Trabajo Atomos y esctructura cristalina. Adrian Suarez - Ciencia de los Materiales.

1. República Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular para la Educación Universitaria, Ciencia y Tecnología
I.U.P. “Santiago Mariño” – Ampliación Maracaibo
Cátedra: Ciencia de los Materiales
Realizado por:
Adrian José Suarez – C.I. 19.938.901
Maracaibo, Mayo 2016

2. INTRODUCCION
Cada sustancia del universo está formada por pequeñas partículas llamadas
átomos; son estudiados por la química, que surgió en la edad media y que estudia
la materia. Para comprender los átomos, cientos de científicos han anunciado una
serie de teorías que nos ayudan a comprender su complejidad. Durante el
renacimiento, la química fue evolucionando; a finales del siglo XVIII se descubren
los elementos y en el siglo XIX se establecen leyes de la combinación y la
clasificación periódica de los elementos y se potencia el estudio de la constitución
de los átomos.
La mayoría de los materiales sólidos no metálicos con los que uno a diario está en
contacto, encuentra que no hay diferencia característica entre su forma externa y
la de casi todos los objetos metálicos. De aquí que resulte bastante sorprendente
para la mayoría de la gente saber que los materiales metálicos poseen una
estructura cristalina, mientras que materiales como la madera, plásticos, papel,
vidrio y otros no la poseen, éste tipo de materiales tienen un arreglo al azar en sus
partículas de manera que logran rigidez a la temperatura ambiente Muchas de las
propiedades de los metales tales como la densidad, dureza, punto de fusión,
conductividad eléctrica y calorífica están relacionadas con la estructura cristalina y
también con el enlace metálico. Sin embargo, ninguna depende tanto de la
estructura cristalina como las propiedades mecánicas tales como la maleabilidad,
ductilidad, resistencia a la tensión, temple y capacidad de hacer aleaciones.

3. DESARROLLO
ATOMO
Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia que tiene las
propiedades de un elemento químico. Cada sólido, líquido, gas y plasma se
compone de átomos neutros o ionizados. Los átomos son muy pequeños; los
tamaños típicos son alrededor de 100 pm (diez mil millonésima parte de un metro).
No obstante, los átomos no tienen límites bien definidos y hay diferentes formas
de definir su tamaño que dan valores diferentes pero cercanos. Los átomos son lo
suficientemente pequeños para que la física clásica dé resultados notablemente
incorrectos. A través del desarrollo de la física, los modelos atómicos han
incorporado principios cuánticos para explicar y predecir mejor su comportamiento.
Cada átomo se compone de un núcleo y uno o más electrones unidos al núcleo. El
núcleo está compuesto de uno o más protones y típicamente un número similar de
neutrones (ninguno en el hidrógeno-1). Los protones y los neutrones son llamados
nucleones. Más del 99,94 % de la masa del átomo está en el núcleo. Los protones
tienen una carga eléctrica positiva, los electrones tienen una carga eléctrica
negativa y los neutrones tienen ambas cargas eléctricas, haciéndolos neutros. Si
el número de protones y electrones son iguales, ese átomo es eléctricamente
neutro. Si un átomo tiene más o menos electrones que protones, entonces tiene
una carga global negativa o positiva, respectivamente, y se denomina ion.
MODELO ATOMICO
EL MODELO DE THOMSON
Joseph John Thomson (1856-1940) fue un físico británico; nació cerca de
Manchester, estudio en Owens College y en el Trinity College de la universidad de
Cambridge, aquí enseño matemática y física, fue profesor de física experimental
en el laboratorio de Cavendish y rector de Trinity College. También fue presidente
de la sociedad Real y profesor de filosofía natural de la institución regia de Gran
Bretaña.
Cuando Thomson planteó su modelo atómico se conocía que los átomos eran
neutros. Ciertos experimentos lograron comprobar que los átomos estaban
formados por partículas positivas y partículas negativas.

4. Thomson expuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
electrón, descubierto por él en 1897, y puede describirse diciendo que: "El átomo
se encuentra constituido por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran
incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se
encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la
cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas".
Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo
dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se
podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta ese
momento.
EL MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
Ernest Rutherford (1871-1937) nació el 30 de agosto en Nelson, Nueva Zelanda y
estudio en la universidad de Nueva Zelanda y en la de Cambridge. Fue profesor
de física en la universidad de McGill de Montreal, Canadá, y en la de Manchester
en Inglaterra. Se convirtió en director del laboratorio Cavendish en la universidad
de Cambridge y mantuvo una cátedra en la institución real de Gran Bretaña en
Londres.
En 1919 obtuvo el premio nobel de química.
El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa.
Para observar el resultado del bombardeo, alrededor de la lámina de oro puso una
pantalla fluorescente.

