Grandes inventos: Espectroscopia
Espectrómetro de absorción
Los espectrómetros son instrumentos que
generan, analizan y registran espectros. Aquí se ilustra el uso de un
espectrómetro de absorción para determinar el espectro creado por una sustancia
desconocida. Las lentes del instrumento enfocan la luz, mientras que un prisma
central la divide en el espectro de los colores que la constituyen. Los colores
que aparecen en la pantalla representan las longitudes de onda no absorbidas
por la muestra.
Espectroscopia, en física y química
física, el estudio de los espectros. La espectroscopia se basa en que cada
elemento químico tiene su espectro característico.
En 1859, los científicos
alemanes Gustav Robert Kirchhoff y Robert Wilhelm Bunsen fueron los primeros en
darse cuenta de que cada elemento emite y absorbe luz de colores
característicos, que componen su espectro. Desarrollaron el espectroscopio de
prisma en su forma moderna y lo aplicaron al análisis químico. Este
instrumento, que es uno de los dos tipos principales de espectroscopio, está
formado por una rendija, un conjunto de lentes, un prisma y un ocular. La luz
que va a ser analizada pasa por una lente colimadora, que produce un haz de luz
estrecho y paralelo, y a continuación por el prisma. Con el ocular se enfoca la
imagen de la rendija. De hecho, lo que se ve son una serie de imágenes de la
rendija, conocidas como líneas espectrales, cada una con un color diferente,
porque el prisma separa la luz en los colores que la componen.
Un segundo tipo de espectroscopio
usado habitualmente es el espectroscopio de red, empleado por primera vez a
comienzos del siglo XIX por el físico alemán Joseph von Fraunhofer. En
estos instrumentos, la luz se dispersa mediante una red de difracción en lugar
de un prisma. Una red de difracción es una superficie especular de metal o
vidrio sobre la que se ha trazado con un diamante un elevado número de líneas
paralelas. Una buena red tiene una gran potencia dispersiva, por lo que permite
mostrar detalles mucho más finos en los espectros. Las líneas de la red de
difracción también se pueden trazar sobre un espejo cóncavo, de forma que la
red sirva al mismo tiempo para enfocar la luz y sea innecesario el uso de
lentes. En un espectroscopio de este tipo, la luz no necesita pasar por ninguna
sustancia transparente, por lo que estos instrumentos se emplean en toda la
región ultravioleta y en la región de rayos X.
En un espectrógrafo, el
ocular se sustituye por una cámara. No hace falta fotografía en color para
identificar las imágenes de la rendija. Se pueden calcular sus longitudes de
onda a partir de sus posiciones en la película fotográfica. Los espectrógrafos
son útiles en las regiones ultravioleta y visible del espectro, y también en la
zona infrarroja hasta los 1.200 nanómetros (nm). La espectroscopia en las zonas
extremas del ultravioleta y el infrarrojo es similar a la de la zona visible;
sin embargo, el vidrio no transmite esas radiaciones, por lo que las lentes y
prismas tienen que ser de cuarzo, fluorita, silvina o sal de roca. Las lentes
también pueden sustituirse por espejos cóncavos. Para esas longitudes de onda
es necesario utilizar emulsiones fotográficas especiales. Estos métodos
permiten investigar el espectro ultravioleta hasta longitudes de onda
inferiores a los 60 nm; los espectros de infrarrojos pueden investigarse
con métodos especiales en zonas más allá de los 0,01 cm. Véase Radiación
electromagnética.
El espectrofotómetro se usa para
medir la intensidad de un espectro determinado en comparación con la intensidad
de luz procedente de una fuente patrón. Esta comparación permite determinar la
concentración de la sustancia que ha producido ese espectro. Los
espectrofotómetros también son útiles para estudiar espectros en las zonas no
visibles porque sus elementos de detección son bolómetros o células
fotoeléctricas. Los primeros se aplican especialmente al análisis de espectros
de infrarrojos, y los segundos al de espectros ultravioletas.
