7.6: Espectro de Emisión

Cuando los sólidos, líquidos o gases condensados se calientan lo suficiente, irradian parte del exceso de energía como luz. Los fotones producidos de esta manera tienen una gama de energías, y por lo tanto producen un espectro continuo en el cual está presente una serie ininterrumpida de longitudes de onda.

A diferencia de los espectros continuos, la luz también puede ocurrir como espectros discretos o lineales con anchos de línea muy estrechos intercalados en las regiones espectrales. Excitar un gas a una presión parcial baja usando una corriente eléctrica, o calentarlo, producirá espectros lineales. Las bombillas fluorescentes y las señales de neón funcionan de esta manera. Cada elemento muestra su propio conjunto de líneas característico, al igual que las moléculas, aunque sus espectros son generalmente mucho más complicados.

Cada línea de emisión consta de una única longitud de onda de luz, lo que implica que la luz emitida por un gas consiste en un conjunto de energías discretas. Por ejemplo, cuando una descarga eléctrica pasa a través de un tubo que contiene gas hidrógeno a baja presión, las moléculas H₂ se dividen en átomos de H separados y se observa un color azul-rosa. Al pasar la luz a través de un prisma produce un espectro de líneas, lo que indica que esta luz está compuesta de fotones de cuatro longitudes de onda visibles.

El origen de espectros discretos en átomos y moléculas era extremadamente desconcertante para los científicos a finales del siglo XIX. Según la teoría electromagnética clásica, sólo los espectros continuos deberían ser observados. Otras líneas discretas para el átomo de hidrógeno se encontraron en las regiones UV e IR. Johannes Rydberg generalizó el trabajo de Balmer y desarrolló una fórmula empírica que predijo todas las líneas de emisión de hidrógeno, no sólo aquellas restringidas al rango visible, donde, n₁ y n₂ son enteros, n₁ < n₂

Incluso a finales del siglo XIX, la espectroscopia era una ciencia muy precisa, por lo que las longitudes de onda del hidrógeno se midieron con una precisión muy alta, lo que implicaba que la constante Rydberg también podía determinarse con gran precisión. Que una fórmula tan simple como la fórmula de Rydberg pudiera explicar tales medidas precisas parecía sorprendente en ese momento, pero fue la explicación eventual para los espectros de emisión de Neils Bohr en 1913 que finalmente convenció a los científicos a abandonar la física clásica y estimuló el desarrollo de la mecánica cuántica moderna.

Este texto ha sido adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 3,1: Energía electromagnética.

Cuando un átomo absorbe energía, los electrones se excitan y pasan a un nivel de energía superior. A medida que los electrones se relajan y alcanzan un estado de menor energía o al estado base, el exceso de energía se libera como fotón. La longitud de la onda de la luz absorbida y emitida depende de la diferencia entre los niveles de energía alta y baja.

Los resultados de luz emitida de alta energía de los electrones que se relajan desde un nivel de energía superior, y la luz emitida de baja energía resulta de la relajación de los electrones desde un nivel de energía más bajo. Un espectro de emisión es una medida de radiación emitida en un rango de longitudes de onda. Con especies elementales puras, el comportamiento de la emisión aparece como líneas de longitudes de onda específicas en lugar de un amplio espectro.

Este es el espectro de emisión del hidrógeno. El conjunto de líneas espectrales en la región de luz visible se conoce como la serie Balmer. Ocurre cuando los electrones hacen la transición desde un nivel de energía superior a n 3 hasta n 2.

El espectro de luz visible aparece como líneas espectrales en 410, 434, 486, y 656 nanométros, que corresponden a las transiciones de nivel de energía de n 3, 4, 5 y 6, respectivamente, an 2. Se pueden medir líneas espectrales adicionales fuera del rango visible, como la serie Lyman en la región UV y la serie Paschen en la región de infrarrojos. Las longitudes de onda de las líneas espectrales del hidrógeno se pueden predecir mediante una expresión matemática, donde RH es la constante de Rydberg, n1 es el número cuántico principal del nivel de energía más baja y n2 es el número cuántico principal para el nivel de energía más alto.

Para la serie de Balmer, n1 2. Puesto que los diferentes átomos tienen diferentes niveles de energía, las líneas de emisión espectral varían de un elemento a otro y se utilizan para identificar sustancias. El inverso de un espectro de emisión es su espectro de absorción.

Con respecto al hidrógeno, las líneas en su espectro de absorción están ubicados en las mismas longitudes de onda de su espectro de emisión, pero son oscuras. Estas son las longitudes de onda de la luz que son absorbidas por un átomo de hidrógeno cuando se expone a un espectro de luz blanca continua.

• Emission Spectrum - Energy radiated as light when solids, liquids, or gases are heated.
• Atomic Emission Spectrum - Discrete or line spectra produced when gas is excited or heated.
• Hydrogen Emission Spectrum - Spectrum produced when an electric discharge passes through tube containing hydrogen gas.
• Spectral Lines - Single wavelength of light, signifying that light emitted by gas consists of discrete energies.
• Rydberg Constant - Determined precisely from the accurate measurements of hydrogen wavelengths.

• Define Emission Spectrum – Explaining the generation of energy as light due to heating of matter (e.g., solids, liquids, gases)
• Contrast Continuous vs Line Spectra – Describing the difference between unbroken range of wavelengths and very narrow linewidths (e.g., emission spectrum vs hydrogen emission spectrum)
• Explore Hydrogen Emission Spectrum – Examine scenario where electrical discharge passes through a tube containing hydrogen gas (e.g., photon emission)
• Explain Atomic Emission Spectrum – Discuss how gas produces line spectra when excited or heated (e.g., neon, helium)
• Apply in Context - Discussing the implications of the precise determination of the Rydberg constant from measurements of hydrogen's wavelengths

• What is an emission spectrum and how to measure it?
• How are spectral lines created and what do they signify?
• How does hydrogen gas produce a unique emission spectrum?

• Students - Understanding emission spectrum deepens knowledge about light wavelength emission of substances when heated
• Educators - Provides a clear framework for teaching about emission, absorption, and atomic spectra
• Researchers - Relevant to scientific studies in astrophysics and quantum mechanics
• Science Enthusiasts - Offers insights into the emission and absorption spectra of various elements, arousing greater curiosity in atomic and quantum physics