Tipos de Espectros

 

 Si un haz de rayos luminosos atraviesa primero una rendija y después un prisma óptico, experimentará una descomposición en tantos rayos distintos como colores tenga la luz compleja inicial. Recogiendo en una pantalla, o en una placa fotográfica todos los rayos de luz que salen del prisma, se obtendrán una serie de rayas o bandas diversamente coloreadas que no son otra cosa que las imágenes de la  rendija inicial.

Estas imágenes reciben el nombre de rayas espectrales, y al conjunto de todas ellas se le denomina espectro. Según eso el espectro es el análisis de las distintas radiaciones o longitudes de onda emitidas por un foco luminoso.

CLASES DE ESPECTROS

            Los espectros pueden ser :

 

·de emisión, si son originados por radiaciones emitidas por cuerpos incandescentes. Se dividen en:

 

            -continuos: si poseen todos los colores de la luz blanca (rojo, anaranjado, amarillo, verde azul, índigo,  y violeta.) En general los espectros continuos de emisión proceden de sólidos y líquidos incandescentes.

            -discontinuos: si solamente contienen algunos colores de los siete que componen el espectro visible. Estos pueden ser:

a) de  bandas, si la franja coloreada es suficientemente ancha. Proceden de gases y vapores en forma molecular.

b) de rayas, si la franja coloreada se reduce a una línea. Proceden de gases y vapores en forma atómica.

En realidad, los espectros de bandas están constituidos por una  serie de rayas muy próximas entre sí, pudiendo resolverse la banda si la dispersión es grande.

·de absorción, son los obtenidos por absorción parcial de las radiaciones  emitidas por un foco luminoso cuando la luz producida por él atraviesa una sustancia en estado gaseoso, ya que todo gas o vapor absorbe, a cualquier temperatura, las mismas radiaciones que es capaz de emitir si estuviera incandescente.

 

El estudio experimental de los espectros condujo a una serie de consecuencias, prácticas y teóricas, que resumimos seguidamente:

 

®Cada elemento químico, convenientemente excitado, emite siempre unas radiaciones características de él y que sirven, por lo tanto, para identificarlo.
®La presencia de tales radiaciones es independiente de que el elemento esté solo, mezclado, o combinado con otros elementos; sus rayas espectrales son siempre las mismas y ningún otro elemento las puede emitir.
®La intensidad de las radiaciones emitidas y, por lo tanto, la de las rayas espectales; es decir, su mayor o menor colorido en la placa, depende del número de átomos excitados, y éste, de la mayor o menor concentración del elemento.

 

El hecho de que cada elemento químico posea su propio espectro permite suponer que las longitudes  de onda de las radiaciones emitidas por él, una vez excitado, estén relacionadas entre sí mediante alguna expresión matemática; lo que, en definitiva, vendría a demostrar que en el átomo solamente son posibles ciertos estados energéticos.

 

Durante mucho tiempo, la ciencia trató de encontrar fórmulas que relacionaran entre sí las frecuencias o las longitudes de onda, de estas radiaciones, sin llegar a  ningún resultado positivo. Fue en 1885 cuando el físico suizo Balmer, al estudiar el espectro del hidrógeno observó  que la longitud de onda, expresada en cmde las radiaciones correspondientes  a las rayas estudiadas, venía dada por :

1/l = R (1/4-1/n²)  donde n es un número entero que puede tomar valores3,4,5,...y R es una constante, llamada constante de Rydberg, cuyo valor aproximadamente es 109740  cm̄¹.

 

Al conjunto de rayas comprendidas en la zona visible del espectro del hidrógeno se le dio el nombre de serie de Balmer.

 

El descubrimiento realizado por Balmer tuvo una importancia extraordinaria por que confirmaba con toda seguridad la existencia de determinados niveles energéticos dentro del átomo; de este modo, la emisión de una cierta radiación definida por una concreta longitud de onda correspondería a la producción de un fotón cuya energía fuese igual a la diferencia entre esos dos estados energéticos del átomo.

 

Rutherford en su modelo atómico supone que los electrones giran alrededor del núcleo. Ha de ser así para poder explicar que no se precipiten sobre el núcleo debido a la atracción electrostática, ya que moviéndose, la fuerza culombiana de atracción ejercería sobre el electrón una acción centrípeta, obligándole a describir una órbita alrededor del núcleo.

 

Para evitar las dificultades que presenta el modelo atómico de Rutherford y con el fin de ofrecer una interpretación al porqué  de los espectros atómicos, el físico danés Bohr propuso un nuevo modelo atómico basado en los siguientes postulados:

 

Sólo son posibles unas órbitas determinadas, llamadas órbitas estacionarias, en las que el electrón situado en ellas no emite energía. En estas órbitas, además se cumplirá que el momento angular del electrón ha de ser un múltiplo entero de h/2p.

 

El salto de un electrón desde una órbita estacionaria de mayor energía  a otra órbita estacionaria de menor energía da lugar a la emisión de una radiación electromagnética de tal modo que el valor de la energía emitida es un fotón o cuanto de luz. Evidentemente para que el salto sea posible, habrá que excitar al electrón previamente comunicándole energía para obligarle a subir a órbitas más energéticas.

 

La aplicación de las leyes de la Física clásica y la de los postulados de Bhor al caso concreto del átomo de hidrógeno (átomo constituido por un protón en el núcleo y un electrón en la corteza) condujo a los siguientes resultados:

 

A)Respecto a los radios de las órbitas: los radios de  las órbitas están relacionados entre sí como los cuadrados de los números naturales.
B)Respecto a las frecuencias: Bohr generalizó la ley de Balmer a  la siguiente expresión:

1/l = R ( 1/J²-1/K² )      siendo K>J

De este modo se presenta la posibilidad de existencia de nuevas series espectrales correspondientes a radiaciones producidas al saltar el electrón desde órbitas superiores a órbitas cualesquiera más inferiores.  Sabemos que los saltos a la órbita n=2 dan espectro visible, por lo tanto los saltos a la órbita n=1, n=3, n=4, ... darán espectros situados en la zona del infrarrojo y del ultravioleta.

En definitiva, el estudio de los espectros  conduce a la existencia de diversos niveles energéticos dentro del átomo. Estos niveles corresponden a los posibles estados de distribución de los electrones en la corteza atómica.

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