Las redes de difracción
pueden emplearse, igual que los prismas, tanto en los espectrógrafos como en
los espectrofotómetros.
La luz se emite y se absorbe
en unidades minúsculas o corpúsculos llamados fotones o cuantos (véase Teoría
cuántica). La energía de cada fotón es directamente proporcional a la
frecuencia u, por lo que es inversamente proporcional a la longitud de
onda λ. Esto se expresa con la sencilla fórmula
donde el factor de proporcionalidad h
es la denominada constante de Planck y c es la velocidad de la luz en el
vacío. Los diferentes colores o longitudes de onda (y, por tanto, las
diferentes energías) de los cuantos de luz emitidos o absorbidos por un átomo o
molécula dependen de la estructura de éstos y de los posibles movimientos
periódicos de las partículas que los componen, ya que estos dos factores
determinan la energía total (potencial y cinética) del átomo o molécula. Un
átomo está formado por su núcleo, que no contribuye a la emisión y absorción de
luz porque es pesado y se mueve con mucha lentitud, y los electrones que lo
rodean, que se mueven a bastante velocidad en múltiples órbitas; el átomo emite
o absorbe un cuanto de luz de un color determinado cuando uno de sus electrones
salta de una órbita a otra. Los componentes de una molécula son los núcleos de
los diferentes átomos que la forman y los electrones que rodean cada núcleo. La
emisión y absorción de luz por parte de una molécula corresponde a sus
diferentes modos de rotación, a los modos de oscilación de sus núcleos atómicos
y a los movimientos periódicos de sus electrones en las distintas órbitas.
Siempre que cambia el modo de oscilación o rotación de una molécula, también
cambian sus movimientos electrónicos y se emite o absorbe luz de un color
determinado.
Por tanto, si se pueden
medir las longitudes de onda de los fotones emitidos por una molécula o átomo,
es posible deducir una información considerable sobre su estructura y sobre los
distintos modos de movimiento periódico de sus componentes.
La forma de espectro más
sencilla, llamada espectro continuo, es la emitida por un cuerpo sólido o
líquido que puede ser llevado hasta altas temperaturas. Estos espectros no
presentan líneas porque contienen luz de todos los colores, que se suceden sin
solución de continuidad como en un arco iris. Los espectros continuos sólo se
pueden analizar con métodos espectrofotométricos. En el caso de un emisor
ideal, llamado cuerpo negro, las intensidades de los colores del espectro sólo
dependen de la temperatura. Dos de las leyes que rigen la distribución de
energía en un espectro continuo fueron descubiertas alrededor de 1890 por el
físico alemán Wilhelm Wien y los físicos austriacos Ludwig Boltzmann y Josef
Stefan. La ley de Stefan-Boltzmann afirma que la energía total por unidad de
tiempo radiada por un cuerpo negro es proporcional a la cuarta potencia de la
temperatura absoluta; la ley de desplazamiento de Wien afirma que, a medida que
aumenta la temperatura, el espectro de radiación de un cuerpo negro se desplaza
hacia las frecuencias altas de forma directamente proporcional a la temperatura
absoluta. En 1900, el físico alemán Max Planck descubrió la tercera y más
importante de las leyes que describen la distribución de energía entre las
diferentes longitudes de onda radiadas por un cuerpo negro. Para deducir una
ley que explicara sus resultados experimentales, Planck argumentó que las
propiedades termodinámicas de la radiación térmica emitida por la materia
debían ser las mismas independientemente del mecanismo de emisión y de las
suposiciones sobre la naturaleza de los átomos. Estas ideas llevaron al
desarrollo de la teoría cuántica.
