Los electrones más próximos al núcleo tienen menos energía que los más alejados y, de esta manera, se encuentran en un nivel energético más bajo. Un electrón tiende a ocupar el nivel energético más bajo disponible, pero con el ingreso de energía puede ser lanzado a un nivel energético más alto. Cuando el electrón regresa a un nivel de energía más bajo, se libera energía.

En un modelo simplificado, la distancia de un electrón al núcleo está determinada por la cantidad de energía potencial (llamada frecuentemente "energía de posición") que posee el electrón.

La siguiente analogía puede ser útil. Una roca que descansa en un terreno plano no gana ni pierde energía potencial. La energía usada para empujar la roca hasta la cima de una colina se transforma en energía potencial, almacenada en la roca cuando reposa en la cima de la colina. Esta energía potencial se convierte en energía cinética (o energía de movimiento) cuando la roca rueda cuesta abajo. Parte de la energía se pierde en forma de energía térmica, producida por la fricción entre la roca y la colina.

Cuando un átomo recibe una cantidad de energía, un electrón puede ser lanzado a un nivel energético más alto. Así, el electrón gana energía potencial, que se libera cuando retorna a su nivel energético anterior.

Un átomo es más estable cuando todos sus electrones se encuentran en sus niveles de energía más bajos posibles y esos niveles de energía están completos. El primer nivel energético puede tener dos electrones, el segundo puede tener ocho, y éste es el mismo número que tiene el tercer nivel de energía de los átomos de mayor interés en biología. Las reacciones químicas entre los átomos resultan de su tendencia a alcanzar la distribución electrónica más estable posible.

Un electrón es una partícula elemental estable cargada negativamente que constituye uno de los componentes fundamentales del átomo. Por este motivo también se la puede definir como una partícula subatómica. Forma parte del grupo de los leptones.

Los electrones pueden aparecer en estado libre (sin estar unidos a ningún átomo) o atados al núcleo de un átomo. Existen electrones en los átomos en capas esféricas de diversos radios. Estas capas esféricas representan los niveles de energía. Cuanto más grande sea el caparazón esférico, mayor será la energía contenida en el electrón.

En los conductores eléctricos, los flujos de corriente són los electrones de los átomos que circulan de forma individual de un átomo a otro en la dirección del polo negativo al polo positivo del conductor eléctrico. En los materiales semiconductores, el corriente eléctrico también se produce mediante el movimiento de los electrones.

En algunos casos, lo más ilustrativo para visualizar el movimiento de la corriente eléctrica són las deficiéncias de electrones de átomo a átomo. Un átomo deficiente en electrones en un semiconductor se llama agujero. Los agujeros, en general, se "mueven" entre los polos eléctricos de positivo a negativo.

Los electrones son uno de los componentes del átomo

Historia y descubrimiento del electrón

El electrón fue la primera partícula elemental descubierta. Hacia finales del siglo XIX se dedicó un esfuerzo considerable a investigar las descargas eléctricas en los gases enrarecidos.

En 1895 Jean Perrin, analizando la carga eléctrica de los llamados rayos catódicos (catódico), demostró que transportaban carga negativa. Al poco tiempo, J.J. Thomson llevó a cabo el clásico experimento en el que consiguió determinar la carga específica de las partículas. Según Thomson, las cargas las constituían los rayos catódicos y que llamó electrones. Millikan aprovechó la relación carga / masa (e / m) obtenida por Thomson para realizar un nuevo experimtento. El experimento de Millikan se convirtió en célebre y pudo medir en el año 1909 la carga del electrón y la masa m.

El descubrimiento del electrón inició una nueva etapa de la física. Se pudo corroborar la hipótesis de que el electrón es una partícula elemental del Universo a partir de la cual se forman todos los átomos.
Se ha podido comprobar que la masa del electrón aumenta con la velocidad, de acuerdo con las predicciones de la mecánica relativista de Albert Einsein. También ha sido verificada la naturaleza ondulatoria del electrón.

