Definición de Espectro de emisión y de absorción

Ángel Zamora Ramírez
Licenciado en Física

El espectro de emisión de un elemento o compuesto químico es el conjunto de frecuencias o longitudes de onda de la radiación electromagnética que emite cuando los electrones excitados de sus átomos decaen a niveles energéticos más bajos. Por otro lado, el espectro de absorción en este mismo contexto es el conjunto de frecuencias o longitudes de onda que absorben los electrones cuando son excitados.

Los espectros de emisión y de absorción de un elemento o compuesto químico son como sus huellas dactilares, ya que estos son distintos para cada elemento y compuesto existentes. Si tuviéramos que conocer la composición química de, por ejemplo, un gas, tenemos que utilizar técnicas que nos puedan brindar dicha información. La espectroscopía hace uso de los espectros de emisión y de absorción de las sustancias para poder determinar su composición química. Pero antes de ahondar en esto es importante conocer la estructura electrónica de los átomos.

El átomo está cuantizado

Después de sus experimentos con la lámina de oro, el físico neozelandés Ernest Rutherford propuso su famoso modelo atómico en 1911. La visión que estos experimentos le proporcionaron a Rutherford con respecto a la estructura atómica era la de un átomo con un núcleo en dónde se concentraba los protones y neutrones (descubiertos posteriormente por James Chadwick), y con los electrones girando alrededor del núcleo de manera análoga a como los planetas giran alrededor del Sol. Este modelo recibió el nombre de “Modelo Atómico de Rutherford”.

No obstante, el modelo de Rutherford tenía varios problemas, uno de ellos relacionado con los electrones que orbitaban. Resulta que de acuerdo a la Teoría Electromagnética las cargas eléctricas en movimiento emiten ondas electromagnéticas y esto resulta en la pérdida de energía de las cargas que se mueven. Por lo tanto, en el modelo de Rutherford los electrones al moverse constantemente entorno al núcleo deberían de emitir radiación electromagnética, perder energía y eventualmente colapsar en el núcleo debido a la atracción eléctrica entre los protones y electrones. Sin embargo, esto no se observa en la naturaleza.

Algo más tenía que haber para que los electrones se mantuvieran en órbitas estables y la respuesta la trajo la Mecánica Cuántica. En 1913 el físico danés Niels Bohr aplicó los recientes hallazgos de Planck sobre la cuantización de la energía para averiguar si los electrones del átomo estaban también cuantizados. Para su sorpresa así era, los electrones de los átomos se encuentran en orbitales con niveles muy específicos de energía y obedecen las leyes de la Mecánica Cuántica. De esta manera fue que Bohr propuso su modelo atómico dejando de lado al modelo de Rutherford.

La Fórmula de Bohr para los niveles energéticos en que pueden estar los electrones en un átomo es la siguiente:

\(E_n=\frac{E_1}{n^2}\ \ \ \ \ ,n=1,2,3,\ldots\)

Donde \(n\) corresponde a los niveles energéticos en que puede estar un electrón, \(E_1\) es el nivel energético más bajo y tiene un valor de \(E_1=-13.6\ eV\), y \(E_n\) es la energía de un electrón que se encuentra en el nivel n. Cuando un electrón gana una cantidad específica de energía puede brincar a un nivel energético más alto y puede volver a un nivel de energía más bajo deshaciéndose de esa energía. Esta es la idea clave detrás de los espectros de emisión y de absorción.

Espectros de emisión y de absorción analizado en un átomo de hidrógeno

Por simplicidad vamos a considerar un átomo de hidrógeno que se compone de un solo protón en el núcleo y de un electrón en el primer orbital. Los electrones siempre buscan la manera de estar en el nivel energético más bajo posible. En el caso del átomo de hidrógeno, su electrón tiende a encontrarse en el primer nivel de energía correspondiente a \(E_1\).

