Realizado Por:

Marcano Jose

C.I: 20.904.559

PROF: Julian Carneiro

Porlamar, Noviembre, 2014

Índice

PAG

INTRODUCCION…………………………………………………………………….03

EL ATOMO, ESTRUCTURA ATOMICA………………………………………….04

PROPIEDADES ATOMICAS………………………………………………………..06

NIVELES DE ENERGIA…………………………………………………………….07

EVOLUCION DEL MODELO ATOMICO………………………………………...09

ESTRUCTURA CRISTALINA………………………………………………………17

ESTRUCTURA CRISTALINA ORDENADA……...………………………………18

TIPOS DE ESTRUCTURA ATOMICA…………………………………………….19

CONCLUSION………………………………………………………………………..28

BIBLIOGRAFIA……………………………………………………………………...29

Introducción

Todo cuanto existe en el Universo está constituido por átomos, pero ¿de qué se

componen los átomos y cómo están dispuestas en ellos las partículas que los constituyen?

El hombre de ciencia ha demostrado siempre una sorprendente curiosidad y un gran

interés por tratar de buscar explicaciones que signifique un enigma para él. Uno de esos

grandes enigmas ha sido ¿cómo está constituido un átomo? Para explicarlo, en el siguiente

trabajo hablaremos de la estructura atómica y los modelos atómicos.

Además, el ser humano ha manifestado la necesidad de ordenar las cosas que lo

rodean: clasifica la ropa según su uso, o la estación climática del año, diferencias los tipos

de alimentos y clasifica los medicamentos en pomadas, tabletas, etc. De manera similar

sintió la necesidad de clasificar los elementos químicos. Para esto creó lo que hoy

conocemos como Tabla Periódica.

El Átomo

El átomo es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades químicas

bien definidas, formado a su vez por constituyentes más elementales sin propiedades

químicas bien definidas. Cada elemento químico está formado por átomos del mismo tipo

(con la misma estructura electrónica básica), y que no es posible dividir mediante

procesos químicos.

Actualmente se conoce que el átomo está compuesto por un núcleo atómico, en el

que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. Esto fue

descubierto a principios del siglo XX, ya que durante el siglo XIX se había pensado que

los átomos eran indivisibles, de ahí su nombre a-tomo- 'sin división'. Poco después se

descubrió que también el núcleo está formado por partes, como los protones, con carga

positiva, y neutrones, eléctricamente neutros. Nota 1 Los electrones, cargados

negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética.

Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y neutrones que

contenga su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento

químico, y el número de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo número

de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso

de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina ion.

Estructura Atómica

Partículas Subatómicas

A pesar de que átomo significa ‘indivisible’, en realidad está formado por varias

partículas subatómicas. El átomo contiene protones, neutrones y electrones, con la

excepción del hidrógeno-1, que no contiene neutrones, y del catión hidrógeno o hidrón,

que no contiene electrones. Los protones y neutrones del átomo se denominan nucleones,

por formar parte del núcleo atómico.

El electrón es la partícula más ligera de cuantas componen el átomo, con una masa

de 9,11 · 10−31 kg. Tiene una carga eléctrica negativa, cuya magnitud se define como la

carga eléctrica elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se lo considera

una partícula elemental. Los protones tienen una masa de 1,67 · 10−27 kg, 1836 veces la

del electrón, y una carga positiva opuesta a la de este. Los neutrones tienen un masa de

1,69 · 10−27 kg, 1839 veces la del electrón, y no poseen carga eléctrica. Las masas de

ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del núcleo, debido a la energía

potencial del mismo; y sus tamaños son similares, con un radio del orden de 8 · 10−16 m

o 0,8 femtómetros (fm).