La producción de electrones libres por diferentes procedimientos y su comportamiento en medios diversos han encontrado una extraordinaria aplicación práctica y han hecho desarrollar una nueva rama de la física y de la electricidad, la electrónica.

Propiedades físicas de los electrones

La carga de un solo electrón es considerado como la unidad de carga eléctrica. Se le asigna polaridad negativa, por eso decimos que el electrón tiene carga negativa. La carga de un electrón es igual, pero de sentido opuesto, a la carga positiva de un protón o de un agujero.

La cantidad de carga eléctrica no se mide en términos de la carga de un electron debido a que es extremadamente pequeña. En su lugar, se utiliza el Coulomb, con símbolo C. El Coulomb es la unidad estándard de cantidad de carga eléctrica. Un Coulomb representa alrededor de 6,24 x 10¹⁸ electrones.

La carga eléctrica de un electrón es de 1.60 x 10-¹⁹ C y la masa del electrón es aproximadamente de 9.11 x 10^-31 kg.

Los electrones se mueven a una fracción apreciable de la velocidad de la luz, por ejemplo, en un acelerador de partículas, tienen una mayor masa a causa de los efectos relativistas.

Niveles de energía de los electrones

Ellos están restringidos a orbitas con solo ciertas energías. No pueden escoger cualquier orbita que quieran. 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.

Números cuánticos: Son valores numéricos que determinan el tamaño, la forma y la orientación del orbital, los cuales Son cuatro:

, Número cuántico principal (n). Determina el tamaño del orbital, puede tomar los valores 1, 2,3, etc. Para los elementos conocidos se requieren 7 niveles energéticos. El nivel menos energético corresponde a n = 1, y el más energético n =7.A mayor n el electrón tiene mayor energía y está menos atado al núcleo' El número de electrones rotales en un nivel energético viene dado por la expresión 2n², en donde n corresponde al nivel de energía

Número cuántico secundario o azimutal (l). Determina la forma del orbital. su valor depende del número cuántico principal. Puede tomar valores desde 0 hasta n-1. Si n = 2, el número cuántico azimutal roma valores de 0 y 1.

Número cuántico magnético (mr).- Indica la orientación del orbital en el espacio. Toma valores enteros que van desde – l hasta +l, incluyendo el 0.si el número cuántico azimutal vale l(Ú=1) el número cuántico magnético puede tomarlos valores l, 0 y l entonces hay tres orbitales p

Número cuántico de espín (m,). Indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital generando un campo eléctrico. Este número toma los valores de 1/2 y -1/2 y se representan con una flecha hacia arriba y otra hacia abajo.

Estructura electrónica de los elementos

Cada elemento tiene una configuración electrónica característica que muestra cómo se disponen los electrones alrededor del núcleo. Para escribir el modo en que se disponen los electrones para llenar los orbitales atómicos, se debe tomar en cuenta tres reglas:

Principio de Aufbau. Los electrones se acomodan en función creciente de su energía. El orden de llenado de orbitales es: :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6.
Principio de exclusión de Pauli. Establece que en un orbital atómico caben, como máximo dos electrones con espines opuestos. También predice que ningún electrón de un mismo átomo puede tener los cuatro números cuánticos iguales.
Regla de Hund. Cuando varios electrones ocupan orbitales de igual energía.

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Enlaces y moléculas

Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes. Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas § y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces. Hay dos tipos principales de enlaces: iónico § y covalente §.

Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como iones §. Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones. Este es el caso de la interacción del sodio con el cloro que forma cloruro de sodio a través de un enlace iónico. Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

a) El átomo de sodio (número atómico 11) tiene sólo un electrón en su nivel exterior. b) El átomo de cloro (número atómico 17), en contraste, necesita ganar un electrón para completar su nivel exterior de energía. c) Si un átomo de sodio se encuentra en las proximidades de un átomo de cloro, el electrón solitario del último nivel de energía del sodio salta hacia el nivel exterior del átomo de cloro, completando éste su capa de electrones. Al perder el sodio un electrón, el segundo nivel con los 8 electrones completos pasa a ser el nivel exterior. Así, ambos átomos tienen sus niveles más externos totalmente cubiertos y, consiguientemente, son más estables que antes de producirse el salto del electrón. Sin embargo, ahora los átomos están cargados eléctricamente. El sodio tiene una carga de +1 y el cloro una carga de -1. Los átomos así cargados se conocen como iones §. El átomo de cloro, al haber aceptado un electrón del sodio, ahora tiene un electrón más respecto al número de protones. Así, este átomo se transforma en un ion negativamente cargado, el cloruro: Cl^-. Por el contrario, el ion sodio tiene un electrón menos que el número total de protones y queda positivamente cargado: Na⁺. Los iones de carga positiva se denominan cationes y los de carga negativa, aniones. A raíz de sus cargas, los iones positivos y negativos se atraen entre sí. La sustancia resultante ene ste caso, el cloruro de sodio (NaCl), es la sal de mesa común. Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales. El ion potasio (K⁺) es el principal ion con carga positiva en la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales. Los iones calcio (Ca²⁺), potasio (K⁺) y sodio (Na⁺) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso. Además, el Ca²⁺ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal. El ion magnesio (Mg²⁺) forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes. Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos. Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo. En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos. En un enlace de este tipo, cada electrón pasa parte de su tiempo alrededor de un núcleo y el resto alrededor del otro. Así, al compartir los electrones, ambos completan su nivel de energía exterior y neutralizan la carga nuclear. Los átomos que necesitan ganar electrones para tener un nivel energético exterior completo y por lo tanto estable, tienen una fuerte tendencia a formar enlaces covalentes. Así, por ejemplo, un átomo de hidrógeno forma un enlace covalente simple con otro átomo de hidrógeno. También puede formar un enlace covalente con cualquier otro átomo que necesite ganar un electrón para completar su nivel de energía exterior. La capacidad de los átomos de carbono para formar enlaces covalentes es de extraordinaria importancia en los sistemas vivos. Un átomo de carbono tiene cuatro electrones en su nivel energético exterior. Puede compartir cada uno de estos electrones con otro átomo, formando enlaces covalentes hasta con cuatro átomos. Los enlaces covalentes formados por un átomo de carbono pueden hacerse con cuatro átomos diferentes (los más frecuentes son hidrógeno, oxígeno y nitrógeno) o con otros átomos de carbono.
Orbitales del átomo de carbono.	Cuando un átomo de carbono forma enlaces covalentes con otros cuatro átomos, los electrones de su nivel de energía exterior forman nuevos orbitales. Estos nuevos orbitales, todos con una misma configuración, se orientan hacia los cuatro vértices de un tetraedro. Así, los cuatro orbitales se encuentran separados tanto como es posible.
Reacción C-O.	Cuando un átomo de carbono reacciona con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los electrones en su nivel de energía exterior forma un enlace covalente con el único electrón de un átomo de hidrógeno, produciéndose una molécula de metano.
Representación tridimensional de la molécula de metano.	Los electrones que forman enlaces covalentes se mueven rápidamente formando orbitales complejos que engloban a los núcleos de hidrógeno y también al de carbono. Cada par de electrones se mueve en un orbital molecular nuevo. Existen diferentes tipos de enlaces covalentes, entre ellos los enlaces covalentes polares § y los enlaces covalentes simple, dobles y triples.
Dibujo esquemático de una molécula de agua (H₂O).	Cada uno de los dos enlaces covalentes sencillos de esta molécula están formados por un electrón compartido del oxígeno y un electrón compartido del hidrógeno.
Esquema de la molécula de dióxido de carbono (CO₂).	El átomo de carbono en el centro de la molécula participa con dos enlaces covalentes dobles, uno con cada átomo de oxígeno. Cada enlace doble está formado por dos pares de electrones compartidos por los dos átomos que participan en el enlace. En las fórmulas estructurales el enlace doble se representa por dos guiones paralelos: =.