Tema 1.1 · Enlace químico y estructura de la materia · Química
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El método, en corto
Cada paso, explicado y con sus trampas, más abajo.
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. Además de hacer las cuentas con la ecuación de Rydberg, hay que saber explicar por qué las líneas son discretas y qué hizo Bohr para justificarlo.
Dos ideas. Es lo que hay que entender antes de hacer ninguna cuenta con la ecuación de Rydberg.
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. Hasta dónde llega el modelo es la otra mitad de la respuesta, y está más abajo, en sus limitaciones.
Si a un gas se le da energía —calentándolo o con una descarga eléctrica—, los electrones de sus átomos suben a niveles superiores y, al volver a bajar, devuelven esa energía en forma de luz: es el espectro de emisión, líneas brillantes sobre fondo oscuro. Si en cambio se hace pasar luz blanca a través del mismo gas, los átomos se quedan justo con los fotones que les sirven para subir de nivel, y sobre el arcoíris aparecen líneas negras: es el espectro de absorción. Las líneas caen exactamente en el mismo sitio en los dos, porque los saltos son los mismos y solo cambia el sentido. Por eso, cuando un enunciado pregunta si una transición es de absorción o de emisión, la respuesta sale del sentido del salto: si el electrón sube a un nivel de más energía, el átomo absorbe un fotón; si baja, lo emite.
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 con líneas en el visible, cuatro (410, 434, 486 y 656 nm); las siguientes se amontonan hacia el ultravioleta, donde está el límite de la serie (364,6 nm). 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.
Explicar el modelo de Bohr pide también decir hasta dónde llega. Son tres límites.
Funciona para el hidrógeno y para los iones con un solo electrón, como He+ o Li2+. En cuanto hay dos o más electrones, las repulsiones entre ellos cambian la energía de los niveles y las cuentas de Bohr ya no reproducen el espectro que se mide.
Con un espectroscopio de más resolución, algunas líneas del hidrógeno resultan ser varias muy juntas (la estructura fina), y dentro de un campo magnético se separan en otras nuevas (el efecto Zeeman). Con una sola energía por órbita, el modelo no tiene de dónde sacar esas líneas de más.
Bohr da la posición de cada línea, pero no su intensidad. La intensidad depende de lo probable que sea cada salto, y eso lo explica la mecánica cuántica, que sustituye las órbitas por orbitales.
Enunciado de la PAU de Madrid 2026, convocatoria ordinaria, pregunta 2B, apartados c) y d): «La configuración electrónica de un elemento X es [Ne]ns1. […] c) Si el electrón más externo del elemento X es excitado del orbital ns al orbital np, ¿cómo cambian sus números cuánticos? Explique si se trata de una absorción o de una emisión. d) Calcule la energía, en electronvoltios, asociada a la transición electrónica anterior, sabiendo que la longitud de onda de la radiación implicada es de 766,5 nm. Datos: h = 6,626·10-34 J·s-1; c = 3,00·108 m·s-1; 1 eV = 1,602·10-19 J.»
[Ne] son los 10 electrones del neón, y el siguiente electrón entra en el 3s. Por tanto n = 3, el elemento X es el sodio (Z = 11) y el salto del enunciado es del 3s al 3p.
En el 3s el electrón tiene n = 3, l = 0 y m_l = 0. En el 3p tiene n = 3 y l = 1, y m_l puede valer −1, 0 o +1. Así que n no cambia, l pasa de 0 a 1 y m_l se queda en 0 o pasa a −1 o +1. El espín, m_s, puede ser +1/2 o −1/2 en cualquiera de esos orbitales.
El 3p tiene más energía que el 3s, así que el electrón sube de nivel, y para subir tiene que recibir energía: es una absorción. Aquí es donde se confunde emisión con absorción. Lo que decide es el sentido del salto, no que el enunciado hable de «radiación».
λ = 766,5 nm = 766,5·10-9 m = 7,665·10-7 m. Si se deja en nanómetros, la energía sale mil millones de veces más pequeña y el resultado no tiene sentido.
E = h·c / λ. Arriba, 6,626·10-34 J·s · 3,00·108 m/s: 6,626 · 3,00 = 19,878 y 10-34 · 108 = 10-26, o sea 1,9878·10-25 J·m. Al dividir entre 7,665·10-7 m queda E = 2,593·10-19 J. La unidad de h es J·s, aunque el examen escriba J·s-1: con J·s los segundos se van con los de la velocidad de la luz y los metros con los de λ.
Como 1 eV = 1,602·10-19 J, se divide: E = 2,593·10-19 J / 1,602·10-19 J/eV = 1,62 eV. Resultado: en el salto 3s → 3p n no cambia, l pasa de 0 a 1 y m_l puede pasar a −1, 0 o +1; es una absorción, y la energía del salto es 1,62 eV.
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.
Explicar el modelo de Bohr pide dos cosas: para qué sirve y dónde falla. Contestar solo la primera deja la respuesta a medias.
Porque los niveles de energía dependen de la estructura de cada átomo, y no hay dos elementos con la misma. Por eso el espectro identifica al elemento igual que una huella dactilar, y así se detecta la composición de las estrellas.
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