciones entre esos niveles y cada transición corresponde a un fotón de una energía determinada, lo que origina una línea espectral concreta.
Cuantización del Momento Angular
Bohr introdujo además la condición de que el momento angular del electrón solo pudiera tomar determinados valores.
La condición se expresa como:
mvr = nℏ
donde:
- m es la masa del electrón
- v su velocidad
- r el radio de la órbita
- n un número entero positivo
- ℏ = h/2π
Esta condición conduce a la existencia de determinados radios y determinadas energías permitidas.
Por tanto, en el modelo de Bohr no son posibles todas las órbitas imaginables, sino únicamente determinadas órbitas asociadas a valores enteros de n.
Éxito del Modelo de Bohr
El principal éxito del modelo fue explicar cuantitativamente el espectro del átomo de hidrógeno.
Consiguió relacionar la estructura interna del átomo con las líneas espectrales observadas experimentalmente y explicó por qué los electrones solo podían emitir o absorber determinadas cantidades de energía.
También permitió interpretar correctamente la ecuación de Rydberg y calcular las energías de los niveles del hidrógeno.
Los espectros atómicos dejaron así de ser únicamente un conjunto de datos experimentales y pasaron a interpretarse como consecuencia directa de la estructura energética cuantizada del átomo.
Limitaciones del Modelo de Bohr
A pesar de su enorme importancia histórica, el modelo de Bohr no constituye la descripción moderna del átomo.
Funciona especialmente bien para el hidrógeno y, con modificaciones, para especies hidrogenoides que poseen un único electrón, como He⁺ o Li²⁺. Sin embargo, no describe correctamente la estructura completa de los átomos con varios electrones.
Tampoco explica satisfactoriamente todos los detalles de los espectros, como las intensidades relativas de las líneas, determinadas estructuras finas o todos los efectos producidos por campos eléctricos y magnéticos.
Además, la idea de electrones moviéndose en órbitas circulares perfectamente definidas alrededor del núcleo fue sustituida por la descripción de la mecánica cuántica.
Interpretación Cuántica Moderna
En la mecánica cuántica moderna el electrón no se describe mediante una órbita definida como en el modelo de Bohr, sino mediante estados cuánticos y orbitales.
Sin embargo, una idea fundamental del modelo de Bohr permanece plenamente vigente. Los electrones de los átomos solo pueden encontrarse en determinados estados energéticos y las transiciones entre esos estados implican intercambios de energía cuantizados.
Por ello, la relación |ΔE| = hν continúa siendo fundamental para interpretar los espectros atómicos.
Importancia de los espectros en el modelo de Bohr
Los espectros atómicos proporcionaron una evidencia experimental directa de que la energía electrónica está cuantizada.
El modelo de Bohr consiguió explicar este hecho para el hidrógeno suponiendo la existencia de niveles de energía discretos.
Cuando el electrón cambia de nivel, el átomo absorbe o emite un fotón cuya energía coincide exactamente con la diferencia entre ambos estados.
Por tanto, la relación esencial entre espectros atómicos y modelo de Bohr puede expresarse de forma directa.
Las líneas espectrales aparecen porque los electrones solo pueden ocupar determinados niveles de energía y únicamente pueden intercambiar las cantidades de energía correspondientes a las diferencias entre esos niveles.
Espectros Atómicos y Mecánica Cuántica
La mecánica cuántica proporciona la explicación moderna de los espectros atómicos. A diferencia del modelo de Bohr, que describía al electrón mediante órbitas definidas alrededor del núcleo, la mecánica cuántica describe al electrón mediante estados cuánticos asociados a funciones de onda y orbitales.
La idea fundamental se mantiene: los electrones de un átomo no pueden poseer cualquier valor de energía, sino únicamente determinados valores permitidos.
Cuantización de la energía
En un átomo, los electrones solo pueden encontrarse en determinados estados energéticos.
Estos estados corresponden a soluciones permitidas de la ecuación de Schrödinger.
Por tanto, la energía electrónica está cuantizada.
Un electrón puede pasar de un estado cuántico a otro mediante la absorción o emisión de energía:
- Si el electrón pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía, el átomo puede emitir un fotón.
- Si pasa de un estado de menor energía a otro de mayor energía, debe absorber energía.
