El espectro de emisión del hidrógeno atómico se ha dividido en varias series espectrales , cuyas longitudes de onda se determinan mediante la fórmula de Rydberg . Estas líneas espectrales observadas se deben a las transiciones que realiza el electrón entre dos niveles de energía en un átomo. La clasificación de las series mediante la fórmula de Rydberg fue importante en el desarrollo de la mecánica cuántica . Las series espectrales son importantes en la espectroscopia astronómica para detectar la presencia de hidrógeno y calcular los desplazamientos hacia el rojo .
Un átomo de hidrógeno está formado por un electrón que orbita alrededor de su núcleo . La fuerza electromagnética entre el electrón y el protón nuclear da lugar a un conjunto de estados cuánticos para el electrón, cada uno con su propia energía. Estos estados fueron visualizados por el modelo de Bohr del átomo de hidrógeno como órbitas distintas alrededor del núcleo. Cada nivel de energía, o capa de electrones, u órbita, se designa mediante un número entero, n , como se muestra en la figura. El modelo de Bohr fue reemplazado posteriormente por la mecánica cuántica en la que el electrón ocupa un orbital atómico en lugar de una órbita, pero los niveles de energía permitidos del átomo de hidrógeno siguieron siendo los mismos que en la teoría anterior.
La emisión espectral se produce cuando un electrón pasa de un estado de mayor energía a otro de menor. Para distinguir los dos estados, el estado de menor energía se designa comúnmente como n′ y el estado de mayor energía se designa como n . La energía de un fotón emitido corresponde a la diferencia de energía entre los dos estados. Como la energía de cada estado es fija, la diferencia de energía entre ellos es fija y la transición siempre producirá un fotón con la misma energía.
Las líneas espectrales se agrupan en series según n′ . Las líneas se nombran secuencialmente comenzando por la longitud de onda más larga/frecuencia más baja de la serie, utilizando letras griegas dentro de cada serie. Por ejemplo, la línea 2 → 1 se llama "Lyman-alfa" (Ly-α), mientras que la línea 7 → 3 se llama "Paschen-delta" (Pa-δ).
Existen líneas de emisión del hidrógeno que quedan fuera de estas series, como la línea de 21 cm . Estas líneas de emisión corresponden a eventos atómicos mucho más raros, como las transiciones hiperfinas . [1] La estructura fina también da como resultado que las líneas espectrales individuales aparezcan como dos o más líneas más delgadas agrupadas estrechamente, debido a correcciones relativistas. [2]
En la teoría de la mecánica cuántica, el espectro discreto de emisión atómica se basó en la ecuación de Schrödinger , que se dedica principalmente al estudio de los espectros de energía de átomos similares al hidrógeno , mientras que la ecuación de Heisenberg equivalente dependiente del tiempo es conveniente cuando se estudia un átomo impulsado por una onda electromagnética externa . [3]
En los procesos de absorción o emisión de fotones por un átomo, las leyes de conservación se cumplen para todo el sistema aislado , como un átomo más un fotón. Por lo tanto, el movimiento del electrón en el proceso de absorción o emisión de fotones siempre va acompañado del movimiento del núcleo y, como la masa del núcleo es siempre finita, los espectros de energía de los átomos similares al hidrógeno deben depender de la masa nuclear . [3]
Las diferencias de energía entre los niveles del modelo de Bohr, y por lo tanto las longitudes de onda de los fotones emitidos o absorbidos, se dan mediante la fórmula de Rydberg: [4]
dónde
La longitud de onda siempre será positiva porque n′ se define como el nivel inferior y, por lo tanto, es menor que n . Esta ecuación es válida para todas las especies similares al hidrógeno, es decir, átomos que tienen un solo electrón, y el caso particular de las líneas espectrales del hidrógeno está dado por Z=1.
En el modelo de Bohr, la serie de Lyman incluye las líneas emitidas por las transiciones del electrón desde una órbita exterior de número cuántico n > 1 a la primera órbita de número cuántico n' = 1.
La serie recibe su nombre de su descubridor, Theodore Lyman , quien descubrió las líneas espectrales entre 1906 y 1914. Todas las longitudes de onda de la serie Lyman se encuentran en la banda ultravioleta . [7] [8]
La serie de Balmer incluye las líneas debidas a las transiciones desde una órbita exterior n > 2 a la órbita n' = 2.
Llamadas así en honor a Johann Balmer , quien descubrió la fórmula de Balmer , una ecuación empírica para predecir la serie de Balmer, en 1885. Las líneas de Balmer se conocen históricamente como " H-alfa ", "H-beta", "H-gamma", etc., donde H es el elemento hidrógeno. [10] Cuatro de las líneas de Balmer están en la parte técnicamente "visible" del espectro, con longitudes de onda mayores a 400 nm y menores a 700 nm. Partes de la serie de Balmer se pueden ver en el espectro solar . H-alfa es una línea importante utilizada en astronomía para detectar la presencia de hidrógeno.
Las líneas de Paschen reciben su nombre del físico alemán Friedrich Paschen , que las observó por primera vez en 1908. Todas ellas se encuentran en la banda infrarroja . [11] Esta serie se superpone con la siguiente serie (Brackett), es decir, la línea más corta de la serie Brackett tiene una longitud de onda que se encuentra entre las series de Paschen. Todas las series posteriores se superponen.
Lleva el nombre del físico estadounidense Frederick Sumner Brackett , quien observó por primera vez las líneas espectrales en 1922. [12] Las líneas espectrales de la serie Brackett se encuentran en la banda del infrarrojo lejano.
Descubierto experimentalmente en 1924 por August Herman Pfund . [13]
Descubierto en 1953 por el físico estadounidense Curtis J. Humphreys . [15]
Las series posteriores no tienen nombre, pero siguen el mismo patrón y la misma ecuación que dicta la ecuación de Rydberg. Las series están cada vez más dispersas y se producen en longitudes de onda cada vez mayores. Las líneas también son cada vez más tenues, lo que corresponde a eventos atómicos cada vez más raros. La séptima serie del hidrógeno atómico fue demostrada experimentalmente por primera vez en 1972 en longitudes de onda infrarrojas por Peter Hansen y John Strong en la Universidad de Massachusetts Amherst. [16]
Los conceptos de la fórmula de Rydberg se pueden aplicar a cualquier sistema con una sola partícula orbitando un núcleo, por ejemplo un ion He + o un átomo exótico de muonio . La ecuación debe modificarse en función del radio de Bohr del sistema ; las emisiones serán de un carácter similar pero en un rango diferente de energías. La serie de Pickering-Fowler fue originalmente atribuida a una forma desconocida de hidrógeno con niveles de transición de semientero tanto por Pickering [17] [18] [19] como por Fowler [20] , pero Bohr las reconoció correctamente como líneas espectrales que surgen del ion He + . [21] [22] [23]
Todos los demás átomos tienen al menos dos electrones en su forma neutra y las interacciones entre estos electrones hacen que el análisis del espectro mediante métodos tan simples como los descritos aquí resulte impráctico. La deducción de la fórmula de Rydberg fue un gran paso en la física, pero pasó mucho tiempo antes de que se pudiera lograr una extensión a los espectros de otros elementos.
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