El documento describe la estructura atómica de los materiales. Explica que los átomos están compuestos de protones, neutrones y electrones, y que los protones y neutrones se encuentran en el núcleo mientras que los electrones orbitan alrededor. También describe los diferentes tipos de enlaces como iónico, covalente y metálico, así como las diferentes fuerzas intermoleculares y los patrones de empaquetamiento atómico en los cristales cúbicos, hexagonales y otros sistemas.

1. Estructura Atómica de los Materiales
Laura Codina C.I 17.341.385
Profesor: Douglas García

2. El concepto moderno (Teoría atómica moderna) que hoy todos tenemos sobre
lo que es un átomo proviene de distintos sectores de los campos de la física y
la química. Las primeras ideas al respecto surgieron en la Antigua Grecia, desde
las ciencias y la filosofía, que luego se desarrollaron por completo en la química
de los siglos XVIII y XIX. Desde la época de los antiguos griegos hasta nuestros
días, hemos reflexionado profundamente acerca de qué cosa está hecha la
materia.
Hoy sabemos que los átomos son la unidad mínima de una sustancia, lo que
compone toda la materia común y ordinaria. Si los átomos de una sustancia se
dividen, la identidad de esa tal puede destruirse y cada sustancia tiene
diferentes cantidades de átomos que la componen. A su vez, un átomo está
compuesto de un determinado número de 3 tipos de partículas: los protones, los
neutrones y los electrones.
Ubicándose en la parte central de los átomos (en el núcleo del átomo) se
encuentran los protones y los neutrones, que tienen un peso mayor que el de
los electrones, los cuales se ubican en una especie de órbita alrededor del
núcleo. Los protones y los neutrones tienen casi que la misma masa y dentro de
cada átomo, existe siempre la misma cantidad de protones y electrones.

3. Núcleo: Es el centro del átomo, es la parte más pequeña del átomo y allí se conservan
todas sus propiedades químicas. Casi que toda la masa del átomo reside en el núcleo.
Protones: Son uno de los tipos de partículas que se encuentran en el núcleo de un átomo
y tienen carga positiva (masa = 1.673 x 10-24 gramos). Fueron descubiertos por Ernest
Rutherford entre 1911 y 1919. Los protones están compuestos de partículas aún más
diminutas conocidas como quarks o cuarks.
Electrones: Éstas son las partículas que orbitan alrededor del núcleo de un átomo, tienen
carga negativa y son atraídos eléctricamente a los protones de carga positiva (masa =
9.10 x 10-28 gramos).
Neutrones: son partículas ubicadas en el núcleo y tienen una carga neutra (masa = 1.675
x 10-24 gramos). La masa de un neutrón es ligeramente más grande que la de un protón
y al igual que éstos, los neutrones también se componen de quarks.
Isótopos: La cantidad de neutrones en un núcleo determina el isótopo de cada elemento.
Así por ejemplo el hidrógeno tiene tres isótopos conocidos: protio, deuterio y tritio.

4. Elementos electropositivos:
Son metálicos por naturaleza y ceden electrones en las reacciones químicas para producir
iones positivos o cationes. El número de electrones cedidos por un átomo electropositivo en
una reacción es representado por un número de oxidación positivo. Los elementos más
electropositivos se encuentran en los grupos 1 A y 2A de la tabla periódica.
Elementos electronegativos:
Son no metálicos y aceptan electrones en las reacciones químicas para producir iones
negativos o aniones. El número de electrones aceptados por un átomo electronegativo de
un elemento se representa por un número de oxidación negativo. Los elementos más
electronegativos pertenecen a los grupos 6A y 7A de la tabla periódica de los elementos.
Algunos elementos que se encuentran entre los grupos 4A hasta 7A de la tabla periódica
pueden comportarse de una manera electropositiva o electronegativa. Este comportamiento
doble es mostrado por elementos tales como carbono, silicio, germanio, arsénico, antimonio
y fósforo. Así, en algunas reacciones tienen número de oxidación positivo, donde muestran
comportamiento electropositivo, y en otras tienen número de oxidación negativo, donde se
comportan de forma electronegativa.

5. FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas atractivas entre moléculas, las llamadas fuerzas intermoleculares,
son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ellas juegan un
papel importante también en los distintos estados de agregación de la materia
(líquido, sólido o gas).
Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las
intermoleculares. Así, por ejemplo, se requiere menos energía para evaporar un
líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Para
entender las propiedades de los distintos estados de la materia, necesitamos
comprender y conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.