La energía intercambiada cumple la relación:
|ΔE| = hν
donde:
- ΔE es la diferencia de energía entre los estados
- h es la constante de Planck
- ν es la frecuencia de la radiación
Como c = λν, también puede escribirse |ΔE| = hc/λ.
Por tanto, cada transición entre dos estados energéticos puede asociarse a una frecuencia y una longitud de onda determinadas.
Estados cuánticos
En mecánica cuántica, un electrón no se describe mediante una trayectoria definida alrededor del núcleo.
Su estado se describe mediante una función de onda, Ψ, que contiene la información necesaria para calcular las probabilidades asociadas a sus propiedades.
La función de onda se obtiene resolviendo la ecuación de Schrödinger.
De forma general puede escribirse:
ĤΨ = EΨ
donde:
- Ĥ es el operador hamiltoniano
- Ψ es la función de onda
- E es la energía del estado
Solo determinadas soluciones de esta ecuación son físicamente aceptables y, por ello, solo aparecen determinados valores permitidos de energía.
Orbitales Atómicos
Los orbitales atómicos son funciones de onda asociadas a determinados estados electrónicos.
No representan órbitas recorridas por el electrón.
Un orbital describe la distribución de probabilidad asociada a encontrar al electrón en determinadas regiones del espacio.
Por tanto, la mecánica cuántica sustituye la idea de órbita definida del modelo de Bohr por la de orbital y estado cuántico.
Subniveles de Energía
En los átomos con varios electrones, los niveles energéticos se dividen en subniveles asociados a distintos valores del número cuántico l.
Estos subniveles se designan como s, p, d y f.
Por ejemplo, dentro del nivel n = 3 pueden existir los subniveles 3s, 3p y 3d.
Estos subniveles no siempre poseen exactamente la misma energía en átomos polielectrónicos.
Por tanto, pueden aparecer numerosas diferencias energéticas posibles y, en consecuencia, numerosas líneas espectrales.
Números Cuánticos
Los estados electrónicos se describen mediante números cuánticos:
- El número cuántico principal n está relacionado principalmente con el nivel energético y el tamaño del orbital.
- El número cuántico secundario o azimutal l está relacionado con el tipo de orbital.
- El número cuántico magnético mₗ está relacionado con la orientación espacial del orbital.
- El número cuántico de espín mₛ describe las dos orientaciones posibles del espín del electrón.
Por tanto, el estado de un electrón en un átomo queda caracterizado mediante un conjunto de números cuánticos.
Espectro de Emisión del Sodio
El sodio presenta un espectro de líneas característico.
Su rasgo más conocido es una intensa emisión amarilla situada alrededor de 589 nm, responsable del color amarillo característico que produce el sodio en los ensayos a la llama.
Configuración electrónica del sodio
El sodio tiene número atómico Z = 11 y, en su estado fundamental, presenta la configuración electrónica:
- 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
- También puede escribirse como [Ne] 3s¹
Por tanto, posee un único electrón de valencia situado en el orbital 3s.
Cuando el átomo recibe energía mediante calentamiento, una descarga eléctrica u otro mecanismo de excitación, este electrón puede pasar a estados electrónicos de mayor energía.
Posteriormente, cuando el electrón regresa a estados de menor energía, el átomo puede emitir fotones.
Origen de las líneas de emisión
Cada fotón emitido tiene una energía igual a la diferencia entre los estados inicial y final de la transición electrónica, de modo que:
|ΔE| = hν
Como c = λν, también se cumple |ΔE| = hc/λ.
Por tanto, cada transición electrónica permitida origina una radiación con una frecuencia y una longitud de onda determinadas.
Como el sodio posee estados energéticos cuantizados, no emite cualquier longitud de onda, sino únicamente determinadas longitudes de onda. El resultado es un espectro discontinuo formado por líneas.
Las líneas D del sodio
Las líneas más características del espectro de emisión del sodio son dos líneas amarillas muy próximas conocidas como líneas D del sodio.
La línea D₂ aparece aproximadamente en 589,0 nm y la línea D₁ aparece aproximadamente en 589,6 nm.
A simple vista, debido a su proximidad, ambas pueden percibirse como una única emisión amarilla muy intensa.
Estas dos líneas constituyen el denominado doblete del sodio.
Origen electrónico del doblete
Las líneas amarillas del sodio están relacionadas fundamentalmente con la transición del electrón de valencia desde estados 3p hasta el estado 3s.
