2. Para poder comprender por qué los átomos se
enlazan de una determinada manera, o por qué
distintos elementos tienen propiedades físicas y
químicas diferentes, es necesario aprender algo
sobre la distribución de los electrones en los átomos.
La teoría de estas distribuciones se basa en gran
medida en el estudio de la luz emitida o absorbida
por los átomos.

3. Cuando los átomos son excitados eléctrica o
térmicamente y cesa esta excitación, emiten una
radiación. Si esta es dispersada por un prisma y
detectada por una placa fotográfica, se revelan líneas o
bandas. A los conjuntos de estas líneas se los denomina
espectros de emisión atómica. Cada línea espectral
corresponde a una cantidad de energía específica que se
emite

4. Niels Bohr en 1913 supuso en base a estos espectros que la
energía electrónica está cuantizada; es decir que los
electrones se encuentran en órbitas discretas y que
absorben o emiten energía cuando se mueven de una
órbita a otra. Cada órbita corresponde así a un nivel de
energía definido para cada electrón y caracterizado por un
número (n) llamado número cuántico principal. Cuando
un electrón se mueve de un nivel de energía inferior a uno
superior absorbe una cantidad de energía definida y
cuando vuelve a caer a su nivel de energía original emite la
misma cantidad de energía que absorbió.

5. La energía de esa radiación está dada por:
E=h
donde h es la constante de Planck cuyo valor es
6.63 x 10-27 erg·seg, y  es la frecuencia de la
radiación = c/, c velocidad de la luz,  es la longitud de
onda
Por lo tanto,
E = h c/ 

6. Al número n que designa un nivel energético se lo llama
número cuántico principal.
El número máximo de electrones no puede ser superior
a 2n2.
No todos los electrones que pertenecen a un mismo
nivel poseen la misma energía.

8. Los corpúsculos de masa muy exigua como
los electrones, no siguen las leyes de la
dinámica newtoniana, ni tampoco las leyes
de la electrodinámica clásica que explica las
interacciones de las cargas en movimiento.
Se precisan nuevos principios, los de la
mecánica cuántica.

9. El primer principio de la misma es que no puede
encontrarse un electrón entre dos niveles energéticos, es
decir, no existe ningún electrón cuya energía sea
intermedia entre dos niveles de energía.
Estos niveles de energía se enumeran dando al más
cercano al núcleo el número 1, al inmediato superior el
número 2, al nivel siguiente el número 3. Al número n
que designa un nivel energético se lo llama número
cuántico principal, y puede tomar cualquier valor entero
y positivo.

10. Niveles de energía del hidrógeno. Las líneas
espectrales corresponden a la energía liberada al
descender los electrones de un nivel de energía
superior a uno inferior.

11. El segundo principio exige que el número máximo de
electrones en un nivel (población electrónica) no puede
ser superior a 2n2.
Así para el nivel n=1, podrá tener como máximo 2
electrones, el nivel n=2 tendrá 8. Calcule cuántos
electrones se encontrarán como máximo en los niveles
energéticos n=3, 4 y 5.

12. El número de subniveles de un nivel energético
es igual al número cuántico principal de este.
Tales subniveles se designan de diferentes
maneras: el subnivel de menor energía de cada
capa se simboliza con la letra s y los sucesivos,
cada vez de mayor energía con las letras p, d y f.
Los subniveles s, p, d y f pueden contener como
máximo 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.

14. Energías relativas de niveles y subniveles. Cada cuadrado, que en esta figura
representa un subnivel, puede contener como máximo 2 electrones,
quedando 2 electrones para los subniveles s, 6 para los p, 10 para los d. Los
subniveles s tienen menor energía que los d del nivel anterior (4s tiene menor
energía que 3d), una vez completado el nivel se invierten los subniveles
quedando con menor energía el subnivel d.

15. Nótese que completado el subnivel 3p el siguiente electrón se
ubicará en el 4s en lugar del 3d, por poseer menor energía. A
medida que los átomos se van haciendo más complejos el
número de entrecruzamientos aumenta. Al igual que es
limitado el número de electrones que admite un nivel
principal, lo es también el que contiene los subniveles. Como
vemos en el diagrama el subnivel s admite sólo hasta 2
electrones, el p admite 6, el d admite 10 y el f admite 14.
La distribución electrónica que describimos para cada átomo
se denomina configuración electrónica del estado
fundamental. Esto corresponde al átomo aislado en su estado
de menor energía o no excitado.

16. Veremos la configuración
electrónica en el estado
fundamental del átomo de
sodio, Z=11. Los electrones se
van ubicando en el subnivel
energético de menor energía
disponible; una vez completado
cada subnivel comienza a
llenarse el inmediato superior;
la flecha representa un electrón
y los números indican el orden
de llenado.

17. La configuración electrónica se describe mediante
la notación que se indica en la figura siguiente:
En el ejemplo anterior, la configuración electrónica es 1s2
2s2 2p6 3s1
Esto es 2 electrones en el subnivel 1s, 2 en el subnivel 2s, 6
electrones en el subnivel 2p y 1 electrón en el subnivel 3s.

19. Las estructuras cargadas positivamente o negativamente se
denominan iones:
 Con carga positiva: cationes.
 Con carga negativa: aniones.
Cuando dos o más átomos se acerquen serán los electrones
los que interaccionan debido a que forman la corteza del
átomo; de ese modo, puede ocurrir que los electrones sean
transferidos de un átomo a otro.

20. Si un átomo neutro capta uno o más electrones, éstos no
podrán ser neutralizados por la carga del núcleo, por lo
que la estructura adquirirá carga negativa,
transformándose en un anión.
Si un átomo neutro cede uno o más electrones,
prevalecerá la carga nuclear y la estructura adquirirá
carga positiva, transformándose en un catión.

22. Actualmente, el átomo es descrito mediante un modelo
matemático, que por medio de la denominada ecuación
de onda de Schrödinger incorpora las propiedades
ondulatorias del electrón. Esta ecuación llega a una serie
de soluciones que describen los estados de energía
permitidos del electrón. Estas soluciones se denominan
función de onda, y se las suele simbolizar por la letra psi
(y ).

23. Las energías permitidas son las mismas que surgen del
modelo de Bohr, aunque en este último, se supone que el
electrón está en una órbita circular alrededor del núcleo con
radio definido. En el modelo de la mecánica cuántica, no es
tan sencillo describir la ubicación del electrón, más bien se
habla de la probabilidad de que el electrón se encuentra en
determinada región del espacio en un instante dado. El
cuadrado de la función de onda, y2, en un punto dado del
espacio, representa la probabilidad de que el electrón se
encuentra en esa ubicación. Por esta razón, y2 se denomina
densidad de probabilidad.

24. Otra forma de expresar la probabilidad es la densidad
electrónica; las regiones de probabilidad elevada de
encontrar al electrón son regiones de densidad
electrónica alta.