El documento describe la estructura y composición de los átomos. Un átomo está compuesto de protones y neutrones en el núcleo, y electrones que orbitan alrededor del núcleo. Los átomos son la unidad básica de la materia y cada elemento químico está compuesto de un tipo único de átomo. A lo largo de la historia se han propuesto varios modelos atómicos para explicar la estructura del átomo, como los modelos de Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger.

1. Bachiller:
Luis Gonzalez.
C.I:22.922.507.
Ing. Mecánica.

2. El Átomo
Un átomo es la unidad constituyente
más pequeña de la materia ordinaria
que tiene las propiedades de
un elemento
químico. Cada sólido, líquido, gas y p
lasma 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.

3. Composición:
Está constituídos por tres tipos de
partículas subatómicas:
Protones (p+) : se encuentran en el
núcleo del átomo y tienen una carga
eléctrica positiva
Neutrones (n) : son partículas neutras
que también se encuentran en el núcleo
Electrones (e-): son partículas cargadas
negativamente que se mueven en unas
órbitas circulares alrededor del núcleo
Sus propiedades químicas están 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.

4. 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.

5.  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.
Al hablar del tamaño de un átomo
vemos que estamos hablando de
algo muy pequeño. Así, si
observamos el diámetro de un átomo,
por ejemplo, el del hidrógeno, verás
que su medida en metros es tan
insignificante que casi no se puede
medir. Y si hablamos de masa, esta es
mucho más pequeña, tanto que casi
no se puede pesar.

6.  Niveles de Energía: Un electrón ligado en el átomo posee unaenergía
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 electrónvoltio (eV). En el modelo mecanocuántico 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 fundamental, 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.

7.  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.

8. Modelos atómico:
 Modelo de Dalton: surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases
científicas, propuesto entre 1803 y 1807 por John Dalton, aunque el autor lo denominó más
propiamente "teoría atómica" o "postulados atómicos".
El modelo permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban
en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos
sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de
estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono
(C), pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono(CO) o pueden
reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO2). Además el modelo aclaraba que
aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de
una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos. En esencia, el modelo
explicaba la mayor parte de la química de fines del siglo XVIII y principios del siglo XIX, reduciendo
una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente simple.

9.  Modelo de Thomson: es una teoría sobre la estructura atómica
propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió
el electrónen 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y
del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto
por electrones de carga negativa en un átomo positivo, incrustados en
este al igual que las pasas de un budín. A partir de esta comparación,
fue que el supuesto se denominó "Modelo del budín de pasas".
Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el
interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo
se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones
repartidos como pequeños gránulos. La herramienta principal con la
que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.

10.  Modelo de Rutherford: El modelo de Rutherford fue el primer
modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la
"corteza" (luego denominada periferia), constituida por todos sus
electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy
pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la
masa del átomo.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se
concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el
paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo
poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga
positiva, y que en la zona extranuclear se encuentran los electrones de
carga negativa.

11.  Modelo de Bohr: El modelo atómico de Bohr o de Bohr-
Rutherford es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo
atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos
postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para
explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor
del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión
característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo
de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas
del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.

12.  Método del átomo cubico: fue de los primeros modelos
atómicos, en el que los electrones del átomo estaban situados en
los ocho vértices de un cubo. Esta teoría la desarrolló en
1902 Gilbert N. Lewis, que la publicó en 1916 en el artículo «The
Atom and the Molecule» (El átomo y la molécula); sirvió para dar
cuenta del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de Abegg.
Fue desarrollada posteriormente por Irving Langmuir en 1919,
como el átomo del octeto cúbico. La figura a continuación
muestra las estructuras de los elementos de la segunda fila de
la tabla periódica.

13.  Modelo de Schrödinger: es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de
la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado
también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban
originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente
al sobrepasar el radio atómico.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros
realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético
tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y
sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo
nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera
natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas.
Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los
electrones solo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas
elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.

14.  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.

15.  Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta
convertirse propiamente en una teoría cuántica de campos. Los modelos surgidos a partir
de los años 1960 y 1970 permitieron construir teorías de las interacciones de los
nucleones. La vieja teoría atómica quedó confinada a la explicación de la estructura
electrónica que sigue siendo explicada de manera adecuada mediante el modelo de Dirac
complementado con correcciones surgidas de la electrodinámica cuántica. Debido a la
complicación de las interacciones fuertes solo existen modelos aproximados de la
estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de dar cuenta de la
estructura del núcleo atómico están el modelo de la gota líquida y el modelo de capas.
Posteriormente, a partir de los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias experimentales y
modelos teóricos que sugerían que los propios nucleones (neutrones, protones) y
mesones (piones) que constituyen el núcleo atómico estarían formados por
constituyentes fermiónicos más elementales denominados quarks. La interacción
fuerte entre quarks entraña problemas matemáticos complicados, algunos aún no
resueltos de manera exacta. En cualquier caso lo que se conoce hoy en día deja claro que
la estructura del núcleo atómico y de las propias partículas que forman el núcleo son
mucho más complicadas que la estructura electrónica de los átomos. Dado que las
propiedades químicas dependen exclusivamente de las propiedades de la estructura
electrónica, se considera que las teorías actuales explican satisfactoriamente las
propiedades químicas de la materia, cuyo estudio fue el origen del estudio de la
estructura atómica.

16. 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.

17. Estructura:
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.

18.  Red : Conjunto de puntos, conocidos como puntos de
red, que están ordenados de acuerdo a un patrón que
se repite en forma idéntica.
 Puntos de Red : Puntos que conforman la red
cristalina. Lo que rodea a cada punto de red es idéntico
en cualquier otra parte del material.
 Celda Unitaria : es la subdivisión de la red cristalina
que sigue conservando las características generales de
toda la red.

19. 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.

20. 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).