En 1860, los físicos alemanes Bunsen y Kirchhoff en cierta ocasión mientras observaban, desde unos 80 Km de distancia, un incendio en el puerto de Hamburgo, se les ocurrió hacer pasar por un prisma la luz que venía del incendio. Vieron una luz amarilla intensa como la que habían observado al quemar sodio. Pronto encontraron la explicación. Lo que estaba ardiendo era un almacén de sal.

Este incidente permitió un gran hallazgo: si era posible deducir la presencia de sodio a distancia observando la luz de las llamas, también sería posible deducir la composición del Sol y de las estrellas analizando la luz que recibimos de ellas.

La colaboración de estos dos científicos alemanes fue fundamental para el desarrollo de la espectroscopía. Gracias a esto, descubrieron que cada átomo, sin importar su estado, al ser calentado emite una luz de colores característica, los espectros atómicos. El físico danés Niels Bohr, en 1913, explicó la existencia de los espectros atómicos suponiendo que los electrones no giran en torno al núcleo atómico en cualquier forma, sino que lo hacen en órbitas como los planetas con el sol.

Recordarás que cuando hacemos pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto llamado dispersión, que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente. La luz blanca produce, al descomponerla, lo que llamamos un espectro continuo.

El espectro continuo contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran. Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometidos a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elemento es siempre el mismo, incluso si el elemento forma parte de un compuesto. Cada elemento produce su propio espectro, diferente al de cualquier otro elemento; esto significa que cada elemento tiene su propia firma espectral, a lo que también se conoce como su huella digital. ¿Te imaginas la gran utilidad de este hallazgo?

Los espectros atómicos son característicos para cada elemento químico y pueden ser tanto de emisión como de absorción. Sirven para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro. Si observas los espectros de emisión y absorción notarás que las líneas de colores del espectro de emisión coinciden con las líneas negras del espectro de absorción.

Todos los elementos que se encuentran en la tabla periódica tienen sus espectros de emisión y de absorción. Así es como podemos discriminar uno de otro. Para los astrónomos son de gran utilidad, ya que si quieren conocer la composición de estrellas o de cuerpos muy alejados, con la luz que emiten pueden deducir que sustancias pueden encontrar en sitios tan lejanos.

Te invitamos a visitar la siguiente página para que puedas ver los espectros atómicos de todos los elementos y puedas comparar sus espectros de emisión y de absorción. Por ejemplo, podrás ver que el sodio presenta dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589.6 nm en su espectro de emisión, que si lo comparas con su espectro de absorción, vas a observar dos líneas negras a esa misma longitud de onda.

Después de esta visita y de realizar el ejercicio de comparación, esperamos que te haya quedado clara la diferencia entre un espectro de emisión y uno de absorción.

Seguramente alguna vez se te ha caído un poco de sal de mesa sobre la hornilla de tu estufa y has visto que cambia de color a un amarillo intenso. ¿Te has preguntado por qué?

En los siglos XVIII y XIX los químicos idearon pruebas a la flama para identificar a los elementos, por el color que le proporcionan. Así, las sales de sodio dan un color amarillo persistente a la flama; las sales de potasio, un color azul violáceo fugaz; las de litio, un rojo brillante; las de bario, un verde limón y las de cobre, un azul verdoso. Al igual que los fuegos artificiales, los colores a la flama son consecuencia de las estructuras electrónicas de los átomos de ciertos elementos.

Los colores a la flama y los fuegos artificiales no son lo que parecen a simple vista. Si se hace pasar la luz de la flama a través de un prisma, se separa en luz de varios colores distintos. En 1900, el físico alemán Max Planck, propuso una explicación de las frecuencias de la luz que emitían los sólidos muy calientes, conocida como teoría cuántica. Albert Einstein, en 1905 amplió esta teoría para incluir todas las formas de luz. Según esta teoría, la luz se emite de modo discontinuo, en paquetes discretos o definidos llamados cuantos o fotones, no como una onda continua.

La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia. El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que éstos se encuentran del núcleo. Así, Niels Bohr, incluyó los trabajos de Planck y Einstein y propuso su modelo atómico, que consta de varios postulados y que puedes revisar en la UAPA sobre el Modelo atómico de Bohr.

Autoevaluación

Identifica el espectro de absorción y el espectro de emisión del sodio.