Tema 1.1 · Estructura de la materia y enlace · Química
Un espectro atómico es la huella dactilar de un elemento: en vez de todos los colores seguidos, aparecen unas pocas líneas sueltas, siempre las mismas para cada elemento. Esa discontinuidad es el punto de partida de toda la Química de 2º de Bachillerato, porque es la prueba de que la energía del electrón está cuantizada y no puede valer cualquier cosa. En la PAU casi nunca piden calcular: piden explicar por qué las líneas son discretas y qué hizo Bohr para justificarlo.
Tres pasos. Este tema es de entender y contar, no de calcular, y el examen lo trata como tal.
Si a un átomo se le da energía —calentándolo o iluminándolo—, sus electrones suben a niveles superiores. Al volver a bajar devuelven esa energía en forma de luz, y eso es el espectro de emisión: líneas brillantes sobre fondo oscuro. Si en cambio se hace pasar luz blanca a través del elemento, este absorbe justo esas mismas energías y aparecen líneas negras sobre el arcoíris: el espectro de absorción. Las líneas caen exactamente en el mismo sitio en los dos casos.
Porque el electrón no puede tener cualquier energía: solo unos valores concretos. Al saltar de un nivel a otro emite exactamente la diferencia entre ambos, ni más ni menos. Como los niveles son unos pocos y fijos, los saltos posibles también, y por eso las líneas siempre aparecen en las mismas posiciones. Un espectro continuo significaría que el electrón puede tener cualquier energía, y eso es justo lo que la realidad desmiente.
Bohr propuso que el electrón solo puede estar en ciertas órbitas, con el radio y la energía cuantizados, y que la luz se emite cuando salta de una a otra. Con eso explicó las líneas del hidrógeno, que era lo que ningún modelo anterior conseguía. Su límite, y esto es lo que suelen preguntar: el modelo funciona para el hidrógeno y para átomos de un solo electrón, pero falla en cuanto hay más de uno.
Cada serie agrupa los saltos que terminan en el mismo nivel. Por eso caen en zonas distintas del espectro.
Los saltos que acaban en el primer nivel. Son los de mayor diferencia de energía, así que la luz emitida es ultravioleta y no se ve a simple vista.
Los que terminan en el segundo nivel. Es la única serie que cae en el visible, y por eso es la que se estudió primero: son las líneas de colores del hidrógeno que se ven en el laboratorio.
Los que acaban en el tercer nivel. La diferencia de energía es menor, así que la radiación es infrarroja.
Cuanto más bajo es el nivel de llegada, mayor es el salto de energía y más corta la longitud de onda. Con entender esa relación se deduce en qué zona del espectro cae cada serie sin memorizar nada.
Es la imagen del modelo de Bohr, y en un examen de 2º sirve para explicarlo históricamente, pero no como descripción real. El modelo actual habla de orbitales y de probabilidad, no de órbitas. Conviene dejarlo claro en la respuesta.
En la emisión el electrón baja de nivel y sale luz: líneas brillantes. En la absorción sube y retiene esa luz: líneas oscuras. Las posiciones coinciden porque los saltos son los mismos, solo cambia el sentido.
La pregunta de examen casi siempre acaba en para qué sirve y dónde falla el modelo. Contestar solo la primera parte deja la mitad de los puntos sin coger.
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