El documento describe la estructura atómica de los materiales. Explica que todos los átomos están compuestos de electrones, protones y neutrones, y que según el modelo de Bohr los átomos tienen una estructura planetaria con electrones girando alrededor de un núcleo central compuesto de protones y neutrones. También habla brevemente sobre la tabla periódica y cómo los elementos se ordenan en ella según su número atómico.

1. Jesús Alejandro, Prato Patiño
C.I 20.475.838
Prof. Ing. . Douglas Garcia

2. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LOS MATERIALESToda la materia está hecha de átomos y todos los átomos están
compuestos de electrones protones y neutrones: Un átomo es la
partícula más pequeña contenida en cualquier elemento cada elemento
conocido posee una estructura atómica única que lo hace diferente de
cualquier otro.
Según el modelo de Bohr los átomos tienen un tipo de estructura
planetaria, el núcleo central compuesto de partículas con carga
positiva llamadas Protones y partículas sin carga llamadas Neutrones y
alrededor del núcleo giran en órbita partículas con carga negativa
llamadas Electrones.

3. LA TABLA PERIODICA
La idea básica de la Tabla es que las propiedades químicas de los elementos son
propiedades periódicas o recurrentes y cuando éstos se disponen de manera adecuada
se pueden predecir con un buen grado de exactitud el comportamiento químico de
cualquier elemento. Mendeleiv ordenó los elementos con base en su peso atómico
creciente, empezando por el más ligero, en periodos de longitud apropiada. Cuando se
hace esta ordenación todos los elementos que caen en una columna vertical tienen
propiedades químicas muy similares. Predijo que con el tiempo se descubrirían ciertos
elementos adicionales e intentó adelantar los pesos atómicos y las propiedades de tres
de ellos en detalle. Antes de que transcurrieran 25 años se descubrieron éstos
elementos y sus propiedades resultaron ser las anticipadas.
Su tabla se utilizó durante muchos años pero se presentaban ciertas anomalías
consistentes en que los elementos con peso mayor debían colocarse antes que otros de
menor peso, para que coincidieran sus propiedades. Estas discrepancias indicaron que
debía haber otra propiedad más determinante que los pesos atómicos y le correspondió
a Moseley descubrirla. El estudio de éstos espectros reveló que las frecuencias de las
líneas eran características del elemento usado. Moseley midió estas frecuencias
características y halló una relación lineal entre y el número atómico Z del elemento, este
número atómico era el número de protones en el núcleo. A raíz de los experimentos de
Moseley, los elementos se ordenaron en la tabla periódica con base en sus números
atómicos en vez de sus pesos atómicos, resolviéndose así completamente las
anomalías existentes hasta entonces.3

5. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LOS MATERIALES
ELECTRÓN
Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual
a 1,602 · 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093 · 10-28 g, que
se encuentra formando parte de los átomos de todos los
elementos.
NEUTRÓN
Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa
ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 · 10-24
g), que se encuentra formando parte de los átomos de todos
los elementos.
PROTÓN
Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual
a 1,602 · 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor
que la del electrón (mprotón=1.673 · 10-24 g). La misma se
encuentra formando parte de los átomos de todos los
elementos.

6. ATRACCIONES INTERATOMICAS
Uniones Interatómicas: Son las que se establecen entre los átomos. Hay de tres
tipos. En dos de ellas, las llamadas Iónicas y Covalentes, los átomos tratan de
llegar a completar el último nivel con ocho electrones cumpliendo con la clásica
teoría del octeto de Lewis. La otra es la Unión metálica que se establece entre
átomos iguales del mismo metal.
Uniones Iónicas: Aquellas que se realizan entre metales y no metales. Donde la
diferencia de electronegatividad es importante. Ejemplos típicos lo constituyen los
metales del grupo 1 o 2 con los no metales del grupo 7. Ej: Sodio con Cloro o
Calcio con Bromo.
En estas uniones los electrones no se comparten sino que se ceden y se captan de
forma absoluta, es decir, los metales electropositivos ceden electrones
adquiriendo cargas positivas por tener protones en exceso. Y los no metales
electronegativos los aceptan y completan así su último nivel energético. Se
forman así cationes positivos y aniones negativos.

7. ATRACCIONES INTERATOMICAS
Uniones Covalentes:
En este tipo de unión los no metales se unen con los no metales. Se da entre
los átomos con poca o nula diferencia de electronegatividad. Y a diferencia
de las uniones iónicas no se forman iones. Las uniones se establecen por
la formación de pares electrónicos, de los cuales, cada electrón del par es
aportado por uno de los átomos que forman dichas uniones. Los electrones
se comparten, no se ceden o se captan totalmente. Esta es otra gran
diferencia con respecto a la unión iónica en donde los electrones se ceden
totalmente de parte de los cationes.
Algunas características que presentan los compuestos covalentes
son:
• Presentar bajos puntos de fusión y ebullición
• Ser insolubles en solventes polares como el agua y el alcohol.
• Ser solubles en ciertos solventes orgánicos
• No formar iones

8. Unión Metálica:
En las uniones metálicas, los átomos se mantienen unidos
gracias a que sus núcleos positivos están rodeados de una nube de
electrones en permanente movimiento. Adquieren una forma de red
tridimensional donde los nudos están representados por los núcleos
atómicos y estos están rodeados por otros. Esta característica es la
responsable de algunas propiedades de los metales como ser
excelentes conductores de la electricidad y tener cierto brillo.
ATRACCIONES INTERATOMICAS