7. Enlace químico
Un enlace químico es la unión entre dos o más átomos para formar una entidad
de orden superior, como una molécula o una estructura cristalina. Para formar un
enlace dos reglas deben ser cumplidas regla del dueto y la regla del octeto11.
Los primeros planteamientos sobre la naturaleza de los enlaces químicos
surgieron a principios del siglo XII, y suponían que ciertos tipos de especies
químicas eran vinculados por ciertos tipos de afinidades químicas. A mediados
del siglo XIX varios científicos desarrollaron teorías de “radicales” o de “valencias”
(llamadas en un principio “poder de combinar”), según las cuales los compuestos
se formaban debido a la atracción entre polos positivos y negativos. En 1916, el
químico Gilbert Lewis desarrolló la idea de la unión por par de electrones. Walter
Heitler y Fritz London fueron los autores de la primera explicación mecánica
cuántica de la conexión química en 1927, describiendo la formación del
hidrógeno molecular mediante la teoría de las “valencias”.
En 1930, la primera descripción matemática cuántica del enlace químico simple
se desarrolló en la tesis de doctorado de Edgard Teller.

8. Energía de enlace es la energía que entra en juego en la formación de un enlace.
Distancia de enlace es la separación entre los átomos que forman un enlace, en la
cual la energía del sistema es mínima.
Enlaces interatómicos
1) Enlace iónico: se da entre átomos de electronegatividades muy diferentes. Se
caracteriza porque la fuerza de atracción es de tipo electrostático.
2) Enlace covalente: se da entre átomos de parecidas electronegatividades (altas),
supone una compartición de electrones.
3) Enlace metálico: se da entre átomos de parecidas electronegatividades (bajas),
propio de metales y aleaciones, y caracterizado por la gran movilidad que poseen
algunos electrones.

10. Por su parte, los enlaces atómicos secundarios y moleculares incluyen a las
uniones de las siguientes clases:
Enlaces de dipolo permanente. Corresponden a enlaces intermoleculares
relativamente débiles que se forman entre moléculas que poseen dipolos
permanentes. Un dipolo en una molécula existe debido a la asimetría en la
distribución de su densidad electrónica. Este tipo de unión secundaria es
importante en el enlace de moléculas polares unidas covalentemente, tales como
el agua y los hidrocarburos.
Enlaces de dipolo oscilante. Los átomos con distribución asimétrica de
densidades electrónicas en torno a sus núcleos, son susceptibles de formar entre
ellos enlaces de dipolo eléctrico muy débil. Este tipo de enlace se llama oscilante
debido a que la densidad electrónica está continuamente cambiando con el
tiempo. Esta clase de fuerzas de enlace secundario es importante para la
licuación y solidificación de los gases nobles.

11. Se llama cristales a los acomodamientos atómicos repetitivos en las tres
dimensiones. Esta repetición de patrones tridimensionales se debe a la
coordinación atómica dentro del material, algunas veces este patrón controla la
forma externa del cristal. El acomodamiento atómico interno persiste, aunque la
superficie externa se altere.
Los acomodamientos cristalinos pueden tomar uno de siete principales patrones
de acomodamiento cristalino. Estos están estrechamente relacionados con la
forma en la que se puede dividir el espacio en iguales volúmenes por superficies
planas de intersección.

12. Cristales Cúbicos. Los átomos pueden acomodarse en un patrón cúbico con tres diferentes
tipos de repetición: cúbico simple (cs), cúbico de cuerpos centrados (ccc), y cúbico de caras
centradas (ccac).
Cúbico simple. Es hipotética para metales puros, pero representa un buen punto de partida.
Además de las tres dimensiones axiales a iguales y los ejes en ángulos rectos, hay
posiciones equivalentes en cada celdilla. Cada celdilla tiene contornos idénticos al centro a
los de todas las celdillas unitarias en el cristal. Del mismo modo, cualquier posición
específica es idéntica en todas las celdillas unitarias.
Cúbico de cuerpos centrados. Cada celdilla unitaria tiene un átomo en cada vértice del cubo
y otro átomo en el centro del cuerpo del cubo.
Cúbica de caras centradas. Este tipo de estructura se caracteriza por que en la esquina de
cada celdilla unitaria y en centro de cada cara hay un átomo, pero no hay ninguno en el
centro del cubo.
Cristales Hexagonales. Existen dos representaciones de las celdillas unitarias hexagonales
simples. Este tipo de celdillas no tienen posiciones internas que sean equivalentes a las
posiciones esquina. Además, existen estructuras hexagonales. Compactas que se
caracterizan por tener cada átomo en una capa situada exactamente arriba o debajo de los
intersticios entre tres átomos de las capas adyacentes. Así, cada átomo toca tres átomos de
capa bajo un plano, seis átomos en su propio plano y tres en la capa superior.
Otros patrones cristalinos: No nos extenderemos más en cuanto a otros sistemas de
cristales y retículas espaciales de otras estructuras cristalinas, por que los principios son
comparables a los citados previamente.