Sin embargo, el estado 3p no posee una única energía exacta.
Debido principalmente a la interacción entre el momento angular orbital y el espín del electrón, el nivel 3p se divide en dos estados ligeramente diferentes.
Estos estados se designan como:
- 3p ²P₁/₂
- 3p ²P₃/₂
El estado fundamental 3s se designa como 3s ²S₁/₂.
Por ello se producen dos transiciones muy próximas:
- 3p ²P₃/₂ → 3s ²S₁/₂, que origina la línea D₂ de aproximadamente 589,0 nm.
- 3p ²P₁/₂ → 3s ²S₁/₂, que origina la línea D₁ de aproximadamente 589,6 nm.
La pequeña diferencia de energía entre los dos estados 3p provoca la pequeña diferencia entre las longitudes de onda de ambas líneas.
Intensidad de las Líneas Espectrales
Las líneas de un espectro no presentan todas la misma intensidad.
La intensidad depende de factores como la probabilidad de la transición y la población de los estados implicados:
- Una transición muy probable puede producir una línea intensa.
- Una transición poco probable puede producir una línea débil.
Por tanto, la mecánica cuántica no solo permite explicar la posición de las líneas espectrales, sino también, mediante un tratamiento más completo, sus intensidades relativas.
Espectros Atómicos y Orbitales
En átomos multielectrónicos, las energías dependen de factores como:
- Número cuántico principal
- Número cuántico azimutal
- Interacciones electrón-electrón
- Apantallamiento
- Carga nuclear efectiva
- Interacciones de espín
Los espectros atómicos están directamente relacionados con la existencia de estados electrónicos cuantizados.
En la mecánica cuántica, estos estados se describen mediante orbitales atómicos y números cuánticos, no mediante órbitas definidas como en el modelo de Bohr.
- Un orbital atómico es una función de onda que describe el estado cuántico de un electrón y permite determinar la probabilidad de encontrarlo en determinadas regiones del espacio alrededor del núcleo.
Los orbitales no representan trayectorias recorridas por el electrón. Representan estados permitidos caracterizados por una energía y por determinados números cuánticos.
Relación entre Orbitales y Energía
Cada orbital está asociado a una determinada energía.
En el átomo de hidrógeno, la energía depende principalmente del número cuántico principal n.
Por ello, orbitales como 2s y 2p poseen la misma energía en ausencia de perturbaciones externas y correcciones más finas.
En los átomos con varios electrones, la energía depende también del tipo de orbital debido a las interacciones entre electrones y a los efectos de apantallamiento y penetración.
Por ejemplo, en un átomo polielectrónico normalmente no tienen la misma energía los orbitales 3s, 3p y 3d.
Por tanto, los orbitales representan estados electrónicos con energías concretas y las diferencias entre esas energías están relacionadas con las líneas de los espectros atómicos.
Transiciones entre Orbitales
Cuando un electrón pasa de un orbital de mayor energía a otro de menor energía, el átomo puede emitir un fotón.
La energía del fotón corresponde a la diferencia entre ambos estados y cumple:
|ΔE| = hν
Cuando un electrón absorbe un fotón adecuado, puede pasar de un orbital de menor energía a otro de mayor energía.
Por tanto, una línea espectral aparece cuando se produce una transición entre dos estados electrónicos cuya diferencia energética corresponde a la energía del fotón emitido o absorbido.
Orbitales y Niveles de Energía
Los orbitales se organizan mediante números cuánticos
- El número cuántico principal n indica el nivel energético principal.
- El número cuántico azimutal l determina el tipo de subnivel y, por tanto, el tipo de orbital.
- Los valores de l se representan mediante las letras s, p, d y f.
Por ejemplo, para n = 3 pueden existir los orbitales 3s, 3p y 3d.
En átomos polielectrónicos, estos orbitales pueden tener energías diferentes.
Esto aumenta el número de transiciones posibles y explica por qué los espectros de los átomos con varios electrones son mucho más complejos que el espectro del hidrógeno.
Orbitales s, p, d y f
- Los orbitales s corresponden a l = 0
- Los orbitales p corresponden a l = 1
- Los orbitales d corresponden a l = 2
- Los orbitales f corresponden a l = 3
Cada subnivel contiene un número determinado de orbitales:
- El subnivel s contiene 1 orbital
- subnivel p contiene 3 orbitales
- subnivel d contiene 5 orbitales
- subnivel f contiene 7 orbitales
Estas diferencias forman parte de la estructura electrónica del átomo y condicionan las posibles transiciones electrónicas.
