trabajo para la universidad psm san cristobal

1. Alumno:
Marcos Montes
CI: 26 525 937

2. Estructura atómica de los materiales :
Los átomos son la unidad básica
estructural de todos los materiales de
ingeniería. Los átomos constan
principalmente de tres partículas
subatómicas básicas, protones neutrones y
electrones. El modelo común consta de un
pequeño núcleo de alrededor de 10-14 m
de diámetro rodeado de una nube de
electrones relativamente poco dispersa y
de densidad variable de modo que el
diámetro del átomo es del orden de 10-10
m. El Núcleo aglutina casi toda la masa del
átomo y contiene protones y neutrones,

3. el protón tiene una masa de 1.673*10-24g,
y una carga unitaria de 1.602*10-19C. El
neutrón el ligeramente más pesado que el
protón con una masa de 1.675*10-24 g,
pero no tiene carga. El electrón tiene una
masa relativamente pequeña de 9.79*10-28
g. (1/1836 veces la del protón) y una carga
de –1.602*10-19 C. (igual en carga pero de
signo opuesto a la del protón. La nube de
carga electrónica constituye de este modo
casi todo el volumen del átomo, pero, sólo
representa un pequeña parte de su masa.
Los electrones, particularmente la masa
externa determinan la mayoría de las
propiedades mecánicas, eléctrica,
químicas, etc., de los átomos, y así, un
conocimiento básico de estructura atómica
es importante en el estudio básico de los
materiales de ingeniería.

4. Número Atómico
El número atómico de un átomo, indica el
número de protones (partículas cargadas
positivamente) que están en su núcleo, y
en un átomo neutro, el número atómico es
también igual al número de electrones.
Cada elemento tiene su propio número
atómico característico y, de este modo, el
número atómico define el elemento. Los
números atómicos, desde el Hidrógeno,
que tiene por número atómico (1) hasta el
Hahnio que tiene como número atómico
105 están localizados en la parte superior
de los símbolos de los elementos de la
tabla periódica.

5. Masa atómica
La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos
de 6.02*1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese
elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla
periódica desde el 1 hasta el 105 esta situada en la parte inferior
de los símbolos de dichos elementos. El átomo de carbono, con
6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la
masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de
masa atómica (u.m.a), se define exactamente como 1/12 de la
mas de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una
masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de
12 g en esta escala. Un mol de gramo (abreviado, mol) de un
elemento se define como el numero en gramos de ese elemento
igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por
ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26.98 g
y contiene 6.023*1023 átomos.

6. Átomo de Hidrógeno
El átomo de hidrógeno es el átomo más sencillo y consta de un electrón
circundando a un núcleo de un protón, este electrón solo puede tener
movimiento en órbitas definidas (niveles energéticos). La razón e los valores
restringidos de energía es que los electrones cumplen las leyes de la mecánica
cuántica que solo permite ciertos valores de energía y no solo valores
arbitrarios. De este modo, si el electrón del átomo de hidrógeno es excitado a
una órbita (nivel energético superior) se absorbe una cantidad discreta de
energía. Simultáneamente, si el electrón cae a una órbita (nivel energético) más
bajo se emite una cantidad discreta de energía. Durante la transición a una
órbita de más baja energía, el electrón del hidrógeno emitirá una cantidad
discreta (cuanto) de energía en forma de radiación electromagnética llamada
fotón. La variación de energía (D E) asociada con el cambio de posición de
electrón de un nivel a otro, está asociada con la frecuencia (u ) del fotón, por la
ecuación de Planck:
D E = h*u

7. Donde h es la constante de Planck = 6.33*10-34J*s. Para la radiación
electromagnética, c = l *n, donde c es la velocidad de la luz igual a 3*108m/s. y
l, su longitud de onda, pudiendo ser el cambio de energía asociado con su fotón
como:
la verificación experimental de las energías asociadas con electrones que son
excitados a niveles de energía discreta superior o la perdida de energía y
posterior caída a niveles de energía más bajo se obtiene principalmente por los
análisis de la longitudes de ondas e intensidades de líneas espectrales.
Utilizando los datos del espectro de hidrógeno, Niels Bohr, en 1913 desarrolló
un modelo para el átomo de hidrógeno, que consistía en un electrón sencillo
girando alrededor de un protón con radio fijo. Una buena aproximación de la
energía del electrón en el átomo de hidrógeno para un nivel energético
determinado viene dada por la ecuación de Bohr:

8. n= 1,2,3,,,,
e= carga del electrón
m= masa del electrón
n= número cuántico principal
En la teoría atómica moderna, la n de la ecuación de Bohr, se
designa como número cuántico principal y representa los niveles
energético principales para los electrones en átomos. A partir de
ecuación de Bohr en nivel de energía de electrón del hidrógeno en
su estado fundamental es –13.6 eV y corresponde a la línea donde
n = 1 en e diagrama de los niveles energéticos del hidrógeno.
Cuando el electrón del electrón es excitado a niveles energéticos
superiores, su energía aumenta pero su valor numérico es menor.
Por ejemplo, cuando el electrón del hidrógeno es excitado al
segundo nivel cuántico principal, su energía es –3.24 eV., y si el
electrón es excitado hasta el estado libre, donde n=¥,

9. el electrón tendrá energía nula. La energía
requerida para hacer que electrón
abandone el átomo de hidrógeno es de 13.6
eV., que es la energía de ionización del
electrón de hidrógeno. El movimiento de
los electrones en los átomos es más
complicado que el modelo atómico de
Bohr sencillo. Los electrones pueden tener
órbitas no circulares (elípticas) en torno al
núcleo, y de acuerdo con el principio de
incertidumbre de Heisenberg, la posición y
el momento (masa * velocidad) de una
partícula pequeña como es el electrón no
pueden ser determinados
simultáneamente, debido a que cuando se
puede medir su posición es debido a que
se a afectado el impulso y por tanto la
condición de "partícula libre" del electrón.

10. Así la posición exacta del electrón no
puede ser determinada debido a que el
electrón es una partícula muy pequeña y
esto trae como consecuencia que se utilice
frecuentemente una distribución de la
densidad de la nube de la carga electrónica
para representar la posición del electrón el
átomo en su movimiento orbital alrededor
del núcleo, la mayor densidad de la carga
se encuentra en un radio de 5*10-11 nm.,
que corresponde al radio de Bohr en el
átomo de hidrógeno.

11. MODELOS ATÓMICOS
Una vez probada la existencia de protones
y electrones en los átomos, surgió el
primer modelo atómico propuesto por
Thomson, quien postuló que el átomo esta
compuesto por una esfera de electricidad
positiva con distribución uniforme de
cargas negativas dentro de ella, es decir,
una unidad simétrica neutra, donde casi
toda la masa esta asociada por la
electricidad positiva. Este modelo no
ofreció explicaciones satisfactorias a ciertos
hechos experimentales especialmente a los
realizados por Rutherford, quien estudió el
comportamiento de los rayos alfa cuando
incidían sobre una lámina delgada de oro;
al disparar el haz de partículas alfa sobre
esta lámina no se debía presentar
desviación de su trayectoria y con base en
esto Rutherford estableció un nuevo
modelo atómico, donde se señalaron los
siguientes aspectos:

12. El núcleo del átomo debe ser muy pequeño
en comparación con el tamaño total del
átomo.
Las partículas alfa son delectadas porque
son rechazadas por una alta concentración
de cargas positivas inamovibles.
Los electrones deben estar alrededor del
núcleo y no dentro de él y estos
determinan el volumen del átomo.

13. Este modelo, sin embargo, presentó una serie de problemas debido a
que los electrones no podían permanecer estacionarios a cierta
distancia del núcleo, pues se precipitarían sobre él debido a las
fuerzas electrostáticas. Tampoco podrían considerarse moviéndose en
órbitas alrededor del núcleo debido a que estos son considerados
partículas cargadas eléctricamente que irradian energía en forma de
ondas generando un arco iris de colores hasta finalmente caer en el
núcleo debido a la pérdida de energía, como podemos ver éste
modelo predice incorrectamente un espectro continuo y la
distribución del átomo. La estabilidad de los átomos y la emisión de la
energía solo en determinadas frecuencias cuando son excitados
(según la ecuación de Plank, efecto fotoeléctrico), llevan a la
conclusión de que los átomos no obedecen las leyes de la física clásica
y fue hasta 1913 cuando Niels Bohr con base en la cuantización de la
energía y el átomo nuclear de Rutherford propuso un nuevo modelo
atómico tomando como base el átomo de Hidrógeno cuyo postulado
se explico anteriormente

14. 
Anexos de estructura atómica de los materiales