Una forma en que dicho electrón puede brincar, por ejemplo, al nivel energético \(E_2\) es absorbiendo fotones, pero no cualquier fotón, sino uno que tenga una energía igual a la diferencia entre ambos niveles de energía. Posteriormente dicho electrón puede bajar al nivel energético \(E_1\) emitiendo un fotón con la misma energía y perdiendo energía. De acuerdo a la Fórmula de Bohr, la diferencia de energía \(\Delta E\) entre ambos niveles es:

\(\Delta E=E_2-E_1=-\frac{3}{4}E_1=10.2\ eV\)\)

La energía de un fotón es directamente proporcional a su frecuencia, es decir que:

\(E_\gamma=h\nu\)

Donde \(E_\gamma\) es la energía del fotón, \(h\) es la constante de Planck y \(\nu\) es la frecuencia. Por lo tanto, si un fotón tiene una energía igual a la diferencia entre ambos niveles energéticos puede ser absorbido por el electrón, igualando las dos ecuaciones anteriores obtenemos:

\(h\nu=\Delta E\)

Resolviendo para \nu podemos encontrar la frecuencia de la radiación electromagnética a la que pertenece dicha energía, lo cual nos da:

\(\nu=\frac{\Delta E}{h}\approx2466.15\ GHz\)

Esto corresponde a una longitud de onda de \(\lambda\approx122\ nm\), lo cual se sitúa en el rango de los ultravioleta en el Espectro Electromagnético. Esto quiere decir que si tuviéramos un gas de hidrógeno y lo irradiáramos con radiación electromagnética veríamos que absorbe la radiación con dicha longitud de onda y luego veríamos que emite radiación con esa misma longitud de onda cuando el electrón decae a su nivel energético más bajo. Es decir, estaríamos viendo una parte de su espectro de absorción y de emisión.

Los átomos de un elemento químico tienen una cantidad definida de electrones y estos se acomodan de una manera organizada ocupando los distintos orbitales o niveles energéticos, esto es lo que se conoce como “Configuración Electrónica”. Es por ello que cada elemento y compuesto químico tiene un único espectro de emisión y de absorción con el cual se puede identificar.

La espectroscopía se encarga de estudiar los espectros de emisión y de absorción de la materia. Un espectro de emisión se genera cuando los electrones de un elemento o compuesto ganan energía, por ejemplo, al calentarse o irradiarse, y posteriormente emiten fotones cuando decaen a niveles energéticos más bajos. Esto se traduce a líneas luminosas en el espectro de frecuencias que corresponden a las frecuencias o longitudes específicas que emiten en el proceso.

Los espectros de absorción se pueden generar cuando se tiene un elemento o compuesto y se irradia con radiación electromagnética. Al hacer esto sus electrones absorberán aquellas frecuencias específicas que los ayudan a brincar a niveles energéticos más altos. Esto se ve reflejado en el espectro de frecuencias como franjas oscuras que correspondes a aquellas frecuencias específicas que son absorbidas por la materia.

Debido a que cada elemento y compuesto tiene sus propios espectros de emisión y de absorción es que la espectroscopía nos permite conocer la composición química de un material. El análisis de espectros de emisión y de absorción son una de las piedras angulares de la Astronomía Observacional ya que al analizar la luz que emiten los cuerpos astronómicos podemos saber la composición química de estos. La espectroscopía también es de vital importancia en la Química ya que permite conocer la composición química de sustancias que a priori son desconocidas.

 
 
 
 
Por: Ángel Zamora Ramírez. Licenciado en Física egresado de la Universidad de Colima. Maestro en Ciencias en Ingeniería y Física Biomédicas egresado del CINVESTAV. Amante de la divulgación científica.

Trabajo publicado en: Ene., 2024.
Datos para citar en modelo APA: Zamora Ramírez, A. (enero, 2024). Definición de Espectro de emisión y de absorción. Significado.com. Desde https://significado.com/espectro-emision-absorcion/
 

Referencias

Arthur Beiser. (2003). Concepts of Modern Physics. United States: McGraw-Hill Higher Education.

David J. Griffiths. (2005). Introduction to Quantum Mechanics. United States: Pearson Education International.

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