Niveles de energía (electrones): definición y guía para átomos y moléculas
Guía clara sobre niveles de energía de electrones en átomos y moléculas: conceptos, degeneración, espectro y factores que determinan la estructura electrónica.
Este artículo trata de los niveles de energía de los orbitales (electrones). Para los niveles de energía de los compuestos, véase el potencial químico.
Se define simplemente como los diferentes estados de energía potencial de los electrones en un átomo. Un sistema mecánico cuántico sólo puede estar en determinados estados, por lo que sólo son posibles determinados niveles de energía. El término nivel de energía se utiliza más comúnmente en referencia a la configuración de los electrones en átomos o moléculas. En otras palabras, el espectro energético puede cuantificarse (véase espectro continuo para el caso más general).
Al igual que en los potenciales clásicos, la energía potencial suele ser nula en el infinito, lo que conduce a una energía potencial negativa para los estados electrónicos ligados.
Se dice que los niveles de energía son degenerados, si el mismo nivel de energía es obtenido por más de un estado mecánico cuántico. Se denominan entonces niveles energéticos degenerados.
Las siguientes secciones de este artículo ofrecen una visión general sobre los factores más importantes que determinan los niveles de energía de los átomos y las moléculas.
Niveles de energía en átomos
En los átomos aislados, los niveles electrónicos se describen mediante números cuánticos (n, l, m, s) que caracterizan la energía, el momento angular y la orientación del electrón. Los principales puntos a considerar son:
- Capa (n): determina la energía principal y el tamaño del orbital. Valores mayores de n corresponden, en general, a electrones menos ligados.
- Subcapa (l): (s, p, d, f...) determina la forma del orbital y contribuye a pequeñas diferencias energéticas entre orbitales de la misma capa.
- Spin (s): cada orbital puede alojar hasta dos electrones con espines opuestos (principio de exclusión de Pauli).
- Reglas de llenado: el orden de llenado (regla de Aufbau), la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli determinan la configuración electrónica en estado fundamental.
Como ejemplo simple, para el átomo de hidrógeno (un único electrón) los niveles de energía vienen dados por la fórmula aproximada
E_n = -13.6 eV / n^2,
con n = 1, 2, 3, ...; los números negativos indican estados ligados con energía menor que la del electrón en reposo a distancia infinita.
Degeneración y estructura fina
Dos o más estados se consideran degenados si comparten la misma energía. En átomos con más de un electrón, interacciones electrón-electrón, acoplamientos spin-órbita y efectos relativistas rompen parte de esa degeneración:
- Estructura fina: división de niveles por acoplamiento spin-órbita.
- Estructura hiperfina: acoplamientos con el núcleo (momento magnético nuclear) producen pequeños desplazamientos.
- Interacciones electrón-electrón: cambian las energías relativas de orbitales en átomos multielectrónicos.
Niveles de energía en moléculas
En las moléculas, los niveles electrónicos se combinan además con niveles vibracionales y rotacionales. Las principales diferencias con respecto a los átomos son:
- Orbitales moleculares: al unir átomos, los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes, con energías distintas.
- Niveles jerárquicos: energías electrónicas > energías vibracionales > energías rotacionales (escala energética típica).
- Transiciones múltiples: al excitar una molécula puede cambiar su estado electrónico, vibracional y/o rotacional simultáneamente, lo que produce espectros ricos (UV-vis, infrarrojo, microondas).
Factores que determinan los niveles de energía
- Carga nuclear efectiva: mayor carga efectiva atrae más fuertemente los electrones y baja su energía.
- Geometría molecular: distancia internuclear y simetría afectan la formación de orbitales moleculares y sus energías.
- Interacciones electrón-electrón: repulsiones y correlación electrónica modifican niveles en sistemas multielectrónicos.
- Campos externos: campos eléctricos (efecto Stark) o magnéticos (efecto Zeeman) desplazan/break degeneraciones y pueden dividir líneas espectrales.
