Breve historia del espectro

Artículo publicado en el boletín "ESTELA", Nº 85, Septiembre-Octubre 1999. Rogamos se cite su procedencia en caso de reproducirlo total o parcialmente.
Alberto Sicilia García

Gran parte de los conocimientos que tenemos del Universo, los obtenemos a través del análisis del espectro. Con él, podemos averiguar parámetros físicos tan importantes como la composición química, temperatura, presión, densidad, velocidad radial, frecuencia de rotación...

En 1666 Isaac Newton hizo uno de los más importantes descubrimientos en la historia de la Astronomía: el espectro. En una habitación oscura, hizo pasar luz solar a través de una pequeña abertura circular en una persiana. Colocó varias lentes y un prisma, y detrás de éste vio diferentes colores. Encontró una explicación más aclaradora cuando cubrió el agujero con un trozo de papel en el que había realizado una hendidura paralela a una de las caras del prisma. Los colores se superponían uno sobre otro. El prisma había dividido la luz solar en los colores del arco iris. Dio a este fenómeno el nombre latino "spectrum", en inglés "ghost".

La conclusión de Newton fue que la luz estaba constituida por innumerables partículas microscópicas coloreadas (corpúsculos), que eran emitidas a altas velocidades por una fuente de luz como el Sol. Todas juntas, parecían blancas ante nuestros ojos. Un prisma es capaz de separarlas según su color.

Su descubrimiento fue prácticamente ignorado hasta 1802 cuando Wollaston inauguró una serie de descubrimientos espectroscópicos que se han ido multiplicando hasta nuestros días. En la luz solar encontró cuatro líneas oscuras, que erróneamente interpretó como la división de los cinco colores elementales que forman la luz blanca: rojo, amarillo, verde, azul y violeta. Unos pocos años después, en 1814, Fraunhofer publicó los resultados de sus cuidadosas y detalladas observaciones del espectro solar. Su gran mapa del espectro del astro rey, mostraba 574 líneas oscuras.

El misterio del origen de las líneas oscuras fue finalmente desvelado en 1859, cuando los resultados de la investigación en el laboratorio de Kirchhoff y Bunser fueron publicados. Mostraron que la radiación de un gas y la de los átomos individuales poseía un espectro con líneas brillantes en un fondo oscuro, y que el número y posición de estas líneas eran características del cuerpo que emitía la luz. Por otro lado, la radiación propia de sólidos y líquidos luminosos poseía un espectro continuo. Los espectros atómicos se convertían en la "huella dactilar" del elemento, de tal forma que puede utilizarse para identificarlo.

Si se envía luz a través de un tubo de absorción que contiene un gas, y se examina después con un espectroscopio, se observa una serie de rayos oscuros correspondientes a las frecuencias absorbidas, que ocupan las mismas posiciones que las rayas brillantes del espectro de líneas, característico de un gas. Para probarlo hizo pasar luz procedente de un arco de carbón a través de vapor de sodio, se formaba una raya oscura en la parte amarilla del espectro continuo.

La apariencia del espectro solar es fácilmente comprensible de esta manera: el núcleo emite un espectro continuo y, al pasar por los vapores más fríos de su atmósfera son absorbidas algunas frecuencias, por lo que es visto desde la Tierra como un espectro continuo cruzado por un gran número de rayas oscuras débiles (líneas de Fraunhofer).

Huggins estaba realizando nuevas investigaciones cuando fue informado de los desarrollos de Kirchoff. En 1864 anunció el descubrimiento de líneas pertenecientes a 20 elementos. Comparando las líneas oscuras encontradas en el espectro solar con las líneas brillantes emitidas por los mismos elementos en el laboratorio, obtuvo información fundamental sobre la composición química de nuestra estrella. Analizando espectros de diferentes estrellas concluyó que estaban constituidas esencialmente por los elementos que abundaban en el Sol, aunque diferían entre sí en la proporción de estos.

Los científicos del siglo XIX consideraron a la luz como una onda. La teoría ondulatoria asumía que el color de la luz dependía de la longitud de onda. A lo largo del espectro, del rojo al violeta, ésta decrecía. Era entonces natural adentrarse en la estructura de los átomos radiantes.

Rutherford introdujo la noción de que un átomo estaba compuesto de un núcleo y electrones moviéndose a su alrededor, el llamado "modelo planetario". También instauró que el número de protones era la característica definitoria de un elemento. Pero pensó que los electrones podían girar alrededor del núcleo a cualquier distancia de éste, con lo que no se podía explicar la naturaleza del espectro.

El físico danés Niels Bohr se apuntó un gran triunfo en 1913 al explicar el espectro del hidrógeno. La clave del éxito consistió en aplicar al modelo de Rutherford la teoría cuántica dada por Max Planck en 1900. Estudiando la luz emitida por la materia al calentarse, Planck llegó a la conclusión de que la energía no es divisible indefinidamente, sino que existen últimas porciones de energía a las que llamó cuantos. Cinco años más tarde, Einstein, para explicar el efecto fotoeléctrico, generalizó la hipótesis de Planck y sugirió que la luz está formada por cuantos de luz o fotones. La energía de un fotón, E, depende directamente de su frecuencia v.

E = h v (h = cte. de Planck)

Así por ejemplo, un fotón de luz azul tiene una energía superior a un fotón de luz roja, y un fotón de rayos X posee una energía mayor que la de los dos. Teniendo en cuenta lo anterior, Bohr propuso que el átomo estaba cuantizado, es decir, que sólo podía tener ciertas cantidades de energía permitidas. Esto implicaba que el electrón no podía girar a cualquier distancia alrededor del núcleo, sino en ciertas órbitas solamente (a diferencia del modelo de Rutherford), todas las demás le estaban prohibidas.

Cuando el electrón salta de una órbita de mayor a otra de menor energía (más cercana al núcleo), la diferencia de energía se emitía en forma de fotón, cuya frecuencia venía dada por la ecuación de Planck. Así se explicaba que en el espectro de un átomo sólo aparecieran unas pocas rayas de frecuencias determinadas.

Igualmente si un electrón absorbe un fotón de una determinada longitud de onda, salta a un nivel superior. Debemos recalcar que el fotón sólo será absorbido si tiene precisamente esa energía.

Tomemos el ejemplo más sencillo, el átomo de hidrógeno. Si el único electrón está en la capa de menor energía, necesita un fotón de 1260Å para saltar al siguiente nivel energético. Si coge otro fotón de 6563 Å, salta a la tercera capa. En la atmósfera solar hay infinidad de átomos de hidrógeno que absorben los fotones de 1260 y 6563 Å. Esta longitud de onda será perdida entonces en el espectro: una línea oscura. Pero el electrón tiende a situarse de nuevo en el estado de menor energía y, transcurrido un tiempo emite un fotón. La energía del fotón es la diferencia de esta entre las dos capas. Podemos preguntarnos ahora por qué vemos la línea si el fotón, al fin y al cabo vuelve a ser lanzado. Pero debemos tener en cuenta que la luz, por ejemplo de una estrella, viene hacia nosotros de una determinada dirección, y en la "re-emisión", el fotón no tiene necesariamente que seguirla.

La emisión es igualmente en una cierta longitud de onda. En el espectro de una nube gaseosa podemos ver precisamente esta longitud de onda. Las otras partes son negras, porque las nubes gaseosas no irradian por sí solas. Tenemos entonces una línea brillante.