CIENCIA DE LOS MATERIALES ARISTEL MARTINEZ CI:21.075.151

1. Republica Bolivariana De Venezuela
Ministerio Del Poder Popular Para La Educación Superior
I.U.P Santiago Mariño
Electiva 2: Introducción A La Instrumentación
Modelos Atómicos, Estructura Atómica y tipos de Átomos
Alumno: Aristel Martínez CI: 21.075.151
Maracaibo edo Zulia 30/05/2016

2. 1. Teoría Atómica
En química y física, la teoría atómica es una teoría científica sobre la naturaleza de la materia
que sostiene que está compuesta de unidades discretas llamadas átomos. Empezó como concepto
filosófico en la Antigua Grecia y logró amplia aceptación científica a principios del siglo XIX
cuando descubrimientos en el campo de la química demostraron que la materia realmente se
comportaba como si estuviese hecha de átomos.
La palabra átomo proviene del adjetivo en griego antiguo átomos, que significa "indivisible".
Los químicos del siglo XIX empezaron a utilizar el término en relación con el número creciente
de elementos químicos irreducibles.1 Mientras que alrededor del cambio al siglo XX, a través de
varios experimentos con electromagnetismo y radiactividad, los físicos descubrieron que los
"átomos indivisibles" eran de hecho un conglomerado de varias partículas subatómicas
(principalmente, electrones, protones y neutrones), las que pueden existir separadas unas de
otras. De hecho, en ciertos entornos extremos, como las estrellas de neutrones, la presión y la
temperatura extremas impiden que los átomos puedan existir en absoluto. Ya que se descubrió
que los átomos podían dividirse, los físicos inventaron el término "partículas elementales" para
describir las partes "indivisibles", aunque no indestructibles, de un átomo. El campo de ciencia
que estudia las partículas subatómicas es la física de partículas y es en este campo donde los
físicos esperan descubrir la auténtica naturaleza fundamental de la materia.
2. Átomo y su Estructura
Átomo es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de
todos los materiales de ingeniería.
En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de
partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes.
Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado
por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza.
Aunque la mayor parte de un átomo es espacio vacío, los átomos están compuestos de partículas
más pequeñas llamadas partículas subatómicas. El átomo se divide en:

3.  Núcleo: Zona densa central compuesta por protones y neutrones, colectivamente
llamados nucleones. Los protones y los neutrones están a su vez formados por partículas
más pequeñas llamadas quarks.
 Corteza: Parte más externa del átomo compuesta por una nube de electrones. Los
electrones se encuentran en orbitales, los cuales tienen diferentes formas geométricas. Un
orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es
máxima.
2.1 Característica del Electrón, el Protón y el Neutrón.
Las características de las principales partículas subatómicas
 Electrón: Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a1, 602 x 10-19
coulomb y masa igual a 9,1083 x 10-28g, que se encuentra formando parte de los átomos
de todos los elementos.
 Neutro: Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a
la del protón, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
 Protón: Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a1, 602 x 10-19
coulomb, cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón y que se encuentra
formando parte de los átomos de todos los elementos.
2.2 Numero Atómico (Z)
En condiciones de estabilidad el número de los electrones es igual al de los protones, de manera
que el átomo es eléctricamente neutro. El número de protones de un determinado átomo se
denomina número atómico (Z) y es único y característico de cada elemento y determina su
posición en la tabla periódica. El número atómico del carbono es 6 y el del uranio es 92, por lo
cual sabemos que tienen 6 y 92 protones respectivamente.