Espectros característicos
Cada elemento químico tiene un espectro
característico, es decir, una distribución determinada de la radiación
electromagnética. Ese espectro particular permite identificar la composición de
una sustancia desconocida; esta técnica se llama espectroscopia. Los espectros
de emisión, como los ejemplos que se muestran, están formados por varias líneas
de longitud de onda determinada separadas por zonas oscuras. Las líneas indican
la estructura molecular, y corresponden a transiciones de los átomos entre
estados de energía definidos.
Cuando se vaporiza una
sustancia y se calienta el vapor hasta que emite luz, es posible que predomine
un único color, como el amarillo de las lámparas de vapor de sodio, el rojo de
las lámparas de neón o el azul verdoso de las lámparas de vapor de mercurio. En
ese caso, el espectro está formado por varias líneas de longitudes de onda
determinadas, separadas por regiones de oscuridad total. En el caso del vapor
de sodio, el color amarillo es producido por dos líneas cuya longitud de onda
aproximada es de 589,0 y 589,6 nm. El ojo humano no puede detectar la
diferencia de color entre ambas líneas, pero es fácil resolverlas, es decir,
separarlas y distinguirlas, con un buen espectroscopio. Estas dos líneas se
denominan D2 y D1, y sus longitudes de onda pueden
medirse con mayor precisión; por ejemplo, la línea D2 tiene una
longitud de onda de 588,9977 nm. Se han realizado medidas aún más precisas
de las longitudes de onda de algunas líneas del espectro de mercurio
isotópicamente puro. Un espectrógrafo de alto poder de resolución produce un
espectro en el que las líneas ocupan un porcentaje muy pequeño de la
superficie, y por lo general la inmensa mayoría del espectro está completamente
vacía.
Espectro solar
La radiación solar puede fotografiarse y
analizarse con un espectrógrafo. Las líneas oscuras del espectro se denominan
líneas de absorción, y se deben a la absorción de la radiación por elementos de
la atmósfera solar. Estudiando dichas líneas se pueden identificar los
elementos que existen en el Sol. La línea intensa en un extremo del rojo del
espectro es una de las líneas del hidrógeno, y las líneas del amarillo indican
la presencia de sodio.
Aunque la mayor parte de la
energía del espectro del vapor de sodio se concentra en las dos líneas D, el
espectro contiene muchas otras líneas débiles. A temperaturas más altas, como
las de un arco voltaico, o en una chispa eléctrica, cuya temperatura y
condiciones ionizantes son aún mayores, el espectro del sodio contiene un gran
número de líneas adicionales. El primer espectro que se explicó
satisfactoriamente fue el del hidrógeno, que es el átomo más sencillo y produce
también el espectro más sencillo. A principios de la década de 1880, el
matemático y físico suizo Johann Jakob Balmer descubrió cuatro líneas con
longitudes de onda de 656,3, 486,1, 434,0 y 410,2 nm en el espectro
visible del átomo de hidrógeno. Estas líneas se designan respectivamente por Hα,
Hβ, Hg y Hδ. Balmer también mostró que estas
cuatro longitudes de onda forman una serie, la serie de Balmer, y que todas
pueden expresarse por medio de una fórmula sencilla:
donde N toma los valores 3, 4, 5 o
6, y la longitud de onda viene expresada en angstroms (1 Å = 10-10 m).
Poco después, el astrónomo británico William Huggins descubrió en la región ultravioleta
una serie de líneas espectrales adicionales producidas por el hidrógeno, y
cuyas longitudes de onda obedecían a la misma fórmula, con valores de N
cada vez mayores. Al aumentar N, las líneas se juntan, y a partir del
valor límite de 364,6 nm no se distinguen una de otra.
Niels Bohr
Niels Bohr recibió el Premio Nobel de
Física en 1922 por su teoría de la estructura atómica. El modelo de átomo de
Bohr utilizó la teoría cuántica y la constante de Planck.
