Este documento presenta una introducción a la estructura atómica y los modelos atómicos a través de la historia. Comienza explicando la composición básica de los átomos y luego resume brevemente los modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Schrödinger y Dirac. Concluye describiendo el modelo atómico actual basado en la mecánica cuántica y la teoría cuántica de campos.

1. República Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular para la educación Superior
Instituto Universitario Politécnico “Santiago Mariño”
Cuidad Ojeda
CIENCIA DE LOS MATERIALES UNIDAD II
Integrantes: Carlos Hurtado #49 C.I.: 26018578
16 de Diciembre del 2016

2. INDICE
Introducción
1. Átomos y su estructura.
2. Historia de la teoría atómica.
3. Modelo de Dalton.
4. Modelo de Thomson.
5. Modelo de Rutherford.
6. Modelo de Bohr.
7. Modelo de Sommerfeld.
8. Modelo de Schrödinger.
9. Modelo de Dirac.
10.Modelo Atómico Actual.
11.Estructura cristalina.
12.Celda unitaria.
13.Polimorfismo.
14.Propiedades físicas.
15.Estructura.

3. INTRODUCCION
Los átomos son la unidad más pequeña de la materia que tiene las propiedades de un elemento
químico. Cada sólido, líquido y gas se componen de átomos neutros o ionizados. Los átomos son
muy pequeños; los tamaños típicos son alrededor de Diez mil millonésima parte de un metro se
puede decir que 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 de forma exacta su comportamiento.

4. ÁTOMOS Y SU ESTRUCTURA
Cada átomo se compone de un núcleo y uno o más electrones unidos al núcleo.
El núcleo está compuesto de uno o más protones y típicamente un número
similar de neutrones (ninguno en el hidrógeno-1). Los protones y los neutrones
son llamados nucleones. Más del 99,94 % de la masa del átomo está en el núcleo.
Los protones tienen una carga eléctrica positiva, los electrones tienen una carga
eléctrica negativa y los neutrones tienen ambas cargas eléctricas, haciéndolos
neutros. Si el número de protones y electrones son iguales, ese átomo es
eléctricamente neutro. Si un átomo tiene más o menos electrones que protones,
entonces tiene una carga global negativa o positiva, respectivamente, y se
denomina ion.
Los electrones de un átomo son atraídos por los protones en un núcleo atómico
por esta fuerza electromagnética. Los protones y los neutrones en el núcleo son
atraídos el uno al otro por una fuerza diferente, la fuerza nuclear, que es
generalmente más fuerte que la fuerza electromagnética que repele los protones
cargados positivamente entre sí. Bajo ciertas circunstancias, la fuerza
electromagnética repelente se vuelve más fuerte que la fuerza nuclear y los
nucleones pueden ser expulsados del núcleo, dejando tras de sí un elemento
diferente:

5. desintegración nuclear que resulta en transmutación nuclear El número de protones en el
núcleo define a qué elemento químico pertenece el átomo: por ejemplo, todos los átomos de
cobre contienen 29 protones. El número de neutrones define el isótopo del elemento.3 El
número de electrones influye en las propiedades magnéticas de un átomo. Los átomos pueden
unirse a otro u otros átomos por enlaces químicos para formar compuestos químicos tales como
moléculas. La capacidad de los átomos de asociarse y disociarse es responsable de la mayor
parte de los cambios físicos observados en la naturaleza y es el tema de la disciplina de la
química.

6. HISTORIA DE LA TEORÍA ATÓMICA
El concepto de átomo existe desde la antigua Grecia propuesto por los filósofos
griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto
por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que
explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no
podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque
indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos
los cuerpos macroscópicos que nos rodean.17 El siguiente avance significativo
no se realizó hasta que en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier
postuló su enunciado: «La materia no se crea ni se destruye, simplemente se
transforma». La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la
materia; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John
Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de
una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos
esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro,
luego en 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una
temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo
número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la
naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son
moléculas poli atómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y
moléculas.19 El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una
clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica,
remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas

7. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos
actualmente. La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento
de Rutherford en 1911. Este experimento llevó al modelo atómico de Rutherford que no podía
explicar adecuadamente la estabilidad de los átomos ni los espectros atómicos, por lo que Niels
Bohr formuló su modelo atómico de Bohr en términos heurísticos, que daba cuenta de esos
hechos sin explicarlos convenientemente. Posteriores
Descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el
microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y
químicas de los átomos.
MODELO DE DALTON.
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1803 por John Dalton,
quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.22 Este primer modelo atómico
postulaba: La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son
indivisibles y no se pueden destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí,
tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen
pesos diferentes, los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las
reacciones químicas. los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones
simples. los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto. los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o
más elementos distintos.

