Resumen de disposición de los electrones en los átomos (de la primera parte del texto)

Resumen de disposición de los electrones en los átomos (de la primera parte). En 1931 Niels Bohr descubrió la manera en que estaban relacionadas las maravillosas estructuras de rayas del espectro obtenidas mediante el espectros-copio con la estructura electrónica de los átomos. Hoy día se sabe que el concepto de los átomos de Bohr, según el cual los electrones describían orbitas elípticas y circulares alrededor del núcleo positivo, del mismo modo que los planetas giran alrededor del Sol, era demasiado simplista. Los espectros atómicos Espectros de emisión: cuando un elemento absorbe energía suficiente, de una llama o de un arco eléctrico, por ejemplo, emite energía radiante. Al hacer pasar esta energía a través del prisma de un espectrógrafo, tiene lugar su dispersión según las diferentes longitudes de onda y se forma una imagen denominada espectro de emisión. Estos son de 2 tipos: continuos y discontinuos. En el caso de los últimos, la imagen (espectro) consiste en su estructura de rayas brillantes sobre un fondo oscuro. El instrumento esencial es el prisma de cristal que desvía la trayectoria de cualquier rayo de luz que le atraviese, y desvía además los diferentes colores de manera desigual. Este espectro consiste de un conjunto de rayas brillantes sobre un fondo oscuro que se denomina espectro de emisión de rayas brillantes. Los espectros de emisión han desempeñado un papel importante en las investigaciones científicas, ya que el espectro de un elemento cualquiera es tan característico del mismo como una huella digital. Los espectros y las energías de los electrones Según el punto de vista de moderno, los electrones que rodean el núcleo se encuentran en condiciones normales cuando posiciones de energía relativamente bajas; estas posiciones se denominan estados normales. Al someter a los átomos a temperaturas elevadas o bombardearlos mediante otros electrones, absorbe energía y se trasladan a lugares de mayor energía o estados excitados. Al retornar estos electrones excitados a los niveles de menor energía se libera una cierta cantidad de la misma que a veces forma luz visible. Espectros de absorción Para altas temperaturas la mayoría de los sólidos se ponen al blanco des-lumbrante y emiten radiación de todas las longitudes de onda visibles, estas longitudes de onda son características de las sustancias que absorben la radiación y la estructura de estas rayas denominadas espectro de absorción. Energía de ionización de loa átomos La energía del rayo catódico, medida en electrones-voltios, necesaria para desprender de un átomo el electrón atraído por el núcleo es la llamada energía de ionización del elemento. La energía necesaria para desprender un electrón de un átomo varia de manera periódica según aumentan los números atómicos. Periodicidad de las propiedades A partir de los tiempos de Mendeleiv ha quedado claro que la varia-ción periódica de las propiedades se encuentra relacionada con la variación de los electrones en los átomos a medida que aumenta el número atómico, más bien que con los pesos atómicos. La tabla periódica de forma larga: existen 17 divisiones verticales en grupos o familias puesto que las familias A y B de los grupos del I al VIII s encuentran por separado. Existen 7 filas horizontales o periodos, acabando cada uno de los 7 primeros periodos en un gas noble. Los físicos han llegado a la conclusión de que los electrones en los átomos no excitados se encuentran dispuestos entra 1 y 7 niveles de energía.

sintesis: "Disposicion de los electrones en los atomos" seguda parte del texto.

Disposición de los electrones en los átomos (parte 2) (síntesis) Estudios más profundos han encontrado que entre cada nivel de energía existen subniveles energéticos, los cuales actualmente están denotados con las letras s, p, d y f (antes llamados Sharp, principal, diffuse y fundamental, por eso las letras), estos fueron descubiertos debido a la longitud de rayos que se encontraron en los espectros y ondas de energía radiante. Dependiendo del número de niveles principales existen subniveles, por ejemplo: para el primer nivel solo existe el subnivel s; el hidrogeno que solo tiene un nivel principal su único subnivel será s. Sin embargo esta información no dice nada sobre el movimiento de electrones en los átomos, de hecho no es posible medir exactamente la posición y la velocidad de un electrón de acuerdo al principio de incertidumbre de Heinsenberg; pero mediante el empleo de métodos matemáticos de la mecánica cuántica Erwin Scrodiger en 1926, calculo el espacio donde era más posible encontrar un electrón, estos espacios son los orbitales. La forma de llenar estos orbitales tiene que ver mucho con la tabla periódica, pues por ejemplo el periodo 1 solo tiene 2 elementos y su subnivel es s, por ello que en este nivel solo s pueden colocar 2 electrones, los periodos 2 y 3 contienen 8 elementos cada uno y tiene los subniveles s y p por eso en el nivel s se colocan solo 2 electrones y en el p hasta 6. Las energías se acomodan de forma creciente de la siguiente manera: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 2d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.