Número cuántico magnético
El número cuántico magnético mₗ determina la orientación espacial de un orbital dentro de un subnivel.
Por ejemplo, para un subnivel p existen tres orbitales asociados a:
- mₗ = −1, 0 y +1
En ausencia de campos externos, estos orbitales pueden tener la misma energía.
Sin embargo, un campo magnético puede eliminar esta degeneración y producir pequeñas separaciones energéticas.
Estas separaciones pueden observarse como desdoblamientos en las líneas espectrales, como ocurre en el efecto Zeeman.
Espín del electrón
El electrón posee además un número cuántico de espín mₛ, que puede tomar los valores +1/2 o −1/2.
El espín también influye en la estructura energética del átomo.
La interacción entre el momento angular orbital y el espín puede producir pequeñas separaciones entre estados de energía muy próximos.
Estas separaciones originan parte de la denominada estructura fina de los espectros atómicos.
Espectroscopía Atómica
La espectroscopía atómica es el conjunto de técnicas que estudian la interacción entre la radiación electromagnética y los átomos, principalmente mediante la absorción, emisión o fluorescencia de radiación.
Su objetivo es obtener información sobre la composición elemental de una muestra y, en muchos casos, determinar la cantidad de cada elemento presente.
Su fundamento se encuentra en la estructura electrónica cuantizada de los átomos.
Como los electrones solo pueden ocupar determinados estados de energía, los átomos únicamente pueden absorber o emitir fotones cuyas energías coincidan con las diferencias entre esos estados.
Espectroscopía atómica de emisión
En la espectroscopía atómica de emisión se suministra energía a los átomos para excitarlos.
Los electrones pasan a estados de mayor energía y, cuando regresan a estados inferiores, emiten radiación.
- El análisis de las longitudes de onda emitidas permite identificar los elementos presentes.
La intensidad de las líneas emitidas puede relacionarse con la cantidad de cada elemento.
Un ejemplo sencillo es el ensayo a la llama, en el que determinados elementos producen colores característicos.
En técnicas instrumentales más precisas se utilizan fuentes de excitación como llamas, plasmas o descargas eléctricas.
Espectroscopía de absorción atómica
En la espectroscopía de absorción atómica se hace pasar radiación de determinadas longitudes de onda a través de una muestra que contiene átomos libres.
Los átomos absorben aquellas frecuencias que corresponden a transiciones permitidas desde estados de menor energía a estados de mayor energía.
La disminución de intensidad de la radiación permite determinar cuánto elemento hay presente.
Esta técnica se conoce habitualmente como espectroscopía de absorción atómica o AAS, por sus siglas en inglés Atomic Absorption Spectroscopy.
En condiciones apropiadas, la cantidad de radiación absorbida está relacionada con la concentración del elemento analizado.
Fluorescencia atómica
En la espectroscopía de fluorescencia atómica, los átomos absorben inicialmente radiación y pasan a estados excitados.
Posteriormente regresan a estados de menor energía y emiten radiación.
La radiación emitida como consecuencia de esta excitación constituye la fluorescencia atómica.
La intensidad de esta emisión puede utilizarse para determinar la concentración de determinados elementos.
Atomización de la muestra
Para realizar espectroscopía atómica es necesario obtener átomos libres en fase gaseosa.
- Este proceso recibe el nombre de atomización.
La muestra puede encontrarse inicialmente en estado sólido, líquido o disuelto, pero debe transformarse en átomos individuales capaces de absorber o emitir radiación característica.
La atomización puede realizarse mediante una llama, un horno de grafito, un plasma u otros sistemas.
La elección del método depende del elemento que se quiera analizar y de la sensibilidad necesaria.
Excitación de los átomos
En las técnicas de emisión es necesario suministrar suficiente energía para que algunos electrones pasen a estados excitados.
La excitación puede producirse mediante altas temperaturas, descargas eléctricas o plasmas.
Los estados excitados suelen ser inestables.
Cuando los electrones regresan a estados de menor energía, se produce la emisión de radiación.
Separación de las longitudes de onda
La radiación emitida o transmitida contiene diferentes longitudes de onda.
Para analizarlas es necesario separarlas.