El protón y el neutrón no son partículas elementales, sino que constituyen un

estado ligado de quarks u y d, partículas fundamentales recogidas en el modelo estándar

de la física de partículas, con cargas eléctricas iguales a +2/3 y −1/3 respectivamente,

respecto de la carga elemental. Un protón contiene dos quarks u y un quark d, mientras

que el neutrón contiene dos d y un u, en consonancia con la carga de ambos. Los quarks

se mantienen unidos mediante la fuerza nuclear fuerte, mediada por gluones —del mismo

modo que la fuerza electromagnética está mediada por fotones—. Además de estas,

existen otras partículas subatómicas en el modelo estándar: más tipos de quarks, leptones

cargados (similares al electrón), etc.

El Núcleo Atómico

Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico,

la parte central del mismo. El volumen del núcleo es aproximadamente proporcional al

número total de nucleones, el número másico A, lo cual es mucho menor que el tamaño

del átomo, cuyo radio es del orden de 105 fm o 1 ångström (Å). Los nucleones se

mantienen unidos mediante la fuerza nuclear, que es mucho más intensa que la fuerza

electromagnética a distancias cortas, lo cual permite vencer la repulsión eléctrica entre

los protones.

Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, que se

denomina número atómico y se representa por Z. Los átomos de un elemento dado pueden

tener distinto número de neutrones: se dice entonces que son isótopos. Ambos números

conjuntamente determinan el núclido.

El núcleo atómico puede verse alterado por procesos muy energéticos en

comparación con las reacciones químicas. Los núcleos inestables sufren desintegraciones

que pueden cambiar su número de protones y neutrones emitiendo radiación. Un núcleo

pesado puede fisionarse en otros más ligeros en una reacción nuclear o espontáneamente.

Mediante una cantidad suficiente de energía, dos o más núcleos pueden fusionarse en otro

más pesado.

En átomos con número atómico bajo, los núcleos con una cantidad distinta de

protones y neutrones tienden a desintegrarse en núcleos con proporciones más parejas,

más estables. Sin embargo, para valores mayores del número atómico, la repulsión mutua

de los protones requiere una proporción mayor de neutrones para estabilizar el núcleo.

Nube de Electrones

Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza

electromagnética. Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático alrededor

del núcleo, lo que hace necesaria una fuente de energía externa para liberarlos. Cuanto

más cerca está un electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y mayor por tanto la

energía necesaria para que escape.

Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamente propiedades de

partícula puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria

alrededor del núcleo, en reposo respecto de este. Cada una de estas ondas está

caracterizada por un orbital atómico, una función matemática que describe la probabilidad

de encontrar al electrón en cada punto del espacio. El conjunto de estos orbitales es

discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio en todo sistema cuántico. La nube

de electrones es la región ocupada por estas ondas, visualizada como una densidad de

carga negativa alrededor del núcleo.

Cada orbital corresponde a un posible valor de energía para los electrones, que se

reparten entre ellos. El principio de exclusión de Pauli prohíbe que más de dos electrones

se encuentren en el mismo orbital. Pueden ocurrir transiciones entre los distintos niveles

de energía: si un electrón absorbe un fotón con energía suficiente, puede saltar a un nivel

superior; también desde un nivel más alto puede acabar en un nivel inferior, radiando el

resto de la energía en un fotón. Las energías dadas por las diferencias entre los valores de

estos niveles son las que se observan en las líneas espectrales del átomo.

Propiedades Atómicas

Masa

La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y

neutrones del núcleo. También contribuyen en una pequeña parte la masa de los

electrones, y la energía de ligadura de los nucleones, en virtud de la equivalencia entre

masa y energía. La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la

unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceava parte de la masa de un átomo

neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones, y equivale a

1,66 · 10−27 kg aproximadamente. En comparación el protón y el neutrón libres tienen

una masa de 1,007 y 1,009 u. La masa de un átomo es entonces aproximadamente igual

al número de nucleones en su núcleo —el número másico— multiplicado por la unidad

de masa atómica. El átomo estable más pesado es el plomo-208, con una masa de 207,98

u.