8. MODELO DE RUTHERFORD.
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos
en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance
sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva
y una negativa. Sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra
en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los
electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un
espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del
átomo del público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por
esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de este. Por desgracia, el modelo
atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias: Contradecía las leyes del
electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante
datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este
caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un
momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy
brevemente. No explicaba los espectros atómicos.

9. MODELO DE BOHR.
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de
partida el modelo de Rutherford. Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y
emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por
Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein. El átomo es un
pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose. Alrededor del
núcleo en órbitas bien definidas. Las órbitas están cuan tizadas cada órbita tiene una energía
asociada. La más externa es la de mayor energía. Los electrones no irradian energía (luz)
mientras permanezcan en órbitas estables. Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si
lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una
cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una
de menor, pierde energía en forma de radiación, el mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al
espectro de emisión del hidrógeno, pero solo la luz de este elemento proporciona una base para
el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra,
siendo un pulso de energía radiada. Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y
para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π
por un método que no puede justificar

10. MODELO DE SOMMERFELD
El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en
los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un
mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su
conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías
ligeramente diferentes. Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado
que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la
velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas, el físico alemán
finalmente Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein,
hizo las siguientes modificaciones del modelo de Bohr: Los electrones se mueven alrededor del
núcleo, en órbitas circulares o elípticas. A partir del segundo nivel energético existen dos o más
subniveles en el mismo nivel. El electrón es una corriente eléctrica minúscula. En consecuencia,
el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el
punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas
elípticas, solo descartó su forma circular.

11. MODELO DE SCHRÖDINGER
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924,
la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del
átomo. En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas
diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a
nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger
describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa
la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se
conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de
energía disponibles en el átomo de hidrógeno
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.

12. MODELO ATÓMICO ACTUAL.
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 atómic
y 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.

13. ESTRUCTURA CRISTALINA.
La 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, la estructura cristalina (3D) del hielo consiste en bases de moléculas
de hielo de H2O situadas en los puntos de una red cristalina dentro del espacio de la red
hexagonal (2D). Los valores para el ángulo H-O-H y la distancia O-H han venido de Physics of Ice
con un rango de valores de ± 1,5 ° y ± 0,005 Å, respectivamente. La caja blanca en es la celda
unitaria definida por Bernal y Fowler. 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
anisótropas 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. El grupo más pequeño
de partículas en el material que constituye el patrón repetitivo es la celda unitaria de la
estructura. La célula unitaria define completamente la simetría y la estructura de toda la red
cristalina, que se construye mediante la traducción repetitiva de la celda unitaria a lo largo de
sus ejes principales. Se dice que los patrones de repetición están situados en los puntos de la
red de Bravais. Las longitudes de los ejes principales o bordes de la celda unitaria y los ángulos
entre ellos son las constantes de la red, también llamadas parámetros de la red.

14. CELDA UNITARIA
La estructura cristalina de un material (la disposición de los átomos dentro de un tipo dado de
cristal) se puede describir en términos de su celda unitaria. La celda unitaria es una pequeña
caja que contiene uno o más átomos dispuestos en 3 dimensiones. Las celdas unitarias apiladas
en un espacio tridimensional describen la disposición en masa de los átomos del cristal. La
célula unitaria está representada en términos de sus parámetros de red, que son las longitudes
de los bordes celulares (a, b y c) y los ángulos entre ellos (alfa, beta y gamma), mientras que las
posiciones de los átomos dentro de la celda unitaria se describen por el conjunto de posiciones
atómicas (xi, yi, zi) medidas desde un punto de red. Comúnmente, las posiciones atómicas se
representan en términos de coordenadas fraccionales, en relación con las longitudes de la celda
unitaria. Las posiciones de los átomos dentro de la celda unitaria se pueden calcular mediante la
aplicación de operaciones de simetría a la unidad asimétrica. La unidad asimétrica se refiere a la
menor ocupación posible de espacio dentro de la celda unitaria. Sin embargo, esto no implica
que la totalidad de la unidad asimétrica debe estar dentro de los límites de la celda unitaria. Las
transformaciones simétricas de las posiciones de los átomos se calculan a partir del grupo
espacial de la estructura cristalina, y ésta es usualmente una operación en caja negra realizada
por programas informáticos. Sin embargo, el cálculo manual de las posiciones atómicas dentro
de la célula unitaria se puede realizar desde la unidad asimétrica, a través de la aplicación de los
operadores de simetría descritos en las Tablas Internacionales de Cristalografía.