9. En el interior de una molécula las uniones entre los átomos que la
constituyen son de tipo covalente y, por lo tanto, difícil de separar unos de
otros. Sin embargo, entre dos o más moléculas también pueden producirse
interacciones.
Estas interacciones de carácter electrostático se conocen, de forma genérica,
como "fuerzas intermoleculares" y son las responsables de que cualquier
sustancia, incluidos los gases nobles, puedan condensar.
Estas fuerzas se clasifican en dos tipos básicos: Las fuerzas de van der
Waals y los enlaces por puente de hidrógeno.
Fuerzas de van der Waals
Existen varios tipos básicos de interacciones de van der Waals. Éstas
mantienen unidas a las moléculas, pero su fortaleza es mucho menor que la
de los tres tipos principales de enlac
COMPORTAMIENTO INTERMOLECULAR

10. Fuerzas de orientación o de Keeson (dipolo-dipolo):
Este tipo de interacción aparece solamente entre moléculas polares.
Además, son proporcionales a los valores de los momentos dipolares de las
moléculas.
Esta interacción se produce por las atracciones electrostáticas que se
producen entre la zona cargada negativamente de una molécula y la positiva
de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con
respecto a otras.
Así, por ejemplo, si las moléculas polares constituyen un gas (por ejemplo
SO2, HCl, etc.) y están sometidas a fuerzas de orientación de cierta
importancia, este gas será fácilmente licuable. Al disminuir ligeramente la
temperatura, decrece la agitación térmica, los dipolos se orientan entre sí, las
moléculas se asocian y se produce un estado más condensado
(líquido).Estas fuerzas de orientación influyen en el alejamiento del
comportamiento ideal.
COMPORTAMIENTO INTERMOLECULAR

11. Fuerzas de dispersión o de London:
Son fuerzas muy débiles, aunque aumentan con el número de electrones de
la molécula.
Todos los gases, incluyendo los gases nobles y las moléculas no polares,
son susceptibles de ser licuados. Por ello deben de existir unas fuerzas
atractivas entre las moléculas o átomos de estas sustancias, que deben ser
muy débiles, puesto que sus puntos de ebullición son muy bajos.
Para visualizar la situación física, se puede considerar un átomo de gas
noble. La distribución electrónica alrededor del núcleo positivo es esférica, de
manera que no hay momento dipolar neto; pero, como los electrones están
en movimiento, puede haber en cualquier instante un desbalance de la
distribución electrónica en el átomo. Esto quiere decir que puede
autopolarizarse momentáneamente. Este átomo polarizado induce un
momento dipolar en el vecino, que a su vez crea el mismo efecto en sus
vecinos y el efecto se va propagando por toda la sustancia.
COMPORTAMIENTO INTERMOLECULAR

12. Otras fuerzas de van der Waals:
Otras fuerzas también incluidas en las de van der Waals son:
Fuerzas de inducción (dipolo-dipolo inducido). Donde una molécula polar
induce un dipolo en otra molécula no polar; originándose, de esta forma, la
atracción electrostática. Esta fuerza explica la disolución de algunos gases
apolares (Cl2) en disolventes polares.
Fuerzas ion-dipolo. En este caso el ion se va rodeando de las moléculas
polares. Estas fuerzas son importantes en los procesos de disolución de
sales.
Fuerzas ion-dipolo inducido. Parecida a la anterior, pero el dipolo es
previamente inducido por el campo electrostático del ion. Por ejemplo, la
existencia de la especie ion triyoduro ( I3
- ), se explica en base a la
interacción entre el yodo ( I2) y el ion yoduro ( I-).
COMPORTAMIENTO INTERMOLECULAR

13. Enlaces por puente de hidrógeno
Finalmente, en determinados casos, algunas moléculas pueden unirse a
otras mediante una unión más débil que los tipos principales de enlace, pero
más fuerte que las fuerzas de van der Waals, llamada enlace por puente de
hidrógeno. Esta unión aumenta la cohesión entre las moléculas y sólo puede
darse en aquellas en las que hay alguno de estos tres tipos de enlace: F - H
; O - H y N - H.
Este tipo de fuerza se evidencia cuando se representan los puntos de
ebullición de los compuestos que forma el hidrógeno con los elementos de
algunos grupos de los no metales.
COMPORTAMIENTO INTERMOLECULAR

14. Estructuras cristalinas: Presentan un arreglo interno ordenado, basado en
minúsculos cristales individual, cada uno con una forma geométrica
determinada. Los cristales se obtienen como consecuencia de la repetición
ordenada y constante de las unidades estructurales (átomos, moléculas,
iones). Al romperse se obtienen caras y planos bien definidos. Presentan
puntos de fusión definidos, al calentarlos suficientemente el cambio de fase
ocurre de una manera abrupta
Celda unitaria: el cristal individual es llamado celda unitaria, está formado
por la repetición de ocho átomos. El cristal se puede representar mediante
puntos en el centro de esos átomos.
Red cristalina: ordenamiento espacial de átomos y moléculas que se repite
sistémicamente hasta formar un cristal.
ACOMODAMIENTO ATÓMICO