4. El número atómico es el número entero positivo que equivale al número total de protones
existentes en el núcleo atómico. Es característico de cada elemento químico.
2.3 Numero de masa (A)
Es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo. Los átomos con
el mismo número atómico, pero distinta masa atómica (por tener diferente número de neutrones)
se denominan isótopos.
Iones: Los átomos con diferente número de electrones son llamados iones y por ende tienen una
carga eléctrica neta. Por ejemplo el átomo de sodio (Na), tiene 11 protones y 11 electrones
(Z=11), mientras que el ión Na + tiene 11 protones y 10 electrones, por lo cual es un ión con
carga positiva.
Los iones con carga positiva se denominan cationes y los iones con carga negativa aniones.
En la tabla periódica moderna los elementos están ordenados de acuerdo con su número atómico
(Z) y, por lo tanto, de su número de protones (que es igual al número de electrones en átomos
neutros). La distribución de los elementos en la tabla periódica se basa en que los elementos de
un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa, llamada
capa de valencia. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las
interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un
mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas. Por otra parte, la variación en las
propiedades periódicas se deberá al aumento de electrones en esa capa y al aumento de la carga
nuclear, que atraerá con más fuerza a esos electrones. Vamos a explicar este concepto
posteriormente más detalladamente.
2.4 Configuración de los Electrones en los Átomos
La naturaleza periódica de los elementos se debe a la configuración de los electrones. Dicho en
otras palabras, la manera en la cual los electrones de los átomos se organizan alrededor del
núcleo de los mismos afecta sus propiedades.

5. Los electrones no están localizados arbitrariamente alrededor del núcleo del átomo, sino que
ellos se distribuyen ocupando sucesivamente los orbitales con menor energía, completando capas
dependiendo de su cantidad.
Cada capa tiene una capacidad limitada de electrones, los cuales se distribuyen en subniveles.
Por ejemplo, la capacidad de la primera capa es de dos electrones (un subnivel s), la de la
segunda capa es de ocho electrones (subniveles s y p) y la de la tercera capa es de18 electrones
(subniveles s, p y d).
2.5 Distribución de Electrones en los diferentes Subniveles
.
2.6 Distribución de Electrones de algunos Átomos

6. Tal como se puede apreciar en la Fig. El sodio tiene tres capas de electrones, mientras que el litio
tiene dos. Estos átomos lo que tienen en común es que ambos tienen un electrón en su capa más
externa. Estas capas externas de electrones (denominadas valencia de electrones) son importantes
al determinar las propiedades químicas de los elementos. Si imaginamos la capa externa
(valencia) de un átomo como una esfera abarcando todo lo que está adentro, entonces es sólo la
capa de valencia la que puede interactuar con otros átomos. Por consiguiente, la valencia de la
capa de los electrones de un átomo determina su interacción con los átomos cercanos y sus
propiedades químicas. Ya que ambos, el sodio y el litio tienen un electrón de valencia, ellos
comparten propiedades químicas similares.
2.7 Masas Atómicas
Las masas atómicas se expresan en unidades de masa atómica (uma), unas unidades relativas de
masa basadas en un valor exactamente de 12 para el isótopo C-12 del carbono, el cual tiene 6
protones y 6 neutrones. Debido a que los átomos tienen masas muy pequeñas, se trabaja con
muestras que contienen muchos átomos, por lo cual se utiliza una unidad para describir un
número grande conocido de átomos. Esta unidad es el mol. Así como existen unidades como el
par o las docenas, para referirnos a dos o a 12 cosas; el mol se refiere a 6,022 x 1023 partículas.
Este número se denomina número de Avogadro en honor al científico, italiano Amedeo
Avogadro. Este es el número de átomos que hay exactamente en12 gramos de isótopo de
carbono-12.
 Masa Atómica: La masa atómica relativa de un átomo es el cociente entre la masa de un
átomo y la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.
 Numero de Avogadro: Cantidad de átomos que hay exactamente en 12 gramos del
isótopo de carbono-12 6,022 x1023 (602.200 trillones).
 Mol: Cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas, iones u otras partículas).
 Como átomos hay en exactamente 12 g de isótopo de carbono-12 (6,022 x 1023 átomos)