Esta separación puede realizarse mediante dispositivos como prismas o redes de difracción.
En los instrumentos modernos se utilizan sistemas ópticos capaces de separar con gran precisión las distintas líneas espectrales.
El conjunto encargado de seleccionar o separar las longitudes de onda suele denominarse monocromador o sistema dispersivo, dependiendo del diseño del instrumento.
- Detección de la radiación
Una vez separadas las distintas longitudes de onda, la radiación debe ser detectada.
El detector transforma la señal luminosa en una señal eléctrica que puede ser procesada y registrada.
La intensidad de la señal permite obtener información cuantitativa sobre la cantidad de elemento presente.
- Análisis cualitativo
La espectroscopía atómica puede utilizarse para identificar qué elementos existen en una muestra.
Este análisis se denomina cualitativo.
La identificación se realiza comparando las longitudes de onda observadas con las líneas características conocidas de cada elemento.
Por ejemplo, si aparecen líneas características del sodio, puede concluirse que existe sodio en la muestra.
- Análisis cuantitativo
La espectroscopía atómica también permite determinar la cantidad de un elemento.
Este análisis se denomina cuantitativo.
En este caso se mide la intensidad de la señal de absorción, emisión o fluorescencia y se relaciona con la concentración del elemento.
Para obtener resultados fiables suele ser necesario comparar la señal de la muestra con la obtenida para soluciones o muestras patrón de concentración conocida.
Líneas espectrales
Las señales características observadas en espectroscopía atómica aparecen normalmente como líneas estrechas.
Cada línea corresponde a una transición entre determinados estados electrónicos.
La posición de la línea permite identificar la transición y, por tanto, el elemento.
La intensidad de la línea proporciona información relacionada con la cantidad de átomos que participan en el proceso.
Por ello, posición e intensidad de las líneas aportan información diferente.
La posición permite principalmente identificar el elemento, mientras que la intensidad puede utilizarse para cuantificarlo.
Selectividad
Una de las principales ventajas de la espectroscopía atómica es su elevada selectividad.
Como cada elemento posee líneas espectrales características, es posible distinguir unos elementos de otros incluso cuando aparecen simultáneamente en una muestra.
Sin embargo, en muestras complejas pueden aparecer interferencias espectrales o químicas que deben corregirse mediante procedimientos instrumentales y analíticos adecuados.
Sensibilidad
Muchas técnicas de espectroscopía atómica presentan una elevada sensibilidad.
Esto significa que pueden detectar cantidades muy pequeñas de determinados elementos.
La sensibilidad depende de la técnica utilizada, del elemento analizado, de la preparación de la muestra y de las condiciones instrumentales.
Algunas técnicas permiten determinar concentraciones muy bajas, lo que las hace especialmente útiles en análisis ambientales, clínicos, alimentarios e industriales.
Principales Técnicas de Espectroscopía Atómica
Entre las técnicas más importantes se encuentran:
- Espectroscopía de absorción atómica: La espectroscopía de absorción atómica mide la radiación absorbida por los átomos
- Espectroscopía de emisión atómica: La espectroscopía de emisión atómica mide la radiación emitida por átomos excitados.
- Espectroscopía de fluorescencia atómica: La fluorescencia atómica mide la radiación emitida después de una excitación previa mediante radiación.
- Espectrometría de emisión óptica con plasma acoplado inductivamente: Las técnicas basadas en plasma permiten excitar simultáneamente numerosos elementos y analizar muestras con gran sensibilidad.
Espectroscopía Atómica y Espectrometría Atómica
Los términos espectroscopía y espectrometría están relacionados, aunque no son exactamente equivalentes:
- La espectroscopía se refiere principalmente al estudio de la interacción entre la materia y la radiación
- La espectrometría hace especial referencia a la medición cuantitativa de un espectro mediante un instrumento
En la práctica, ambos términos aparecen frecuentemente asociados en el análisis instrumental.
Aplicaciones
La espectroscopía atómica se utiliza para determinar la composición elemental de una gran variedad de muestras.
Se emplea en:
- Análisis de aguas para detectar metales
- Alimentos para determinar elementos minerales
- Muestras biológicas para analizar determinados elementos
- Control de contaminación ambiental
- Metalurgia para estudiar aleaciones
- Geología para analizar minerales y rocas
- Industria para controlar materias primas y productos
- También se utiliza para detectar elementos presentes en cantidades muy pequeñas
Espectroscopía atómica y Estructura Electrónica
La espectroscopía atómica no es únicamente una técnica analítica.