15. POLIMORFISMO.
El polimorfismo es la ocurrencia de múltiples formas cristalinas de un material. Se encuentra en
muchos materiales cristalinos incluyendo polímeros, minerales y metales. Según las reglas de
Gibbs de equilibrio de fase, estas fases cristalinas únicas dependen de variables intensivas como
la presión y la temperatura. El polimorfismo está relacionado con la alotropía, que se refiere a
los sólidos elementales. La morfología completa de un material se describe por polimorfismo y
otras variables tales como hábito de cristal, fracción amorfa o defectos cristalográficos. Los
polimorfos tienen diferentes estabilidades y pueden convertir espontáneamente desde una
forma meta estable (o forma termodinámicamente inestable) a la forma estable a una
temperatura particular. También exhiben diferentes puntos de fusión, solubilidades y patrones
de difracción de rayos X. Un buen ejemplo de esto es la forma de cuarzo del dióxido de silicio, o
SiO2. En la gran mayoría de los silicatos, el átomo de Si muestra una coordinación tetraédrica
por 4 oxígenos. Todas excepto una de las formas cristalinas implican unidades tetraédricas
{SiO4} unidas entre sí por vértices compartidos en diferentes arreglos. En diferentes minerales,
los tetraedros muestran diferentes grados de interconexión y polimerización. Por ejemplo,
ocurren solos, unidos entre sí, en grupos finitos más grandes, incluyendo anillos, cadenas,
cadenas dobles, láminas y estructuras tridimensionales. Los minerales se clasifican en grupos
basados en estas estructuras.

16. . En cada una de sus 7 formas cristalinas termodinámicamente estables o polimorfas de cuarzo
cristalino, sólo 2 de cada 4 de cada uno de los bordes de los tetraedros {SiO4} se comparten con
otros, dando la fórmula química neta para la sílice: SiO2. Otro ejemplo es el estaño elemental
(Sn), que es maleable cerca de las temperaturas ambiente pero es quebradizo cuando se enfría.
Este cambio en las propiedades mecánicas debido a la existencia de sus dos principales
alótropos, α- y β-estaño. Los dos alótropos que se encuentran a presión y temperatura normal,
α-estaño y β-estaño, se conocen más comúnmente como estaño gris y lata blanca
respectivamente. Dos alotropos más, γ y σ, existen a temperaturas por encima de 161 ° C y
presiones por encima de varios GPa. El estaño blanco es metálico, y es la forma cristalina estable
en o por encima de la temperatura ambiente. Por debajo de 13,2 ° C, el estaño existe en forma
gris, que tiene una estructura cristalina cúbica de diamante, similar a diamante, silicio o
germanio. El estaño gris no tiene propiedades metálicas en absoluto, es un material en polvo
gris mate y tiene pocos usos, aparte de unas pocas aplicaciones de semiconductores
especializados. Aunque la temperatura de transformación α-β del estaño es nominalmente 13,2
° C, las impurezas (por ejemplo, Al, Zn, etc.) disminuyen la temperatura de transición muy por
debajo de 0 ° C y tras la adición de Sb o Bi la transformación puede no ocurrir en absoluto.

