Espectros atómicos.

Introducción.

La radiación térmica y el efecto fotoeléctrico se explicaban muchos fenómenos de radiaciones y emisiones pero no había explicación para los espectros atómicos.

Un espectro es un distribución de la radiación de luz en las distintas frecuencias que la componen. En física podemos distinguir tres tipos: continuo, de absorción y de emisión.
Espectro continuo:
- Es la descomposición de la luz con la ayuda de un prisma y obtenemos una secuencia de colores sin interrupción.
Espectro de emisión:
- Es la radiación que produce un cuerpo al calentarlo. Usando algún sistema óptico podemos separar las frecuencias y obtener una imagen.
Espectro de absorción:
- Es la radiación que puede absorber un cuerpo al que se le hace incidir dicha radiación. Las frecuencias que absorba el cuerpo aparecerán como zonas negras en una imagen.

La física clásica explicaba los espectros de forma continúa, es decir, no había zonas sin color en el espectro pero Bunsen y Kirchoff en el año 1859 comprueban que esto no es lo que ocurre en la realidad.
- Los espectros que se observan son discontinuos y solo se observan ciertas líneas.
- Descubren además que cada elemento químico tiene su propio espectro, lo cual ayuda a identificar los elementos químicos según la luz emitida.
  
  Field Tested Systems, LLC.

Puedes observa una simulación de los espectros de emisión de los elementos de la tabla periódica pinchando aquí.

Balmer, 1885, descubre la ley empírica que permitía calcular las energías de las radiaciones emitidas en el átomo de Hidrógeno.
$$E=R_E \cdot \left ( \frac{1}{2^2} - \frac{1}{n^2} \right )$$ donde $R_E= 2,172 \cdot 10^{-18} J$ es la constante de Rydberg.
$n=3,4,5,6,7$ son las distintas líneas espectrales.
Más adelante otros científicos como Lymann, Braquett, Paschen y Pfund descubrirán que esto se puede ampliar a todos los átomos llegando a la expresión para la energía de series espectrales:
$$E=R_E \cdot \left ( \frac{1}{n_{2}^2} - \frac{1}{n_{1}^2} \right )$$ donde $n_1$ y $n_2$ son números naturales y $n_{2} > n_{1}$.

Niels Bohr, 1913, gracias a estos estudios propondrá una serie de postulados que darían lugar a un nuevo modelo atómico.
- Los electrones sólo pueden estar en órbitas que cumplan que su momento angular sea múltiplo de $\frac{h}{2\pi}$.
- La energía del electrón en una órbita es $E=-\frac{R_E}{n^2}$ donde $R_E= 2,172 \cdot 10^{-18} J$ es la constante de Rydberg.
- El átomo emite fotones cuando un electrón salta de un nivel a otro de energía.
- La energía del fotón emitido se pued calcular por la expresión de energía de series espectrales.