También proporciona información fundamental sobre la estructura electrónica de los átomos.
Las posiciones de las líneas permiten determinar diferencias de energía entre estados electrónicos.
Los desdoblamientos de las líneas pueden proporcionar información sobre interacciones más finas, como el acoplamiento espín-órbita o los efectos producidos por campos eléctricos y magnéticos.
Por esta razón, los espectros atómicos fueron fundamentales para el desarrollo de la teoría cuántica.
Diferencia entre espectroscopía atómica y espectro atómico
Un espectro atómico es el conjunto de líneas de absorción o emisión correspondientes a un átomo.
La espectroscopía atómica es la disciplina y el conjunto de técnicas utilizadas para producir, medir, analizar e interpretar esos espectros.
Por tanto, el espectro es el resultado observable, mientras que la espectroscopía es el método de estudio.
Espectros Atómicos y Astronomía
Los espectros atómicos son una de las herramientas fundamentales de la astronomía porque permiten determinar la composición química y muchas propiedades físicas de objetos que se encuentran a enormes distancias y que no pueden analizarse directamente mediante muestras.
Cuando la radiación procedente de una estrella, nebulosa u otro objeto astronómico llega hasta un telescopio, puede separarse en sus diferentes longitudes de onda. El espectro obtenido contiene líneas de emisión o de absorción relacionadas con los átomos e iones presentes en ese objeto.
Como cada elemento posee un conjunto característico de líneas espectrales, estas líneas permiten identificar qué elementos químicos están presentes.
La luz como fuente de información
La mayor parte de la información que se obtiene sobre estrellas y otros objetos astronómicos procede de la radiación electromagnética que emiten, absorben o reflejan.
La radiación puede contener información sobre:
- Temperatura
- Composición química
- Velocidad
- Densidad
- Otros parámetros físicos del objeto
Por ello, el análisis espectroscópico permite estudiar cuerpos que se encuentran a distancias tan grandes que sería imposible obtener muestras materiales de ellos.
Espectros de las estrellas
Una estrella produce un espectro que depende de las condiciones existentes en sus diferentes capas.
Las regiones internas y la fotosfera emiten una radiación aproximadamente continua debido a sus elevadas temperaturas.
Cuando esa radiación atraviesa capas más externas y relativamente más frías de la atmósfera estelar, determinados átomos e iones absorben longitudes de onda concretas.
El resultado es un espectro continuo atravesado por líneas oscuras de absorción.
Cada una de esas líneas corresponde a una determinada transición electrónica.
Identificación de elementos químicos
Las líneas espectrales de un elemento tienen posiciones características.
Por ejemplo, el hidrógeno presenta líneas asociadas a sus diferentes series espectrales, mientras que el sodio presenta, entre otras, sus conocidas líneas próximas a 589 nm.
Si en el espectro de una estrella aparecen líneas situadas en las mismas longitudes de onda características de un determinado elemento, puede deducirse que ese elemento está presente en su atmósfera.
Este procedimiento permitió demostrar que los mismos elementos químicos conocidos en la Tierra también existen en las estrellas.
Líneas de Fraunhofer
El espectro solar contiene numerosas líneas oscuras de absorción conocidas como líneas de Fraunhofer.
Estas líneas se producen porque determinadas longitudes de onda de la radiación procedente de las regiones más calientes del Sol son absorbidas por átomos e iones presentes en capas más externas y relativamente más frías.
El estudio de estas líneas permitió identificar numerosos elementos presentes en la atmósfera solar.
Entre ellas se encuentran líneas asociadas al hidrógeno, sodio, calcio, hierro y otros elementos.
Helio y espectroscopía astronómica
La espectroscopía astronómica tuvo un papel especialmente importante en el descubrimiento del helio.
En 1868 se observó durante un eclipse solar una línea espectral amarilla que no coincidía con las líneas conocidas de otros elementos.
Esta línea fue interpretada como evidencia de un elemento desconocido presente en el Sol.
El nuevo elemento recibió el nombre de helio, derivado de Helios, el término griego relacionado con el Sol.
Posteriormente, el helio fue identificado también en materiales terrestres.
Este caso demuestra que la espectroscopía puede permitir descubrir elementos a partir de sus líneas características incluso antes de disponer de una muestra aislada.
