2. LA CORTEZA ATÓMICA. NIVELES ENERGÉTICOS

 

Cuando se comunica energía (térmica, eléctrica, etc.) a los átomos de un elemento en estado gaseoso, estos emiten luz. Dicha emisión procede de movimientos de electrones en la corteza; así pues, estudiando la luz emitida se puede deducir la disposición de los electrones en la corteza.

Si hacemos pasar la luz blanca a través de un prisma ésta se descompone en colores del arco iris. Si hacemos pasar la luz emitida por una lámpara de sodio a través de un prisma también se descompone pero de diferente manera dando lugar a lo que llamaríamos espectro de emisión el sodio, lo mismo ocurre con cada átomo. Estudiando estos espectros de la luz que nos llega de las estrellas podemos saber qué elementos químicos existen en las estrellas y en qué proporción.

 

Espectro luz blanca

Lámpara de sodio

Lámpara de mercurio

Lámpara de hidrógeno

 

El modelo de Bohr y el espectro del átomo de hidrógeno

 

En 1913, el físico danés N. Bohr (1885-1962) presentó un modelo atómico para el hidrógeno que explicaba la estructura de la corteza electrónica y justificaba el espectro atómico de dicho elemento. Se basaba en tres postulados:

 

  • El electrón gira en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija.

  • Sólo existen órbitas en las que los electrones tienen valores de energía determinados. Por eso, las órbitas se llaman también niveles de energía, designados con la letra n=1, 2, 3, …

  • Cuando un electrón pasa de un nivel de energía superior a otro de energía inferior, la diferencia de energía se emite como luz.

 

Este modelo explica bien el espectro del átomo de hidrógeno; sin embargo, no explica adecuadamente los espectros de otros átomos más complejos y es necesario suponer la existencia de más niveles de energía en sus cortezas.

Este modelo puede explicar los fenómenos de fosforescencia y fluorescencia.

 

Niveles y subniveles electrónicos

 

A medida que se usaron equipos espectrales de mayor resolución, algunas rayas que parecían sencillas eran en realidad dobletes o tripletes. Eso, unido a la mala predicción que el modelo de Bohr hacía para átomos polielectrónicos, hizo que el físico alemán Sommerfeld (1868-1951), discípulo de Bohr, propusiera una ampliación del modelo atómico.

Sommerfeld supuso que cada nivel de energía estaba subdividido a su vez en un conjunto de subniveles próximos en energía. Así, cada nivel tenía tantos subniveles como indicaba su número y podían albergar un número máximo de electrones.

  • El nivel n=1 sólo tiene un subnivel: 1s.

  • El nivel n=2 tiene dos subniveles: 2s y 2p.

  • El nivel n=3 tiene tres subniveles: 3s, 3p, 3d.

  • El nivel n=4 tiene cuatro subniveles: 4s, 4p, 4d, 4f.

En los subniveles s caben 2 electrones, en los p 6 electrones, en los d 10 electrones y el los f 14 electrones.

Dentro de cada nivel nivel la energía de los subniveles crece en la secuencia s ⇢ p ⇢ d ⇢ f. Los niveles y subniveles van llenándose en de menor a mayor energía.

La energía del los niveles y subniveles se muestra en la siguiente gráfica.

Ejemplo: Si observamos en la tabla periódica el átomo de Ne (neón) vemos que tiene 10 electrones que estarían distribuidos según el gráfico anterior de la siguiente forma: 1s2 2s2 2p6. El índice indica cuántos electrones hay en cada subnivel en total serían: 2+2+6=10 que son los electrones que posee el átomo de Ne.

Ejemplo: Átomo de Cu (cobre) que posee 29 electrones. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2. En total 2+2+6+2+6+9+2=29.