En 1913, el físico danés
Niels Bohr revisó radicalmente el concepto de la emisión de radiación por
partículas eléctricamente cargadas que se mueven en órbitas en el interior del
átomo, a la que hasta entonces se había aplicado la teoría electromagnética del
físico británico James Clerk Maxwell. Bohr introdujo un modelo que combinaba la
teoría clásica de Maxwell con la teoría cuántica de Planck. Empleando esa
teoría híbrida, Bohr obtuvo una fórmula general para la radiación emitida por
el átomo de hidrógeno, que no sólo proporcionaba las longitudes de onda de las
líneas de Balmer (la fórmula de Balmer anteriormente indicada resultaba ser un
caso especial de la fórmula de Bohr) sino que predecía correctamente otras
series de líneas que se observaron posteriormente en la zona ultravioleta e
infrarroja del espectro del hidrógeno.
El razonamiento de Bohr era
que la existencia de un átomo como el hidrógeno, formado por un protón cargado
positivamente y un electrón cargado negativamente que gira alrededor de él, sólo
se puede entender a partir de una determinada distancia básica entre ambos que
explique las dimensiones estables del átomo (es decir, que explique por qué el
electrón no “cae” en el núcleo). Como las consideraciones dimensionales
demuestran que esta distancia no puede obtenerse mediante una combinación
matemática que implique exclusivamente la carga del electrón, e, y su
masa, m, Bohr argumentó que había que introducir en la teoría atómica
otra constante física fundamental que, combinada adecuadamente con las
constantes e y m, proporcionara la distancia buscada. Bohr halló
que la constante de Planck, h, cumplía bien ese cometido, y sugirió que
la distancia básica venía dada por la combinación matemática
El valor de esta distancia es de 5,29·10-11 m,
que constituye el llamado radio de Bohr del átomo de hidrógeno. Este valor
también se denomina radio de la primera órbita de Bohr. Bohr utilizó un
concepto revolucionario y totalmente opuesto a la física clásica, introducido
por la teoría cuántica. Según este concepto, existe una cantidad física llamada
acción que está cuantizada en unidades de valor h (lo que significa que
no puede haber una acción menor que h). Bohr explicó la estabilidad del
átomo de hidrógeno asignando una única unidad de acción a la primera de las
llamadas órbitas de Bohr. Con ello se eliminaba cualquier posible órbita más
pequeña, porque una órbita así tendría una acción menor que h, lo que
violaría la hipótesis cuántica. A continuación, Bohr supuso que cada órbita
permitida del electrón, a medida que se aleja del protón, difiere de la órbita
inmediatamente anterior en una única unidad de acción h. Por tanto, la
acción de la segunda órbita debe ser 2h, la acción de la tercera órbita
3h, y así sucesivamente. Esto significa que la acción de la órbita
número n, donde n es un entero, debe ser nh, y entonces se
puede demostrar que el radio de la n-ésima órbita tiene que ser
Por la dinámica clásica, Bohr sabía que la
energía total cinética y potencial de una partícula que se mueve en una órbita
circular es negativa, porque la energía potencial negativa de la órbita es
mayor que su energía cinética (que es positiva). Además, la energía total es
inversamente proporcional al radio de la órbita. Por tanto, asignó a la energía
del electrón en la órbita n-ésima el valor
multiplicando la inversa del radio por e2/2
y cambiando su signo por motivos dimensionales. Cuando el electrón salta de la
órbita n-ésima a la órbita k-ésima, experimenta un cambio de
energía igual a
o
Este cambio aparece en la forma de un
único cuanto de energía, o fotón, emitido o absorbido. Cuando k es mayor
que n, se absorbe un fotón; cuando k es menor que n, se
emite un fotón.
Así, se llega a la fórmula
de Bohr para la inversa de la longitud de onda del fotón emitido cuando el
electrón salta de la órbita n a la órbita k, al igualar la
fórmula anterior con signo cambiado y la energía del fotón, hc/λ.