Espectros de emisión en astronomía
Algunos objetos astronómicos producen espectros dominados por líneas de emisión.
Esto ocurre, por ejemplo, en determinados gases calientes y poco densos.
Cuando los átomos o iones del gas se encuentran excitados, sus electrones pueden pasar a estados de menor energía y emitir fotones.
Cada transición produce una longitud de onda determinada, de modo que aparecen líneas brillantes sobre un fondo relativamente oscuro.
Las nebulosas de emisión constituyen un ejemplo importante.
Espectros de absorción en astronomía
Los espectros de absorción aparecen cuando una radiación continua atraviesa un gas que absorbe determinadas longitudes de onda.
Los electrones de los átomos o iones absorben fotones y pasan a estados de mayor energía.
Las longitudes de onda absorbidas aparecen como líneas oscuras.
El análisis de estas líneas permite determinar qué especies químicas existen en el gas situado entre la fuente luminosa y el observador.
Estados de ionización
Los espectros astronómicos no solo permiten identificar elementos, sino también determinar si estos se encuentran en forma neutra o ionizada.
Un átomo neutro y uno de sus iones poseen estructuras electrónicas diferentes y, por tanto, presentan espectros distintos.
Por ejemplo, el hidrógeno neutro, el helio neutro y el helio ionizado presentan conjuntos diferentes de líneas espectrales.
Esto permite obtener información sobre las condiciones físicas del objeto estudiado.
Temperatura y espectros atómicos
La temperatura afecta a la distribución de los átomos entre diferentes estados energéticos y a su grado de ionización.
Por ello, la presencia e intensidad de determinadas líneas espectrales dependen de la temperatura.
Una línea puede ser intensa en estrellas de cierto intervalo de temperaturas y mucho más débil en otras.
El análisis de los espectros permite, por tanto, estimar la temperatura y clasificar las estrellas.
Clasificación espectral de las estrellas
Las estrellas se clasifican habitualmente según las características de sus espectros.
Las principales clases espectrales se designan O, B, A, F, G, K y M.
Esta secuencia está relacionada principalmente con la temperatura superficial de las estrellas.
Las estrellas de tipo O son muy calientes, mientras que las de tipo M presentan temperaturas superficiales menores.
El Sol pertenece a la clase espectral G2.
Las diferencias entre los espectros de estas clases no significan necesariamente que las estrellas estén formadas por elementos completamente diferentes. Gran parte de esas diferencias se deben a que la temperatura modifica los estados de excitación e ionización de los átomos y, por tanto, la intensidad de las líneas observadas.
Intensidad de las líneas
La intensidad de una línea espectral depende de diversos factores.
Entre ellos se encuentran la abundancia del elemento, la temperatura, la densidad, el grado de ionización y la población de los diferentes estados energéticos.
Por esta razón, no puede determinarse directamente la abundancia de un elemento únicamente observando que una línea es intensa.
Es necesario utilizar modelos físicos que tengan en cuenta las condiciones existentes en la atmósfera estelar.
Determinación de abundancias químicas
Analizando las intensidades de diferentes líneas espectrales puede estimarse la abundancia relativa de los elementos presentes en una estrella.
Este procedimiento ha permitido determinar que el hidrógeno y el helio son los elementos predominantes en la mayor parte de las estrellas.
También pueden detectarse elementos presentes en cantidades mucho menores, como carbono, oxígeno, sodio, calcio, hierro y otros.
En astronomía, los elementos más pesados que el helio suelen denominarse colectivamente metales, aunque esta clasificación no coincide con el significado químico habitual del término metal.
Efecto Doppler
Las líneas espectrales también permiten determinar el movimiento de los objetos astronómicos.
Si una fuente luminosa se mueve respecto al observador, las longitudes de onda observadas experimentan un desplazamiento debido al efecto Doppler.
Si el objeto se aleja, las líneas se desplazan hacia longitudes de onda mayores.
Si el objeto se acerca, las líneas se desplazan hacia longitudes de onda menores.
Comparando la longitud de onda observada con la longitud de onda característica medida en el laboratorio puede calcularse la velocidad radial del objeto.
Desplazamiento al rojo y al azul
Cuando las líneas se desplazan hacia longitudes de onda mayores se habla de desplazamiento al rojo.