En química se utiliza también el mol como unidad de masa. Un mol de átomos de

cualquier elemento equivale siempre al mismo número de estos (6,022 · 1023), lo cual

implica que un mol de átomos de un elemento con masa atómica de 1 u pesa

aproximadamente 1 gramo. En general, un mol de átomos de un cierto elemento pesa de

forma aproximada tantos gramos como la masa atómica de dicho elemento.

Tamaño

Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se

equipara con el de su nube electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una

medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se

define el radio atómico estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la

cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la distancia entre dos núcleos en

una molécula.

Los diversos métodos existentes arrojan valores para el radio atómico de entre 0,5

y 5 Å. Dentro de la tabla periódica de los elementos, el tamaño de los átomos tiende a

disminuir a lo largo de un periodo —una fila—, para aumentar súbitamente al comienzo

de uno nuevo, a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos.

Las dimensiones del átomo son miles de veces más pequeñas que la longitud de

onda de la luz (400-700 nm) por lo que estos no pueden ser observados utilizando

instrumentos ópticos. En comparación, el grosor de un cabello humano es equivalente a

un millón de átomos de carbono. Si una manzana fuera del tamaño de la Tierra, los átomos

en ella serían tan grandes como la manzana original.

Niveles de energía

Un electrón ligado en el átomo posee una energía potencial inversamente

proporcional a su distancia al núcleo y de signo negativo, lo que quiere decir que esta

aumenta con la distancia. La magnitud de esta energía es la cantidad necesaria para

desligarlo, y la unidad usada habitualmente para expresarla es el electronvoltio (eV). En

el modelo mecano cuántico solo hay un conjunto discreto de estados o niveles en los que

un electrón ligado puede encontrarse —es decir, enumerables—, cada uno con un cierto

valor de la energía. El nivel con el valor más bajo se denomina el estado fundamenta l,

mientras que el resto se denominan estados excitados.

Cuando un electrón efectúa una transición entre dos estados distintos, absorbe o emite un

fotón, cuya energía es precisamente la diferencia entre los dos niveles. La energía de un

fotón es proporcional a su frecuencia, así que cada transición se corresponde con una

banda estrecha del espectro electromagnético denominada línea espectral.

Cada elemento químico posee un espectro de líneas característico. Estas se

detectan como líneas de emisión en la radiación de los átomos del mismo. Por el contrario,

si se hace pasar radiación con un espectro de frecuencias continuo a través de estos, los

fotones con la energía adecuada son absorbidos. Cuando los electrones excitados decaen

más tarde, emiten en direcciones aleatorias, por lo que las frecuencias características se

observan como líneas de absorción oscuras. Las medidas espectroscópicas de la

intensidad y anchura de estas líneas permiten determinar la composición de una sustancia.

Algunas líneas espectrales se presentan muy juntas entre sí, tanto que llegaron a

confundirse con una sola históricamente, hasta que fue descubierta su subestructura o

estructura fina. La causa de este fenómeno se encuentra en las diversas correcciones a

considerar en la interacción entre los electrones y el núcleo. Teniendo en cuenta tan solo

la fuerza electrostática, ocurre que algunas de las configuraciones electrónicas pueden

tener la misma energía aun siendo distintas. El resto de pequeños efectos y fuerzas en el

sistema electrón-núcleo rompe esta redundancia o degeneración, dando lugar a la

estructura fina. Estos incluyen las correcciones relativistas al movimiento de electrón, la

interacción de su momento magnético con el campo eléctrico y con el núcleo, etc.

Además, en presencia de un campo externo los niveles de energía se ven

modificados por la interacción del electrón con este, en general produciendo o

aumentando la división entre los niveles de energía. Este fenómeno se conoce como

efecto Stark en el caso de un campo eléctrico, y efecto Zeeman en el caso de un campo

magnético.

Las transiciones de un electrón a un nivel superior ocurren en presencia de

radiación electromagnética externa, que provoca la absorción del fotón necesario. Si la

frecuencia de dicha radiación es muy alta, el fotón es muy energético y el electrón puede

liberarse, en el llamado efecto fotoeléctrico.