Esto proporciona la ecuación
La cantidad
se conoce como constante de Rydberg, R,
en honor al físico sueco Robert Johannes Rydberg. Si k se hace igual a
2, la fórmula de Bohr es totalmente equivalente a la de Balmer, y se obtienen
todas las líneas de la serie de Balmer haciendo n igual a 3, 4, 5, y así
sucesivamente. Esto significa que las líneas de Balmer corresponden a
transiciones de electrones desde órbitas superiores hasta la segunda órbita.
Si k se hace igual a 1
y n adopta los valores 2, 3, 4... (transiciones de los electrones a la
órbita más baja) se obtiene la llamada serie de Lyman, un conjunto de líneas
espectrales situado en el ultravioleta. Otras series de líneas como las de Paschen,
Brackett o Pfund, situadas en el infrarrojo, se obtienen igualando k a
3, 4 y 5, y haciendo que n adopte todos los valores enteros superiores.
Estas series de líneas
constituyen el espectro completo del átomo de hidrógeno, pero la fórmula de
Bohr sólo proporciona sus características más generales y aproximadas. Un
análisis espectroscópico cuidadoso muestra que las líneas espectrales tienen
una estructura fina debida a tres causas: la forma elíptica de las órbitas de
los electrones, el espín del electrón y el espín del protón. En la práctica,
también hay que tener en cuenta los campos eléctricos y magnéticos parásitos
que puedan existir, y el hecho de que el hidrógeno suele ser una mezcla de
hidrógeno atómico y molecular, y de isótopos normales y pesados. Además, todas
estas partículas se mueven de forma aleatoria, por lo que también aparecen
efectos Doppler aleatorios. Todos estos fenómenos afectan a las líneas
espectrales, por lo que el espectro observado en una muestra de hidrógeno
gaseoso es más complejo de lo que predice la teoría.
Si una luz blanca atraviesa
átomos de hidrógeno gaseosos excitados cuyos electrones giran en torno al
protón en la segunda órbita de Bohr (n = 2), como ocurre en la
atmósfera de las estrellas, estos electrones excitados absorben de la luz
blanca los fotones cuyas longitudes de onda corresponden a la serie de Balmer,
con lo que saltan a órbitas o niveles más altos. Un análisis espectral de esa
luz blanca después de atravesar el gas mostrará líneas oscuras sobre un fondo
brillante, exactamente en las posiciones en que se encontrarían las líneas de
Balmer brillantes. Es lo que se llama un espectro de absorción.
Los fenómenos de fluorescencia
y fosforescencia (véase Luminiscencia) se deben a la absorción de
fotones de una determinada longitud de onda seguida por la emisión de fotones
de una longitud de onda mayor. Tanto en la fluorescencia como en la
fosforescencia, el fotón absorbido de la radiación que ilumina excita un
electrón situado inicialmente en el estado fundamental a un estado de mayor
energía. Después, este electrón excitado cae a un nivel más bajo, pero no
inmediatamente al estado fundamental, con lo que emite un fotón de mayor
longitud de onda que el que absorbió. En la fluorescencia, la emisión se
produce en un intervalo de tiempo bastante corto después de la absorción, por
lo que este fenómeno sólo tiene lugar mientras dura la iluminación. En la
fosforescencia, en cambio, la emisión se produce de forma bastante lenta, y se
mantiene algún tiempo después de haber desconectado la iluminación.