Cuando se desplazan hacia longitudes de onda menores se habla de desplazamiento al azul.
Estos desplazamientos no significan necesariamente que las líneas observadas se encuentren literalmente en la región roja o azul del espectro visible. Los términos indican simplemente que las longitudes de onda aumentan o disminuyen respecto a sus valores de referencia.
En objetos astronómicos suficientemente alejados, el desplazamiento espectral constituye una herramienta esencial para estudiar su movimiento y, a escala cosmológica, la expansión del universo.
Rotación estelar
La forma y anchura de las líneas espectrales también pueden proporcionar información sobre la rotación de una estrella.
Una parte de la superficie estelar puede estar moviéndose hacia el observador mientras otra se aleja debido a la rotación.
Esto produce pequeños desplazamientos Doppler simultáneos que provocan un ensanchamiento de las líneas espectrales.
El análisis de este ensanchamiento permite estimar la velocidad de rotación de la estrella.
Campos magnéticos
Los espectros también pueden proporcionar información sobre campos magnéticos.
Cuando determinados átomos se encuentran sometidos a un campo magnético, algunos niveles energéticos se dividen y las líneas espectrales pueden desdoblarse.
Este fenómeno corresponde al efecto Zeeman.
La observación de estos desdoblamientos permite estudiar la intensidad y estructura de los campos magnéticos presentes en estrellas y otros objetos astronómicos.
Densidad y presión
Las líneas espectrales pueden ensancharse o modificarse debido a las interacciones entre partículas.
En medios de mayor densidad, las colisiones entre átomos, iones y electrones pueden afectar a los niveles energéticos y a la forma de las líneas.
Por ello, el perfil de una línea espectral también puede proporcionar información sobre la densidad y la presión del gas.
Espectros de nebulosas
Las nebulosas constituyen otro ámbito importante de aplicación de la espectroscopía atómica.
En muchas nebulosas, la radiación procedente de estrellas calientes ioniza los átomos del gas.
Cuando los electrones se recombinan con los iones o cuando se producen transiciones entre estados excitados, aparecen líneas de emisión características.
El estudio de estas líneas permite determinar la composición, temperatura, densidad y grado de ionización del gas.
Líneas permitidas y prohibidas
En los espectros astronómicos también pueden aparecer determinadas líneas denominadas líneas prohibidas.
Este término no significa que la transición sea absolutamente imposible, sino que presenta una probabilidad extremadamente baja según las reglas habituales de transición dipolar eléctrica.
En condiciones terrestres de alta densidad, los estados correspondientes suelen perder su energía mediante colisiones antes de emitir estos fotones.
Sin embargo, en gases extremadamente poco densos, como algunas nebulosas, los átomos pueden permanecer suficientemente tiempo en esos estados y producir estas emisiones.
Por ello, las líneas prohibidas son especialmente importantes en la espectroscopía de gases interestelares muy poco densos.
Moléculas y astronomía
Aunque los espectros atómicos son fundamentales, la astronomía también utiliza espectros moleculares.
Las moléculas poseen transiciones electrónicas, vibracionales y rotacionales, por lo que producen estructuras espectrales diferentes de las líneas atómicas simples.
El estudio conjunto de espectros atómicos y moleculares permite determinar la composición de nubes interestelares, atmósferas planetarias y otros entornos astronómicos.
Espectros en diferentes regiones del espectro electromagnético
La astronomía espectroscópica no se limita a la luz visible.
Muchas transiciones importantes aparecen en el ultravioleta, infrarrojo, microondas, ondas de radio, rayos X y otras regiones del espectro electromagnético.
Cada región proporciona información sobre diferentes procesos físicos y diferentes estados de la materia.
Por ello, los observatorios astronómicos utilizan instrumentos capaces de analizar radiación en múltiples regiones del espectro.
Importancia de los espectros atómicos en astronomía
Los espectros atómicos permiten estudiar indirectamente objetos que se encuentran a enormes distancias.
A partir de sus líneas espectrales pueden identificarse elementos e iones, determinar abundancias químicas, estimar temperaturas y densidades, medir velocidades mediante el efecto Doppler y estudiar campos magnéticos y otros procesos físicos.
Por tanto, una línea espectral no proporciona únicamente información sobre la presencia de un determinado elemento. Su posición, intensidad, anchura, forma y posible desdoblamiento contienen información sobre las condiciones físicas del medio en el que se originó.
