1. UNIVERSIDAD TÉCNICA DE AMBATO
PRE UNIVERSITARIO DE INGENIERIA ELECTRÓNICA
MODALIDADPRESENCIAL
ORGANIZACIÓN DEL APRENDIZAJE
SEMI-CONDUCTORES
Andrés Abril Camino
AMBATO - ECUADOR
(Octubre-2013)
Niveles de Energía de los electrones
Cómo debes recordar de química, un átomo consiste de electrones orbitando alrededor de
un núcleo. Sin embargo los electrones no pueden escoger cualquier orbita que quieran.
Ellos están restringidos a orbitas con solo ciertas energías. Los electrones pueden saltar de
un nivel de energía a otro, pero ellos nunca pueden tener orbitas con otras energías distintas
a los niveles de energía permitidos.
Veamos el átomo más simple, el átomo neutro de Hidrógeno. Sus niveles de energía están
dados en el diagrama de abajo. El eje x muestra los niveles permitidos de energía de un
electrón en un átomo de Hidrógeno, numerados de 1 a 5. El eje y muestra la energía de cada
nivel en electrón-voltios (eV). Un electrón-voltio es la energía que un electrón gana cuando
viaja a través de una diferencia de potencial de un voltio (1 eV = 1.6 x 10-19 Julios).
Los electrones en un átomo de Hidrógeno deben estar en uno de los niveles de energía
permitidos. Si un electrón está en el primer nivel, debe tener exactamente -13.6 eV de

2. energía. Si está en el segundo nivel, debe tener -3.4 eV de energía. Un electrón en un átomo
de Hidrógeno no puede tener -9 eV, -8 eV o algun otro valor intermedio.
Pensemos que el electrón quiere saltar del primer nivel, n=1, al segundo nivel, n=2. El
segundo nivel tiene mayor energía que el primero, así que para pasar de n=1 a n=2, el
electrón tiene que ganar energía. Tiene que ganar exactamente (-3.4)-(-13.6)=10.2 eV de
energía para lograr pasar al segundo nivel de energía.
El electrón puede ganar la energía que necesita absorbiendo luz. Si el electrón salta del
segundo nivel al primer nivel de energía, el debe deshacerse de parte de su energía
emitiendo luz. El átomo absorbe o emite luz en paquetes discretos llamados fotones, y cada
fotón tiene una energía definida. Solo un fotón con una energía de exactamente 10.2 eV
puede ser absorbido o emitido cuando un electrón salta entre los niveles de energía de n=1
y n=2.
La energía que un fotón lleva depende de su longitud de onda. Como los fotones emitidos
por electrones saltando entre los niveles de energía de n=1 y n=2 deben tener exactamente
10.2 eV de energía, la luz absorbida o emitida debe tener una longitud de onda definida.
Esta longitud de onda se puede encontrar usando la ecuación
E = hc/ ,
donde E es la energía del fotón (en eV), h es la constante de Planck (4.14*10 -15 eV s) y c es
la velocidad de la luz (3*108 m/s). Arreglando la ecuación se encuentra que la longitud de
onda es
= hc/E.
Un fotón de energía 10.2 eV tiene una longitud de onda de 1.21*10-7 m, en la parte
ultravioleta del espectro. Así que cuando un electrón quiere saltar de n=1 a n=2, el debe
absorber un fotón de luz ultravioleta. Cuando un electrón cae de n=2 a n=1, el emite un
fotón de luz ultravioleta.
El salto del segundo nivel del energía al tercero es mucho menor. Se requiere solo una
energía de 1.89 eV para este salto. Se requiere aún menos energía para saltar del tercero al
cuarto nivel de energía, y aún menos para ir del cuarto al quinto.
¿Qué sucede si el electrón gana suficiente energía para saltar hasta 0 eV? El electrón se
habría liberado del átomo de Hidrógeno. El átomo habría perdido un electrón y se habría
convertido en un ión de Hidrógeno.
La tabla de abajo muestra los primeros cinco niveles de energía de un átomo de Hidrógeno.

3. Nivel
de
Energía
Energía
1
-13.6 eV
2
-3.4 eV
3
-1.51 eV
4
-.85 eV
5
-.54 eV
LOS ELECTRONES PUEDEN EMITIR LUZ
Espectro de emisión
El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas
electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso, cuando se le
comunica energía. El espectro de emisión de cada elemento es único y puede ser usado para
determinar si ese elemento es parte de un compuesto desconocido.
Las características del espectro de emisión de algunos elementos son claramente visibles a
ojo descubierto cuando estos elementos son calentados. Por ejemplo, cuando un alambre de
platino es bañado en una solución de nitrato de estroncio y después es introducido en una
llama, los átomos de estroncio emiten color rojo. De manera similar, cuando el Cobre es
introducido en una llama, ésta se convierte en luz verde. Estas caracterizaciones
determinadas permiten identificar los elementos mediante su espectro de emisión atómica.
El hecho de que sólo algunos colores aparezcan en las emisiones atómicas de los elementos
significa que sólo determinadas frecuencias de luz son emitidas. Cada una de estas
frecuencias están relacionadas con la energía de la fórmula:
Efotón = hν
dondeE es la energía, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia. La frecuencia ν es
igual a:
ν = c/λ
dondec es la velocidad de la luz en el vacío y λ es la longitud de onda.
Con esto se concluye que sólo algunos fotones con ciertas energías son emitidos por el
átomo. El principio del espectro de emisión atómica explica la variedad de colores en

4. signos de neón, así como los resultados de las pruebas de las llamas químicas mencionadas
anteriormente.
Las frecuencias de luz que un átomo puede emitir depende de los estados en que los
electrones pueden estar. Cuando están excitados, los electrones se mueven hacia una capa
de energía superior. Y cuando caen hacia su capa normal emiten la luz.