El átomo de sodio, que
tiene 11 electrones —un grupo interno de 2, un grupo medio de 8 y un electrón
externo—, produce un espectro más complejo que el del hidrógeno. Si se excita
el sodio mediante una chispa eléctrica, muchos de estos electrones pueden dar
lugar a la aparición de líneas; si se excita con un arco voltaico o una llama,
la mayoría de las líneas se deben al electrón externo, y hasta cierto punto
éste se comporta a grandes rasgos como el electrón del átomo de hidrógeno. Sin
embargo, el movimiento de este electrón externo presenta complejidades debidas
a su interacción con los 10 electrones internos que ocupan los niveles
completos del átomo de sodio. Además de que el electrón puede saltar a otras
órbitas, éstas pueden tener diferentes excentricidades, y en cada órbita el
electrón puede adoptar distintos valores de momento magnético orbital y momento
angular orbital. Estas variaciones no sólo producen varias series de líneas,
sino también dobletes y tripletes, grupos de dos o tres líneas cuya longitud de
onda es prácticamente igual. Las series de líneas más importantes se denominan
nítida, principal, difusa y fina (en los trabajos teóricos se las abrevia como
S, P, D y F, correspondientes a las denominaciones inglesas sharp, principal,
diffuse y fine; otras series adicionales se abrevian como G y H, sin
que tengan un nombre específico).
La mayor parte de la información
que tienen los físicos sobre la estructura del átomo se ha obtenido mediante espectroscopia.
Los espectros moleculares son igualmente útiles para determinar la estructura
de las moléculas, algo que interesa a los químicos aún más que a los físicos.
La mayoría de los espectros moleculares son espectros de bandas, es decir,
están formados por una serie de bandas brillantes cada una de las cuales es
similar a un fragmento del espectro continuo, separadas por zonas oscuras.
Estas bandas no son en realidad continuas, sino que están formadas por muchas
líneas muy juntas que pueden resolverse mediante espectroscopios de alta
resolución. El espaciado de las líneas en cualquier serie de bandas moleculares
depende de si el espectro es rotacional o vibracional. Como los niveles de
energía rotacionales pueden ser excitados por energías bajas, están poco
separados y las líneas de una banda rotacional están muy apretadas, sin apenas
espacios intermedios. Los niveles vibracionales, en cambio, están mucho más
separados, por lo que las líneas de una banda vibracional están más espaciadas.
También es posible excitar los niveles de energía electrónicos de una molécula,
y las transiciones de los electrones entre dichos niveles dan lugar a las
líneas electrónicas del espectro molecular, muy separadas entre sí.
Igual que los espectros de
absorción atómicos, también existen espectros de absorción moleculares, que se
obtienen haciendo pasar una radiación continua a través de un líquido o gas
molecular. Este tipo de espectro, formado por bandas oscuras separadas por
zonas brillantes, es el más usado para estudiar la estructura molecular.
Existen otras bandas en los espectros moleculares que no se pueden resolver en
líneas ni siquiera con los instrumentos más potentes, y parecen ser regiones
continuas de absorción o emisión de energía.
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APLICACIONES DEL ANÁLISIS ESPECTRAL
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Los dos usos principales
del análisis espectral se dan en la química y la astrofísica.
El espectro de un elemento
determinado es absolutamente característico de ese elemento. Sin embargo,
elementos distintos producen en ocasiones líneas que están muy juntas, lo que
lleva a posibles errores. Por ejemplo, la línea G de Fraunhofer, situada
aproximadamente en 430,8 nm, corresponde a dos líneas diferentes, una
debida al calcio, con una longitud de onda de 430,7749 nm, y la otra
causada por el hierro, con una longitud de onda de 430,7914 nm (véase Líneas
de Fraunhofer). Con un espectroscopio ordinario sería difícil distinguir estas
dos líneas. Las otras líneas del calcio, sin embargo, son muy distintas de las
otras líneas del hierro. Por tanto, la comparación del espectro completo de un
elemento con un espectro conocido simplifica su identificación. Cuando se
excita una sustancia desconocida mediante una llama, un arco voltaico, una
chispa u otro método apropiado, un análisis rápido con un espectrógrafo suele
bastar para determinar la presencia o ausencia de un elemento determinado. Los
espectros de absorción son muchas veces útiles para identificar compuestos
químicos.