5. La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que
si tratamos de tirar pequeños bollitos de papel a través de una reja, la mayor parte
del espacio de un átomo es espacio vacío
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga
eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (que poseen carga positiva).
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga
positiva
A lo que concluyó al siguiente modelo atómico
Fundamentado en los efectos de su trabajo que presentó la existencia del núcleo
atómico, Rutherford mantiene que casi la totalidad de la masa del átomo se
concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los
electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos
poseen una masa muy menor y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica
del núcleo y de los electrones se neutraliza entre sí, provocando que el átomo sea
eléctricamente neutro.

6. EL MODELO ATOMICO DE BOHR
Niels Bohr (1885-1962) nació en Copenhague el 7 de octubre; era hijo de un
profesor de fisiología, y estudio en la universidad de Copenhague donde alcanzo
el doctorado en 1911 donde ese mismo año fue a la universidad de Cambridge
para estudiar física nuclear con J.J Thomson pero pronto se trasladó a la
universidad de Manchester para trabajar con E. Rutherford.
Niels Bohr, dijo que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del
núcleo atómico. En ese caso, los electrones se ubican en diversas órbitas
circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía.
Para realizar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Representó el
átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un
electrón.
En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo;
ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible
al núcleo.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de
número cuántico principal, se representa con la letra "n" y toma valores desde 1
hasta 7.

7. TEORÍA CUANTICA
Se inicia con los estudios del físico francés Luis De Broglie, quién recibió el Premio
Nobel de Física en 1929. Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad
de movimiento se comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene
un comportamiento dual de onda y corpúsculo, pues tiene masa y se
mueve a velocidades elevadas. Esta propuesta constituyó la base de la
"MECÁNICA CUÁNTICA".
A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y
como partícula), surgió el principio enunciado por WERNER HEISENBERG,
conocido también como "PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE", que dice:
"Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la
velocidad del electrón"
Pero, ¿por qué?
Si queremos observar la posición de un electrón deberíamos usar una luz que
posee mucha energía, con lo cual la velocidad del electrón cambiaría mucho.
En cambio, si la luz utilizada no posee la energía citada en el caso anterior, la
velocidad del electrón no cambaría mucho, y podría medirse, pero no podríamos
observar la posición del electrón.
ORBITAL ATÓMICO: es la región del espacio en la cual existe mayor probabilidad
de encontrar al electrón (debido a su comportamiento como onda, es difícil
conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad), por lo tanto, sólo
existe la probabilidad de encontrarlo en cierto momento y en una región dada en el
átomo.

8. TEORÍA DE DALTON
John Dalton continuó con la hipótesis acerca de los átomos, y el 21 de octubre de
1803 dio una conferencia en la "Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester,
Inglaterra" en la que expuso su Teoría Atómica, así como algunas de sus leyes,
pero, no es hasta 1808 en que aparece su obra Un nuevo Sistema de Filosofía
Química en la habló su teoría atómica; a lo que concluyó con la siguiente teoría
atómica:
1-.La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que
son indivisibles y no se pueden destruir.
2-.Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y
cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos
diferentes.
3.-Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las
reacciones químicas.
4.-Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones
simples.
5.- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un compuesto.

9. 6.-Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos
distintos.
La hipótesis de Dalton, tuvo vigencia durante mucho tiempo, la cual manejó que el
átomo era indivisible; sin embargo, los átomos permanecen indivisibles en los
fenómenos químicos simples.
John Dalton murió un 27 de julio de 1844 en Manchester, Inglaterra.
MODELO ATÓMICO DE DALTON
ATOMO: Es la parte más pequeña en que se puede dividir una molécula.
MOLÉCULA: Es la parte más pequeña en que se puede dividir la materia, sin
cambiar sus propiedades naturales.
LEY DE AVOGADRO
El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amedeo Avogadro, que
en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre (véase ley de Avogadro).
Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el
mismo número de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las
mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno

10. y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin
embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el
oxígeno es diatómico.
TIPOS DE ATOMOS
ISOTOPO
Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen
una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en número másico.
Se usa para indicar que todos los tipos de átomos de un mismo elemento químico
(isótopos) se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica. Los átomos que
son isótopos entre sí son los que tienen igual número atómico (número de
protones en el núcleo), pero diferente número másico (suma del número de
neutrones y el de protones en el núcleo). Los distintos isótopos de un elemento
difieren, pues, en el número de neutrones.
La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo. Solamente 21
elementos (por ejemplo berilio o sodio) poseen un solo isótopo natural. En
contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables, 10.
Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como el uranio, cuyos
isótopos pueden transformarse o decaer en otros isótopos más estables,
emitiendo en el proceso radiación, por lo que decimos que son radiactivos.
Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de variedad de muestras
naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siempre y cuando, se
conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado isótopo, en relación
a los que ya han decaído. Gracias a este método de datación, se conoce la edad
de la Tierra.
ISOBAROS
Se denominan isóbaros a los distintos núcleos atómicos con el mismo número de
masa (A), pero diferente número atómico (Z). Las especies químicas son distintas
(a diferencia de los isótopos), ya que el número de protones y por consiguiente el
número de electrones difieren entre sí.

11. ISOTONO
Dos átomos son isótonos si tienen el mismo número N de neutrones. Por ejemplo,
Boro-12 y Carbono-13, ambos tienen 7 neutrones. Esto se contrasta con:
El mismo número de masa, por ejemplo: suma de protones más neutrones;
carbono-12 y boro-12.
Isómeros nucleares son diferentes estados del mismo tipo de núcleos. Una
transición de una isómero a otro es acompañado por la emisión o absorción de
rayos gamma, o por el proceso de conversión interna. (No deben ser confundidos
con los isómeros químicos y físicos
La palabra isótono proviene del griego "Misma extensión", pero actualmente es
isótopo con "p" de protón y reemplazado por "n" de neutrón.
ISÓTONOS: Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen DIFERENTE n° atómico,
también tienen DIFERENTE n° másico, pero, tienen el MISMO n° de neutrones.
Ejemplo: 37 40 Cl, Ca 17 20
NUCLEIDOS: En la actualidad, se designa con este nombre a cada configuración
atómica caracterizada por un número másico A y un número atómico Z o en
ambos. Con esto, podemos concluir que los nucleidos de IGUAL Z son
ISÓTOPOS entre sí, y los nucleidos que tienen IGUAL A son ISÓBAROS entre sí.
MASA ATOMICA
Es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa
atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de
protones y neutrones (pues la masa de los electrones en el átomo es
prácticamente despreciable) en un solo átomo (cuando el átomo no tiene
movimiento). La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un
sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos
últimos difieren sutilmente de la masa atómica. La masa atómica está definida
como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un
promedio ponderado en las abundancias de los isótopos. En el caso de muchos
elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real
entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso
atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos
bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales.
Para elementos con más de un isótopo común, la diferencia puede llegar a ser de

12. media unidad o más (por ejemplo, cloro). La masa atómica de un isótopo raro
puede diferir de la masa atómica relativa o peso atómico estándar en varias
unidades de masa.
PESO ATÓMICO ESTÁNDAR
Se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio
local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre, como está determinado por la
Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos
Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC. Estos valores son los que están
incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado para los
cálculos ordinarios. Se incluye una incertidumbre en paréntesis que
frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica, en vez de
la incertidumbre en la medida. Para los elementos sintéticos, el isótopo formado
depende de los medios de síntesis, por lo que el concepto de abundancia
isotópica natural no tiene sentido. En consecuencia, para elementos sintéticos, el
conteo total de nucleones del isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida
media más larga) está listado en paréntesis en el lugar del peso atómico estándar.
El litio representa un caso único, donde la abundancia natural de los isótopos ha
sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la incertidumbre
en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales,
como los ríos.
MASA ATÓMICA RELATIVA
Es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado a masa
atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada
de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados
en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica. Esto es usado
frecuentemente como sinónimo para peso atómico relativo, y no es incorrecto
hacer así, dado que los pesos atómicos estándar son masas atómicas relativas,
aunque es menos específico. La masa atómica relativa también se refiere a

13. ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente específicos que se
desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras
significativas) que los pesos atómicos estándar.
ESTRUCTURA ATOMICA
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los
protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los
neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número
de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los
demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con
carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo.
La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de
protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el
número de electrones.
Isótopos
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el
nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los
átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número
atómico, pueden tener distinto número de neutrones.