- Tamaño del sistema: en sólidos, la superposición de muchos niveles atómicos forma bandas de energía (teoría de bandas) en lugar de niveles discretos.
Transiciones, espectros y selección de reglas
Las transiciones entre niveles energéticos dan lugar a absorción o emisión de fotones. Las frecuencias de la radiación se relacionan con la diferencia energética ΔE = hν. No todas las transiciones son igualmente probables: existen reglas de selección (basadas en simetría y conservación de momento angular) que determinan qué transiciones son permitidas o prohibidas en primera aproximación.
Otros conceptos importantes en espectroscopía:
- Población térmica: la distribución de electrones entre niveles sigue la estadística de Boltzmann a temperaturas finitas, lo que influye en la intensidad de líneas espectrales.
- Ancho de línea: la incertidumbre en energía (relacionada con la vida media del estado), colisiones y efectos Doppler producen ensanchamiento de las líneas espectrales.
- Estados de Rydberg: niveles muy altos (n grande) cercanos a la ionización, con propiedades particulares y gran sensibilidad a campos externos.
Aplicaciones y ejemplos prácticos
- Espectros atómicos: líneas de emisión del hidrógeno (serie Lyman, Balmer) se derivan de transiciones entre niveles n.
- Espectros moleculares: el infrarrojo rota-vibracional se utiliza para identificar enlaces químicos y grupos funcionales.
- Sólidos y conductividad: la separación entre bandas valencia y conducción determina si un material es conductor, semiconductor o aislante.
- Química: la energía de los orbitales HOMO y LUMO en moléculas influye en reactividad y propiedades ópticas.
Resumen
Los niveles de energía de electrones describen los estados permitidos por la mecánica cuántica en átomos y moléculas. Están determinados por la estructura atómica o molecular, las interacciones electrónicas, y pueden modificarse por efectos relativistas, acoplamientos y campos externos. El estudio de estos niveles y sus transiciones es la base de la espectroscopía, la química cuántica y la física del estado sólido.
Átomos
Niveles de energía intrínseca
Nivel de energía del estado orbital
Supongamos un electrón en un orbital atómico determinado. La energía de su estado está determinada principalmente por la interacción electrostática del electrón (negativo) con el núcleo (positivo). Los niveles de energía de un electrón alrededor de un núcleo vienen dados por :
E n = - h c R ∞ Z 2 n 2 {\displaystyle E_{n}=-hcR_{\infty }{\frac {Z^{2}}{n^{2}}\} 
,
donde R ∞ {{displaystyle R_{infty }}
es la constante de Rydberg (típicamente entre 1 eV y 103 eV), Z es la carga del núcleo del átomo, n {{displaystyle n\ } } 
es el número cuántico principal, e es la carga del electrón, h {{displaystyle h} 
es la constante de Planck, y c es la velocidad de la luz.
Los niveles de Rydberg dependen sólo del número cuántico principal n {\displaystyle n\ } .
División de la estructura fina
La estructura fina surge de las correcciones de energía cinética relativista, el acoplamiento espín-órbita (una interacción electrodinámica entre el espín y el movimiento del electrón y el campo eléctrico del núcleo) y el término Darwin (interacción del término de contacto de los electrones de la cáscara s dentro del núcleo). La magnitud típica es de 10 - 3 {\displaystyle 10^{-3}} 
eV.
Estructura hiperfina
Acoplamiento espín-nuclear-espín (ver estructura hiperfina). Magnitud típica 10 - 4 {\displaystyle 10^{-4}} 
eV.
Interacción electrostática de un electrón con otros electrones
Si hay más de un electrón alrededor del átomo, las interacciones electrón-electrón elevan el nivel de energía. Estas interacciones suelen despreciarse si el solapamiento espacial de las funciones de onda de los electrones es bajo.
Niveles de energía debidos a campos externos
Efecto Zeeman
La energía de interacción es: U = - μ B {\displaystyle U=-\mu B} 
con μ = q L / 2 m {\displaystyle \mu =qL/2m} 
Efecto Zeeman teniendo en cuenta el espín
Esto tiene en cuenta tanto el momento dipolar magnético debido al momento angular orbital como el momento magnético derivado del espín del electrón.