Interacciones eléctricas entre protones y electrones

Antes del experimento de Rutherford la comunidad científica aceptaba el modelo

atómico de Thomson, situación que varió después de la experiencia de Ernest Rutherford.

Los modelos posteriores se basan en una estructura de los átomos con una masa central

cargada positivamente rodeada de una nube de carga negativa.

Este tipo de estructura del átomo llevó a Rutherford a proponer su modelo en que

los electrones se moverían alrededor del núcleo en órbitas. Este modelo tiene una

dificultad proveniente del hecho de que una partícula cargada acelerada, como sería

necesario para mantenerse en órbita, radiaría radiación electromagnética, perdiendo

energía. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del

electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden

de 10−10 s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los

electrones sobre el núcleo.

Evolución del Modelo Atómico

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de

acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A

continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los

científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para

explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña

histórica.

Modelo de Dalton

Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos como la unidad

constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las ideas

básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los siguientes puntos:

La materia está formada por partículas muy pequeñas para ser vistas, llamadas

átomos.

Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el

peso.

Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.

Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más

elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico es el

resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción

numérica simple.

Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones

químicas.

En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones

numéricas simples.

La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas

reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un elemento se convierte

en un átomo de otro elemento.

A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un

avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la

materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos

científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas

partículas.

Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los

átomos y los átomos compuestos, las moléculas.

Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los

átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría acerca de

la misma.

Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton:

Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye, sólo se

transforma.

Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre contiene los mismos

elementos combinados en las mismas proporciones en masa.

Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman más de un

compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad

fija de B, están en relación de números pequeños enteros.

Modelo de Thomson

Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del

electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues 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 la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos

llevado a cabo por Rutherford demostró la inexactitud de tales ideas.

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los

electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel

de frutas.

Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones)

suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la

carga positiva.

En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y

si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones;

pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

Modelo de Rutherford

Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo

atómico, Rutherford sostiene 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 ínfima 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.

El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los

electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría

describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo,

este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr,

marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce

como el padre de la era nuclear.

Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre

espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla resumiendo las

características de estos componentes:

En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su

teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento era

simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA) procedentes

de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc fluorescente por

detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las partículas alfa en ellas. Según

se muestra en la siguiente figura:

Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era

ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro, igualmente se

cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que cada átomo contenía un

centro de masa diminuto con carga positiva que denomino núcleo atómico. La mayoría

de las partículas alfa atraviesan las placas metálicas sin desviarse, porque los átomos están

constituidos, en su mayoría, por espacios vacíos colonizados tan sólo por electrones muy

ligeros. Las pocas partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos

metálicos pesados con cargas altas.

Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar

las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que se basan

en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción desocupada" del

átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del núcleo.

Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:

El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.

El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando

una corona alrededor del núcleo.

La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo,

es igualada por el número de electrones de la corona.

Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga

positiva (explica los diferentes rayos).

El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del

núcleo, que genera una fuerza centrífuga que es igualada por la fuerza eléctrica de

atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su órbita.

El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de

radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor,

la cantidad de energía que llevan es mayor.

En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14, se encuentra el espectro visible, con los

colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.

Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el

contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas.

En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple

vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en

numerosos procesos químicos.

= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo)

C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)

= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.

Modelo Atómico de Bohr

El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), postula que los

electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se

disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de

energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita

"absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón

emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se

ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este

propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el

espectro de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados del

Modelo Atómico de Bohr:

El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo

protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas

esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan

dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra

(K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).

El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se

mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más baja

posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la energía del

electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una energía que lo coloque entre

los niveles permitidos.

Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja

o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan, absorben energía y pasan

a niveles exteriores, los cuales son estados energéticos superiores. Se dice entonces que

los átomos están excitados.

Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de

energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una

frecuencia características y produce una línea espectral característica.

La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un

electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno está dada

por:

Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados

estacionarios, cada uno con una energía determinada.