17. PROPIEDADES FISICAS
Veinte de las 32 clases de cristal son piezoeléctricas, y los cristales pertenecientes a una de
estas clases (grupos de puntos) muestran piezoelectricidad. Todas las clases piezoeléctricas
carecen de un centro de simetría. Cualquier material desarrolla una polarización dieléctrica
cuando se aplica un campo eléctrico, pero una sustancia que tiene tal separación de carga
natural incluso en ausencia de un campo se denomina material polar. El hecho de que un
material sea polar o no está determinado únicamente por su estructura cristalina. Sólo 10 de los
32 grupos de puntos son polares. Todos los cristales polares son piro eléctricos, por lo que las 10
clases de cristal polar se denominan a veces clases piro eléctricas. Hay algunas estructuras de
cristal, notablemente la estructura de perovskite, que exhiben comportamiento ferro eléctrico.
Esto es análogo al ferromagnetismo, en que, en ausencia de un campo eléctrico durante la
producción, el cristal ferro eléctrico no exhibe una polarización. Tras la aplicación de un campo
eléctrico de magnitud suficiente, el cristal se polariza permanentemente. Esta polarización
puede ser invertida por una contra-carga suficientemente grande, de la misma manera que un
ferro magneto puede ser invertido. Sin embargo, aunque se llaman ferro eléctricos, el efecto es
debido a la estructura cristalina (no a la presencia de un metal ferroso).

18. ESTRUCTURA.
Los cristales, átomos, iones o moléculas se empaquetan y dan lugar a motivos que se repiten
del orden de 1 angstrom = 10-8 cm; a esta repetitividad, en tres dimensiones, la denominamos
red cristalina. El grupo más pequeño de partículas en el material que constituye el patrón
repetitivo es la celda unitaria o unidad elemental la cual genera toda la red (todo el cristal). La
celda unitaria define completamente la simetría y la estructura de toda la red cristalina, que se
construye mediante la traducción repetitiva de la celda unitaria a lo largo de sus ejes principales.
Se dice que los patrones de repetición están situados en los puntos de la red de Bravais. La
estructura cristalina y la simetría juegan un papel en la determinación de muchas propiedades
físicas, tales como escisión, estructura de banda electrónica y transparencia óptica. 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.

19. PREDICCIÓN DE LA ESTRUCTURA
La dificultad de predecir estructuras cristalinas estables basadas en el conocimiento solo de la
composición química ha sido durante mucho tiempo un obstáculo en el camino hacia el diseño
de materiales totalmente computacionales. Ahora, con algoritmos más potentes y computación
de alto rendimiento, se pueden predecir estructuras de complejidad media utilizando enfoques
tales como algoritmos evolutivos, muestreo aleatorio o meta dinámica. Las estructuras
cristalinas de los sólidos iónicos simples (por ejemplo, NaCl o sal de mesa) se han racionalizado
durante mucho tiempo en términos de las reglas de Pauling, establecidas por primera vez en
1929 por Linus Pauling, a quien muchos han llamado "padre del vínculo químico" Pauling
también consideró la naturaleza de las fuerzas interatómicas en los metales y concluyó que
alrededor de la mitad de los cinco d-orbitales de los metales de transición están involucrados en
la unión, siendo los restantes d-orbitales no vinculantes responsables de las propiedades
magnéticas. Por lo tanto, fue capaz de correlacionar el número de d-orbitales en la formación de
enlaces con la longitud del enlace, así como muchas de las propiedades físicas de la sustancia.
Posteriormente introdujo el orbital metálico, un orbital extra necesario para permitir la
resonancia desinhibida de los enlaces de valencia entre varias estructuras electrónicas

20. . En la teoría del enlace de valencia resonante, los factores que determinan la elección de uno
entre las estructuras cristalinas alternativas de un compuesto metálico o intermetálico giran
alrededor de la energía de resonancia de los enlaces entre las posiciones interatómicas. Está
claro que algunos modos de resonancia producirían mayores contribuciones (serían más
estables mecánicamente que otros), y que en particular una relación simple entre el número de
enlaces y el número de posiciones sería excepcional. El principio resultante es que se asocia una
estabilidad especial con las relaciones más simples o "números de enlace": 1/2, 1/3, 2/3, 1/4,
3/4, etc. La elección de la estructura y el valor de la relación axial (que determina las longitudes
de los enlaces relativos) es, por lo tanto, el resultado del esfuerzo de un átomo para usar su
valencia en la formación de enlaces estables con números de enlaces fraccionales simples