14. ESTRUCTURA SUB ATOMICA
En el contexto de la química, las partículas son fragmentos muy reducidos de
materia que, pese a sus diminutas dimensiones, mantienen intactas las
propiedades químicas de una sustancia. El adjetivo subatómico, por otra parte,
menciona al nivel de una estructura que resulta más pequeño que el del átomo.
Si tenemos en cuenta estas definiciones, podemos afirmar que las partículas
subatómicas son aquellas más chicas que un átomo. Es posible que se trate de
una partícula elemental, aunque también hay partículas subatómicas compuestas.
Los electrones, los protones y los neutrones son algunos ejemplos de partículas
subatómicas. Estos, a su vez, están compuestos por partículas fundamentales que
se conocen como quarks.
Es importante destacar que resulta muy difícil hallar las partículas subatómicas
elementales en estado natural en nuestro planeta: debido a su inestabilidad,
suelen descomponerse y dar lugar a otro tipo de partículas. Los aceleradores de
partículas son dispositivos creados por el hombre para generar partículas
subatómicas imitando el comportamiento de la naturaleza.
Más allá de los neutrones, los electrones y los protones, que son las partículas
subatómicas más conocidas, existen otros tipos de elementos que comparten la
misma condición. Los neutrinos, por ejemplo, son partículas subatómicas cuya
existencia pudo comprobarse recién a mediados de la década de 1950. Otras
partículas subatómicas son los hadrones y los piones.
El pion, en concreto, es una partícula subatómica que cuenta con una serie de
características básicas, tales como estas:
-Cuenta con espín cero.
-Fue descubierta en el año 1935 por Hideki Yukawa.
-Posee una masa intermedia entre la que tiene el protón y la que cuenta el
electrón.
-Es difícil de detectar. ¿Por qué? Porque dispone de una duración muy breve. En
concreto, se establece que un pión cargo dura como máximo una cienmillonésima
de segundo.
-Se considera que este tipo de partícula es fundamental. Tanto es así que se
considera que sin esta la materia como tal no podría existir. En concreto, es la
clave de que existan los núcleos atómicos.

15. Este tipo de partícula subatómica así como el resto se convierten en importantes
ejes de estudio por parte de la llamada teoría cuántica de los campos.
ESTRUCTURA CRISTALINA
Es la forma sólida de cómo se ordenan y empaquetan los átomos, moléculas, o
iones. Estos son empaquetados de manera ordenada y con patrones de repetición
que se extienden en las tres dimensiones del espacio. La cristalografía es el
estudio científico de los cristales y su formación.
El estado cristalino de la materia es el de mayor orden, es decir, donde las
correlaciones internas son mayores. Esto se refleja en sus propiedades antrópicas
y discontinuas. Suelen aparecer como entidades puras, homogéneas y con formas
geométricas definidas (hábito) cuando están bien formados. No obstante, su
morfología externa no es suficiente para evaluar la denominada cristalinidad de un
material.
Los cristales, átomos, iones o moléculas se empaquetan y dan lugar a motivos
que se repiten del orden de 1 Ángstrom = 10-8 cm; a esta repetitividad, en tres
dimensiones, la denominamos red cristalina. El conjunto que se repite, por
translación ordenada, genera toda la red (todo el cristal) y la denominamos unidad
elemental o celda unidad.

16. DIFERENCIA ENTRE VIDRIOS Y CRISTALES
En ocasiones la repetitividad se rompe o no es exacta, y esto diferencia los vidrios
y los cristales, los vidrios generalmente se denominan materiales amorfos
(desordenados o poco ordenados).
No obstante, la materia no es totalmente ordenada o desordenada (cristalina o no
cristalina) y nos encontramos una graduación continua del orden en que está
organizada esta materia (grados de cristalinidad), en donde los extremos serían
materiales con estructura atómica perfectamente ordenada (cristalinos) y
completamente desordenada (amorfos).
ESTRUCTURA CRISTALINA ORDENADA
En la estructura cristalina (ordenada) de los compuestos inorgánicos, los
elementos que se repiten son átomos o iones enlazados entre sí, de manera que
generalmente no se distinguen unidades aisladas; estos enlaces proporcionan la
estabilidad y dureza del material. En los compuestos orgánicos se distinguen
claramente unidades moleculares aisladas, caracterizadas por uniones atómicas
muy débiles, dentro del cristal. Son materiales más blandos e inestables que los
inorgánicos.
Estructura de un cristal de cloruro de sodio, un típico ejemplo de un compuesto
iónico. Las esferas púrpuras son cationes de sodio, y las esferas verdes son
aniones de cloruro.

17. Estructura del diamante
Cuarzo incoloro

18. BIBLIOGRAFIA
http://html.rincondelvago.com/atomos_1.html
http://html.rincondelvago.com/atomos_modelos-atomicos.html
http://definicion.de/particula-subatomica/#ixzz49mUALZth
https://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_cristalina