7. 2.8 Masas Moleculares
Cuando los átomos comparten o ceden electrones forman enlaces químicos. Cuando dos o más
átomos se unen mediante enlaces químicos forman moléculas.
 Molécula: Agregado de por lo menos dos átomos en un arreglo químico que se mantiene
unido mediante fuerzas químicas, también llamadas enlaces químicos.
 Peso Molecular: Es el peso en gramos de un mol de una molécula (Igual a la suma de las
masas molares de los átomos de su fórmula) PM=g/mol.
2.9 Núcleo Atómico
El núcleo atómico es la parte central de un átomo, tiene carga positiva, y concentra más del
99,9% de la masa total del átomo.
Está formado por protones y neutrones (denominados nucleones) que se mantienen unidos por
medio de la interacción nuclear fuerte, la cual permite que el núcleo sea estable, a pesar de que
los protones se repelen entre sí (como los polos iguales de dos imanes). La cantidad de protones
en el núcleo (número atómico), determina el elemento químico al que pertenece. Los núcleos
atómicos no necesariamente tienen el mismo número de neutrones, ya que átomos de un mismo
elemento pueden tener masas diferentes, es decir son isótopos del elemento.
3. Modelos Atómicos
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba
constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por
ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible".

8. Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su
época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada
de nuevo en consideración.
3.1 Teoría Atómica de Dalton
En el período 1803-1808, John Dalton, utilizó los dos leyes fundamentales de las combinaciones
químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa"(La masa total de las sustancias presentes
después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la
reacción) y la "Ley de composición constante"(Todas las muestras de un compuesto tienen la
misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.)
como base de una teoría atómica.
 La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados:
 Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles
denominadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una reacción
química.
 Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades,
pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los elementos.
 En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción
numérica sencilla: así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo
de A con dos átomos de B (AB2).
3.2 Teoría Atómica de Rutherford
Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel
de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy
importante en el conocimiento del átomo.
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un
núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.

9.  El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
 El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi
toda la masa del átomo.
 Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
 La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga
positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también
calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un
diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil
veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización
atómica de la materia.
3.3 Teoría Atómica de Thomson
Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo
consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban
incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía.
Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de bombardeo de láminas
delgadas de metales, estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico
nuclear.
El átomo esta formado por dos partes: núcleo y corteza.
 El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga
positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la
experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa
(también con una carga positiva).

10.  La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo.
Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin
desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa.
Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que
los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción
eléctrica entre cargas de signo contrario.
3.4 Teoría Atómica de Bohr
Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la
estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz
emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura
electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones
alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los
átomos se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia.
Sabemos que el espectro de un elemento químico es característico de éste y que del análisis
espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición.
El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica asoció la emisión de
radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la
distancia a la que éstos se encuentran del núcleo.
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico
que se basa en tres postulados:
 Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin
emitir energía.

11.  Segundo Postulado: Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas
órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.
 Tercer Postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la
diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación
electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando
cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor
energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa.
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que
determinan diferentes niveles de energía.
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno.
Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la
discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener
ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados.
Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del
electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y
electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los saltos
de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen,
respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder explicar
los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del
núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están
basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.

12. 4. Tipos de Átomos
4.1 Isótopos: Corresponde a átomos que tiene el mismo numero atómico pero diferente numero
masico. Por ejemplo existen 3 isótopos de hidrógeno. Se conoce como hidrogeno, deuterio y
tritio.
4.2 Isóbaros: Se denominan isóbaros a los distintos núcleos atómicos con el mismo número
masico (A), pero diferente numero atómico (Z).
Las especies químicas son distintas, pero la cantidad de protones y neutrones es tal que, a pesar
de ser distinta entre los isóbaros, la suma es la misma.
4.3 Isótonos: Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen diferente número atómico, también
tienen diferente número masico, pero, tienen el mismo número de neutrones.
Numero de protones difiere entre átomos.

13. Estructura del Átomo

15. Partículas Subatómicas
Núcleo Atómico

16. Tipos de Átomos