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Niveles electrónicos de energía en los átomos



Niveles electrónicos de energía en los átomos
El logro de Bohr fue enorme; sugería que la cuantización de las energías de los electrones en átomos era una propiedad fundamental de estos. La figura NEEA-01 es una representación de las energías cuatizadas que Bohr calculó para el átomo de hidrógeno.
Figura NEEA-01. Diagrama de niveles energéticos calculados por Bohr para átomos mono-electrónicos, como el hidrógeno o los iones de helio(+) o litio (++). El nivel E1 también es conocido como nivel fundamental (ground state), de allí en adelante cada nivel posee cada vez mas y mas energía.

Cada línea  o nivel, en la figura NEAA-01 indica la energía relativa de un electrón dentro del átomo, justo como los otros diagramas de energía que se han utilizado. Se escogen como punto de partida aquel de menor energía (E1).
Figura NEEA-02. Los electrones solo pueden ocupar posiciones EN los niveles, pero NUNCA en medio de los niveles.

Los niveles de energía son alcanzados por los electrones a medida que absorben ciertas cantidades cuantizadas, hasta  llegar a un punto tan elevado que no puede ser retenido por el núcleo. Si un electrón recibe esta cantidad de energía, se separa del átomo original, y por lo tanto se ioniza. La pérdida de un electrón deja al ion con una carga positiva neta.
Figura NEEA-03. Si un electrón absorbe un cuanto de energía de la longitud de onda correcta, se excita y sube de nivel. Si la energía es poca solo puede elevarse hasta el nivel inmediatamente siguiente, como en este caso, el electrón absorbe un fotón "cuanto" y salta desde E1 a E2 simbolizado del siguiente modo(E1 - E2)
Figura NEEA-04. Si un electrón absorbe un cuanto de energía de la longitud de onda correcta, se excita y sube de nivel. Si la energía es alta, el electrón puede saltar hasta niveles mas elevados. 

Figura NEEA-05. Si un electrón absorbe un cuanto de energía de la longitud de onda correcta, se excita y sube de nivel. Si la energía es demasiada, el electrón cruza todos los niveles del átomo y es liberado de la influencia de este, es decir, el átomo pierde un electrón. A este proceso se le denomina ionización, y a los átomos con electrones de mas o de menos se les denomina iones. 

En átomos multi-electrónicos, se puede perder más de un electrón de la misma manera; con cada pérdida se incrementa una carga positiva neta más. Nótese como la distancia entre los niveles de energía se hace cada vez menor a medida que la energía se aproxima al límite de ionización.
Figura NEEA-06. Si un electrón emite un cuanto de energía de la longitud de onda correcta, pierde energía y baja de nivel. Si la energía es mínima, salta al nivel inmediatamente inferior
Figura NEEA-07. Si el electrón permanece en un nivel excitado aun puede perder un cuanto de energía y seguir descendiendo hasta el nivel fundamental.
Figura NEEA-08. Si un electrón emite un cuanto de energía de la longitud de onda correcta, pierde energía y baja de nivel. Si la energía es suficiente "igual a la que absorvió en primera instancia", salta al nivel fundamental.

La menor energía total de un átomo se denomina estado fundamental, el nivel E1. Cuando un electrón del átomo capta la energía adecuada para estar en cualquiera de los niveles de mayor energía, por ejemplo, hasta E3, se dice que el átomo está en estado excitado y que el electrón ha sido excitado.


Hay dos formas de volver al estado fundamental. Se puede emitir un fotón de energía igual a E3 – E1 "Figura NEEA-08" o se puede emitir un fotón de energía E3 – E2 "Figura NEEA-06" y después un segundo fotón cuya energía sea E2 – E1 "Figura NEEA-07". En cada caso, sólo se pueden emitir energías específicas que corresponderán a las longitudes de onda de la luz observada. Así es como el modelo cuántico de electrones en átomos justifica el hecho de que los átomos excitados sólo emiten luz a unas longitudes de onda muy concretas.

Una idea básica a extraer de esta discusión es que, cuando los electrones con una energía elevada en un átomo o en un ion vuelven a niveles de energía menores, la energía emitida tiene forma de luz o de radiaciones electromagnéticas en general. Se genera una onda electromagnética a partir de la diferencia de energía entre dos niveles de energía. Por el contrario, los fotones de una onda luminosa pueden transferir energía al electrón de un átomo solo cuando la energía del fotón sea exactamente igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos del electrón.
Figura NEEA-09. Arriba, existe una mezcla de elementos, pero podemos ubicar la zona en la que el sodio está siendo excitado "Absorviendo cuantos".  Abajo, tenemos sodio puro en el laboratorio previamente excitado y que en estos momentos está emitiendo energía. De lo anterior se generan los nombres "Arriba" espectro de absorción" y "Abajo" espectro de emisión"
Este detalle explica por ejemplo la banda de absorción y de emisión del sodio. Cuando el Sodio absorbe energía, el espectro se presenta como una banda negra sobre un fondo amarillo “en el Sol por lo menos”, mientras que cuando el sodio está puro y emite energía se presenta una banda amarilla sobre un fondo negro.



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Véase también



Modelos atómicos






La luz, la fundadora del mundo cuántico









Modelo atómico de Bohr









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Modelo atómico de Sommerfeld








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