Los espectros situados más allá
de la región ultravioleta (rayos X y rayos gamma) se estudian mediante
detectores de ionización adecuados. Los espectros de rayos gamma son útiles
para el análisis por activación de neutrones. En esta técnica, se irradia una
muestra con neutrones en un reactor nuclear; la muestra se vuelve radiactiva y
emite rayos gamma. Los espectros de estos rayos gamma sirven para identificar
cantidades minúsculas de determinados elementos químicos en la muestra. Esta
técnica se emplea en investigaciones policiales, junto con formas más
convencionales de espectroscopia.
La espectroscopia Raman,
descubierta en 1928 por el físico indio Chandrasekhara Venkata Raman, se ha
empleado mucho recientemente en química teórica. Los espectros Raman se forman
cuando, en determinadas condiciones, la luz visible o ultravioleta se absorbe y
luego se vuelve a emitir a una frecuencia más baja después de provocar la
rotación o vibración de las moléculas. Véase Efecto Raman.
Los métodos magnéticos de
espectroscopia en la región del espectro de las radiofrecuencias, son muy
útiles para proporcionar información química sobre las moléculas y mostrar su
estructura detallada. Estos métodos son la resonancia magnética nuclear (RMN) y
la resonancia de espín electrónico (REE); esta última técnica también se
denomina resonancia paramagnética de electrones. Estos métodos se basan en el
hecho de que los electrones y protones giran sobre sí mismos como pequeños
trompos. Para alinear los ejes de giro, se coloca la muestra en un campo
magnético. Los electrones o protones de la muestra invierten repentinamente sus
ejes de giro cuando se suministra la radiofrecuencia adecuada.
La distancia a la que
puede situarse un espectroscopio de la fuente de luz es ilimitada. Esto hace
que el estudio espectroscópico de la luz solar permita un análisis químico
preciso de la composición del Sol (véase Espectroheliógrafo). Las
llamadas líneas de Fraunhofer fueron descubiertas a principios del
siglo XIX en el espectro solar; más tarde se comprobó que esas mismas
líneas podían producirse en la Tierra. El helio se descubrió en el Sol, y de él
recibió su nombre mucho antes de que se detectara su presencia en nuestro
planeta. Posteriormente, el estudio espectroscópico del Sol proporcionó fuertes
indicios indirectos de la presencia de un ion hidrógeno negativo. Por tanto, el
estudio espectroscópico de las estrellas ha proporcionado a los científicos
importantes conocimientos teóricos, y en la actualidad sigue siendo así, porque
las estrellas constituyen unos “laboratorios” en los que se mantienen
condiciones inalcanzables en la Tierra, como temperaturas extremadamente
elevadas y presiones muy altas o muy bajas. Por ejemplo, durante mucho tiempo
se pensó que ciertas líneas halladas en los espectros de las nebulosas
correspondían a un elemento no descubierto en la Tierra, al que se llamó
provisionalmente nebulio. En la actualidad, los científicos saben que esas
líneas son producidas por elementos conocidos en condiciones de vacío muy
elevado. El espectroscopio también es muy útil para estudiar objetos del
Sistema Solar. Así, el análisis espectral de los anillos que rodean el planeta
Saturno ha indicado que están formados en gran parte por amoníaco helado.
Nuestro conocimiento de la composición de la atmósfera de los planetas y
satélites se deriva en gran medida de las observaciones espectroscópicas.
Cuando la fuente de radiación
se acerca al observador o se aleja de él, se produce un desplazamiento de la
posición de las líneas espectrales. Este desplazamiento de las longitudes de
onda, conocido como efecto Doppler, permite medir con bastante precisión la
velocidad relativa de cualquier fuente de radiación. En general, si todas las
líneas del espectro de una estrella se desplazan hacia el rojo, la estrella se
está alejando de la Tierra, y la velocidad de alejamiento puede calcularse a
partir de la magnitud del desplazamiento de las líneas. Por el contrario, si la
estrella se está acercando a la Tierra, su espectro se desplaza hacia el
violeta. El desplazamiento hacia el rojo observado en los espectros de las
galaxias indica que el Universo se está expandiendo. (Véase Cosmología).