La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada salto a

una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz de frecuencia bien

definida dada por:

hv = | Ei - Ei |

De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno

los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:

E = - (h/R)/n2, (n = 1, 2, 3,. . . infinito)

h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de Plank

R = 1.10 x 107 m-1, Const. de Rydberg

El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la

presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del átomo,

donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.

Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en

determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les asignó

un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue el 2, como se

citó en párrafo de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).

Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni

pierde energía.

Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones.

La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02) niveles.

La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin

embargo, las diferencias entre los niveles van disminuyendo, lo que permite que las

transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.

El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico,

puesto que depende de su número atómico.

Modelo de Schrödinger

Después de que Louis-Víctor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la

materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó

nuevamente el modelo del átomo.

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como

esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la

experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de

esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado

de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio.

Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los

orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.

Modelo de Dirac

El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrödinger aunque

su punto de partida es una ecuación relativista para la función de onda, la ecuación de

Dirac. El modelo de Dirac permite incorporar de manera más natural el espín del electrón.

Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger proporcionando las

correcciones relativistas adecuadas.

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.

Estructura

Si nos fijamos con detenimiento, en estos gráficos existe siempre una fracción de

los mismos que se repite. Asimismo, los cristales, átomos, iones o moléculas se

empaquetan y dan lugar a motivos que se repiten del orden de 1 Angstrom = 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.

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 gradación 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 materiales 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 materiales 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.

Tipos de Estructura Atómica

Además de los factores químicos, en cuanto a los factores geométricos, hay

que tener en cuenta la forma de las partículas constituyentes de la estructura. Así, cuando

tenemos átomos iguales que se unen mediante enlace metálico, se forman

los empaquetamientos densos que se describen como un empaquetamiento de esferas tal

que cada una de ellas se rodea de otras doce

Empaquetado cúbico compacto (ECC)

Se trata de un empaquetado ABC en el que la tercera capa cubre los huecos de la

primera que no han sido cubiertos por la segunda

La red basada en el ECC es una red cúbica centrada en las caras. Su orientación

respecto del empaquetado compacto es la siguiente:

Empaquetado hexagonal compacto (EHC)

Se trata de un empaquetado ABA en el que la tercera capa ocupa exactamente la

misma posición que la primera, constituyendo las estructuras más compactas o densas

posibles. Es una estructura característica de muchos metales como el oro, plata, plomo,

etc.

La red basada en el EHC es una red hexagonal múltiple con un nudo adicional en

su interior.

Existen empaquetados de orden superior que darían lugar a estructuras con

alternancias de empaquetados cúbicos y hexagonales compactos.

Coordinación de lugares interatómicos en empaquetados densos

Los empaquetados cúbicos y hexagonales poseen una característica muy

importante:

"la disposición regular de sus posiciones atómicas determina la existencia de

posiciones interatómicas con un número de coordinación fijo y determinado"

Así, según los intersticios que surgen de las secuencias compactas de

empaquetamiento (cúbico compacto o hexagonal compacto), que aparecen,

fundamentalmente, en coordinación tetraédrica (coordinación 4) y octaédrica

(coordinación 6), estén ocupados total o parcialmente por cationes, se originarán

diferentes tipos de estructuras básicas.

En una red cúbica de caras centradas originada por un empaquetado cúbico

compacto, las posiciones interatómicas pueden ser:

Posición octaédrica (NC=6): La posición central de la celda, al igual que las

posiciones medias en las aristas del cubo, está rodeada por seis átomos que forman los

vértices de un octaedro.

12/4 (en aristas) + 1 (centro) = 4 posiciones octaédricas

Posición tetraédrica (NC=4). (Existen ocho posiciones tetraédricas en la celda).

Posición triangular (NC=3): Cada tres átomos contiguos determinan un triángulo

equilátero cuyo centro es una posición de coordinación 3.

