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

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.

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

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.