1. Niveles de energía: Los electrones en un átomo solo pueden existir en niveles de energía específicos, como los pasos en una escalera. Estos niveles se cuantifican, lo que significa que solo pueden contener cantidades discretas específicas de energía.
2. Excitación: Cuando un átomo absorbe energía (por ejemplo, desde el calor o la luz), un electrón puede saltar a un nivel de energía más alto. Este estado excitado es inestable.
3. De-Excitación: Para volver a su estado fundamental estable, el electrón excitado libera la energía absorbida como luz. La energía de esta luz corresponde a la diferencia de energía entre los niveles de energía más altos y más bajos.
4. Diferencias de energía específicas: Cada elemento tiene una disposición única de niveles de energía. Esto significa que las diferencias de energía entre los niveles son únicas para cada elemento, lo que lleva a la emisión de longitudes de onda específicas (colores) de la luz.
5. Espectros: Cuando la luz emitida por los átomos excitados se pasa a través de un prisma, se separa en un patrón único de líneas de colores llamado espectro de emisión. Este espectro actúa como una huella digital, identificando el elemento responsable de la luz.
Ejemplo:
* sodio: Los átomos de sodio tienen una diferencia de energía específica que corresponde a la región amarilla del espectro visible. Entonces, cuando el sodio se calienta, emite luz amarilla.
* Hidrógeno: Los átomos de hidrógeno emiten colores de luz específicos, como el rojo, el azul verde y la violeta, debido a las diferencias de energía únicas entre sus niveles de energía de electrones.
Conclusión:
Los colores específicos de la luz emitidos por diferentes átomos son el resultado de las diferencias de energía únicas entre sus niveles de energía de electrones. Este principio es la base de la espectroscopía, una técnica utilizada para identificar y analizar elementos basados en sus "huellas digitales" espectrales.