Por su parte, en la red hexagonal originada por un empaquetado hexagona l

compacto, las posiciones interatómicas pueden ser:

Posición octaédrica (NC=6): Los lugares octaédricos están situados entre

dos triángulos de direcciones opuestas, cada uno formado por tres átomos situados en uno

de los pisos del empaquetado.

Posición tetraédrica (NC=4): Las posiciones tetraédricas existen entre dos pares de

átomos en direcciones perpendiculares entre sí y situados cada par en un piso del

empaquetado. También aparecen estas posiciones en el centro del tetraedro regular

formado por tres átomos de un piso y el tangente a ellos situado en el piso inmediato.

Posición triangular (NC=3): Cada tres átomos contiguos determinan un triángulo

equilátero cuyo centro es una posición de coordinación 3.

Estructuras derivadas de la estructura cúbica de caras centradas

Las posiciones octaédricas, tetraédricas y triangulares proporcionan regiones que pueden

ser ocupadas por iones de carga opuesta a los que están situados en las posiciones

atómicas normales del empaquetado, siempre que aquellos tengan el tamaño adecuado.

Las estructuras derivadas que se originan son:

Estructura tipo halita, NaCl: Cuando en una estructura cúbica de caras centradas

todas las posiciones octaédricas son ocupadas pos átomos iguales, pero distintos de los

originales. Los iones Cl y Na alternan en las tres direcciones principales del espacio.

La celda elemental es cúbica de caras centradas, y la estructura puede describirse como

dos redes de este tipo, una de Cl- y otra de Na+.

Estructura tipo fluorita, CaF2: Cuando en una estructura cúbica de caras centradas

se llenan todas las posiciones tetraédricas por otros átomos, idénticos entre sí. Cada Ca++

se halla en el centro de un cubo cuyos vértices están ocupados por F-. Éstos, a su vez,

están en el centro de un tetraedro cuyos vértices lo ocupan sendos Ca++.

El Ca++ forma una celda cúbica de caras centradas y los F- otras dos celdas

desplazadas. La estructura tiene dos tipos de coordinación; 8 para el Ca y 4 para el F.

Esta estructura es apropiada para compuestos de relación estequiometria.

Estructura tipo esfalerita: Los átomos que ocupan las posiciones tetraédricas son

químicamente diferentes del situado en 000.

Estructuras derivadas de la estructura hexagonal de caras centradas

Análogamente a las estructuras cúbicas compactas, las posiciones octaédricas,

tetraédricas y triangulares proporcionan regiones que pueden ser ocupadas por iones de

carga opuesta a los que están situados en las posiciones atómicas normales del

empaquetado, siempre que aquellos tengan el tamaño adecuado. Así, podemos distinguir :

Estructura tipo niccolita, NiAs, o pirrotina, FeS: Cuando todas las posiciones de

coordinación 6 en una estructura tipo empaquetado hexagonal se llenen por átomos

iguales pero distintos de los que constituyen la estructura básica.

Se trata de la estructura equivalente hexagonal del ClNa cúbico.

Conclusión

Pudimos conocer mediante la elaboración de este trabajo que a pesar de que el

átomo es un pequeño sistema realmente complejo, ya que conocimos su estructura y

pudimos saber que el átomo no es elemento o partícula que compone a los cuerpos ya que

este está formados neutrones, protones y electrones.

También pudimos reafirmar que gracias a la tabla periódica podemos conocerlas

características propias de cada elemento como lo son la valencia o el número de

oxidación, la masa atómica, la electronegatividad, número atómico y el símbolo.

Además la tabla periódica nos facilita el trabajo a la hora utilizar algunos de los

elementos que conforman la tabla y también los compuestos que se forman a partir de

ellos.

Bibliografía

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#Estructura_at.C3.B3mica

http://www.monografias.com/trabajos/atomo/atomo.shtml

http://html.rincondelvago.com/atomos_1.html

http://www.buenastareas.com/ensayos/Propiedades-De-Los-Atomos/4224212.html

http://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-

atomico.shtml#MODELO

http://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_cristalina