Debido a los efectos relativistas (ecuación de Dirac), el momento magnético que surge del espín del electrón es μ = - μ B g s {\displaystyle \mu =-\mu _{B}gs} 
con g {\displaystyle g} 
el factor giro-magnético (aproximadamente 2). μ = μ l + g μ s {\displaystyle \mu =\mu _{l}+g\mu _{s}} 
La energía de interacción obtiene por tanto U B = - μ B = μ B B ( m l + g m s ) {\displaystyle U_{B}=-\mu B=\mu _{B}B(m_{l}+gm_{s})} 
.
Efecto de la fuerza
Interacción con un campo eléctrico externo (ver efecto Stark).
Moléculas
A grandes rasgos, un estado energético molecular, es decir, un estado propio del Hamiltoniano molecular, es la suma de un componente electrónico, vibracional, rotacional, nuclear y traslacional, tal que:
E = E l e c t r o n i c o + E v i b r a c i ó n + E r o t a c i ó n + E n u c l e a r + E t r a n s l a c i ó n {\displaystyle E=E_{mathrm {electrónico}} E_{mathrm}+E_{mathrm} {vibracional} E_{mathrm}+E_{mathrm} {rotacional} E_{mathrm}{nuclear}+E_{mathrm}{niveles} E_{mathrm}+E_{mathrm} {translacional} }\,} 
donde E e l e c t r o n i c {\displaystyle E_{mathrm {electrónico} }} es un valor propio del Hamiltoniano molecular electrónico (valor de la superficie de energía potencial) en la geometría de equilibrio de la molécula. }}
es un valor propio del Hamiltoniano molecular electrónico (el valor de la superficie de energía potencial) en la geometría de equilibrio de la molécula.
Los niveles de energía molecular están etiquetados con los símbolos de los términos moleculares.
Las energías específicas de estos componentes varían según el estado energético específico y la sustancia.
En física molecular y química cuántica, un nivel de energía es una energía cuantificada de un estado mecánico cuántico ligado.
Materiales cristalinos
Los materiales cristalinos suelen caracterizarse por una serie de niveles energéticos importantes. Los más importantes son la parte superior de la banda de valencia, la parte inferior de la banda de conducción, la energía de Fermi, el nivel de vacío y los niveles de energía de cualquier estado de defecto en los cristales.
Páginas relacionadas
Preguntas y respuestas
P: ¿Qué son los niveles de energía orbital?
R: Los niveles de energía orbital son diferentes estados de energía potencial para los electrones de un átomo, definidos como el espectro de energía que puede ser cuantizado.
P: ¿Por qué un sistema mecánico cuántico sólo puede estar en determinados estados?
R: Un sistema mecánico cuántico sólo puede estar en determinados estados porque los niveles de energía están cuantizados, lo que significa que sólo son posibles determinados niveles de energía.
P: ¿Qué son los niveles de energía degenerados?
R: Los niveles de energía degenerados son niveles de energía que se obtienen por más de un estado mecánico cuántico.
P: ¿Cuándo se pone a cero la energía potencial?
R: La energía potencial se suele poner a cero en el infinito.
P: ¿Cuál es el uso más común del término nivel de energía?
R: El uso más común del término nivel de energía es en referencia a la configuración electrónica en átomos o moléculas.
P: ¿Qué determina los niveles de energía de los átomos y las moléculas?
R: Los factores más importantes que determinan los niveles de energía de átomos y moléculas se analizan en las siguientes secciones del artículo.
P: ¿Existen casos en los que el espectro energético no está cuantizado?
R: Sí, hay casos en los que el espectro energético no está cuantizado, lo que se conoce como espectro continuo. Sin embargo, en el contexto de los niveles de energía orbital, el espectro de energía está cuantizado.
Buscar dentro de la enciclopedia