Las líneas espectrales de
algunas estrellas distantes se duplican periódicamente. Este fenómeno se debe a
la presencia de dos estrellas que forman una estrella doble o binaria, llamada
espectroscópica, porque ambas estrellas no pueden resolverse con un telescopio,
y sólo su espectro indica que es una binaria. Las dos estrellas giran una en
torno a la otra. Cuando una de ellas se mueve hacia la Tierra y la otra se
aleja de nuestro planeta, todas las líneas del espectro de la primera se
desplazan hacia el violeta, y todas las de la segunda se desplazan hacia el
rojo. Cuando las dos estrellas se mueven en dirección transversal con respecto
a la línea de visión desde la Tierra, los espectros de ambas coinciden.
Todas las moléculas de un
gas están en movimiento constante, por lo que en un instante determinado
algunas se mueven hacia el espectroscopio y otras se alejan de él. Las
longitudes de onda de algunos de los fotones son más cortas, y las de otros más
largas, que si todos los átomos estuvieran en reposo. Debido a esta
variabilidad de la longitud de onda, cada línea del espectro se ensancha
ligeramente. Si se aumenta la temperatura, la velocidad media de las moléculas
se hace mayor, y las líneas se ensanchan aún más. Por tanto, la medida del
ancho de determinadas líneas espectrales proporciona una indicación de la
temperatura de la fuente, por ejemplo del Sol. En muchos casos, el interior de
una fuente está a mayor temperatura que el exterior. El interior produce un
espectro de emisión de líneas anchas, y en el exterior se genera un espectro de
absorción, con líneas más estrechas al estar más frío. El resultado global para
cada línea es una zona brillante con un centro oscuro. Este fenómeno se conoce
como autoinversión.
Un fenómeno relacionado con el
efecto Doppler es el efecto Mössbauer, cuyo descubrimiento anunció en 1958 el
físico alemán Rudolf Mössbauer. En un experimento de efecto Mössbauer se mide
la emisión sin retroceso de rayos gamma por un núcleo y su absorción por un
segundo núcleo similar. Para que se produzca absorción, el espectro de energías
de los rayos gamma del núcleo emisor debe coincidir de forma muy precisa con el
espectro de las posibles energías de excitación del núcleo absorbente. El
mínimo cambio en el movimiento del núcleo absorbente con respecto al emisor
hace que varíe la energía aparente de los rayos gamma que “ve” el núcleo
absorbente. Moviendo el núcleo emisor o el núcleo absorbente, los científicos
pueden clasificar las energías de los rayos gamma con una precisión muy alta.
Esta información es valiosa en estudios de los campos eléctricos y magnéticos
en torno a los núcleos de un sólido. El efecto también proporciona una medida
precisa del movimiento relativo, que puede aplicarse, por ejemplo, en el
acoplamiento de vehículos espaciales. Véase Astronáutica.
En física nuclear se emplea
espectroscopia de alta resolución para estudiar la influencia del tamaño y la
forma del núcleo sobre la estructura atómica externa. Por otra parte, cuando se
coloca una fuente de luz en un campo magnético o eléctrico, las líneas
espectrales se dividen o ensanchan en muchos casos, con lo que proporcionan
importante información sobre la estructura atómica de la fuente o sobre los
campos, que no podría obtenerse de otra forma. El físico holandés Pieter Zeeman
descubrió en 1896 que cuando se coloca una fuente de luz en un campo magnético,
las líneas espectrales se ensanchan o incluso se duplican. Este fenómeno se
conoce como efecto Zeeman. El llamado efecto Stark se llamó así en honor al
físico alemán Johannes Stark, que en 1913 consiguió dividir las líneas
espectrales en varios componentes mediante un campo eléctrico intenso.
