Teoría Atómica II: _{Iones, Isótopos y Envoltura de Electrones} 

Iones

Cuando el número de electrones cambia en un átomo, la carga eléctrica  también cambia. Si un átomo adquiere electrones, recoge un desproporcionado número de partículas cargadas negativamente y, de esta manera, se convierte en negativo. Si un átomo pierde electrones, el balance entre las cargas positivas y negativas cambia en la dirección opuesta y el átomo se convierte en positivo. En cualquier caso, la magnitud (+1, +2, -1, -2, etc.) de la carga eléctrica corresponderá al número de electrones adquiridos o perdidos. Los átomos que contienen cargas eléctricas son denominados iones (independientemente que ellos sean positivos o negativos). Por ejemplo, la animación siguiente muestra un un ión de hidrógeno positivo (que ha perdido un electrón) y un ión de hidrógeno negativo (que ha ganado un electrón). La carga eléctrica en el ión siempre se sobreescribir después del simbolo del átomo, tal como se ve en la animación. 

Isotopos

El número de neutrones en cualquier átomo también puede variar. Dos átomos de un mismo elemento que contienen un número diferente de neutrones se denominan isótopos. Por ejemplo, normalmente el hidrógeno no contiene neutrones. Sin embargo, existe un isótopo del hidrógeno que contiene 1 neutrón (comúnmente llamado deuterio). El número atómico (z) es el mismo en ambos isótopos, pero la masa atómica aumenta uno en el deuterio, a medida que el átomo se vuelve más pesado por el neutrón de más. 

Capas de Electrones

La visión del átomo de Ernest Rutherford consistía de un núcleo denso rodeado de electrones girando libremente (vea nuestro módulo Teoría Atómica: La Primera Época). En 1913, el físico danés Niels Bohr propuso otra modificación a la teoría de la estructura atómica basada en un curioso fenómeno llamado la línea espectral.

Cuando se calienta la materia, ella produce luz. Por ejemplo, encender una bombilla produce el flujo de una corriente eléctrica a través de un filamento de metal que calienta el filamento y produce luz. La energía absorbida por el filamento anima los electrones del átomo lo cual los induce a "menearse." Esta energía absorbida se libera eventualmente del átomo bajo la forma de luz. 

Cuando la luz blanca normal, tal como la del sol, atraviesa un prisma, la luz se convierte en un continuo espectro de colores separados:

Cada elemento tiene su propia línea espectral. Por ejemplo:

Para Bohr, el fenómeno de la línea espectral demostró que los átomos no podían emitir energía de manera continua, sino sólo en cantidades muy precisas (el describió la energía emitida como cuántica). Ya que el movimiento de electrones producía la luz emitida, Bohr sugirió que los electrones no podían moverse continuamente en el átomo (tal como sugirió Rutherford), pero sólo a pasos muy precisos. Bohr supuso que los electrones tienen niveles de energía específicos. Cuando se anima un átomo, como al calentarlo, los electrones pueden saltar a niveles más altos. Cuando los electrones caen a niveles de energía más bajos, se liberan cuantos de energía precisos en la forma de ondas (líneas) de luz específicas. 

Según la teoría de Bohr, se puede imaginar a los niveles de energía de los electrones (también llamados envolturas de electrones) tal como círculos concéntricos alrededor del núcleo. Normalmente, los electrones existen en el estado de base, lo cual quiere decir que ellos ocupan los niveles de energía posibles más bajos (la envoltura de electrones más cerca al núcleo). Cuando se anima un electrón, como cuando se introduce energía (por ejemplo, calor) al sistema, el electrón "salta" a un nivel de energía más alto, y gira en ese nivel de energía más alto. Después de un corto tiempo, este electrón va a 'caerse' espontáneamente al nivel de energía más bajo, produciendo una energía de luz cuántica. La clave en la teoría de Bohr está en el hecho de que el electrón sólo puede "saltar" y "caerse" a niveles precisos de energía, emitiendo así un espectro de luz limitado. La animación del enlace siguiente simula este proceso en un átomo del hidrógeno.  

Bohr no solamente predijo que los electrones ocuparían niveles específicos de energía, sino que también predijo que estos niveles estaban limitados al número de electrones que cada uno podía sostener. Según la teoría de Bohr, la capacidad máxima de la primera envoltura de electrones (la más interna) es de dos electrones. Para cada elemento con más de dos electrones, el electrón extra residirá en envolturas de electrones adicionales. Por ejemplo, en la configuración del estado de fondo del litio (que tiene tres electrones), dos electrones ocupan la primera envoltura de electrones y un electrón ocupa la segunda tal como se ilustra en la animación del enlace siguiente.

Para más detalles, el enlace de la tabla aquí debajo muestra las configuraciones de los electrones de los primeros 11 elementos.