REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITÉCNICO

“SANTIAGO MARIÑO”

EXTENSIÓN CARACAS

INGENIERÍA DE MANTENIMIENTO MECÁNICO

EL ÁTOMO

Autor: Sánchez Lazo, Marcelo

Caracas, Febrero de 2016

ÍNDICE GENERAL

p.p.

INTRODUCCIÓN..................................................................................................1

CAPITULO

I. EL ÁTOMO Concepto...........................................................................................................2 Configuración electrónica de los átomos..........................................................4 Enlaces..............................................................................................................6

II. MODELOS ATÓMICOS Modelos atómicos.............................................................................................8 Modelo atómico de Dalton................................................................................9 Modelo atómico de Thomson..........................................................................10 Modelo atómico de Rutherford......................................................................11 Modelo atómico de Bohr.................................................................................12 Modelo atómico de Schrodinger.....................................................................13

III. CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS…….Características de los átomos........................................................................14

IV. LA TABLA PERIÓDICA La tabla periódica............................................................................................15

V. ESTADOS DE AGREGACIÓN Estados de agregación.....................................................................................17 Estructura cristalina.........................................................................................18 El sistema cristalino........................................................................................19 La red cristalográfica.......................................................................................21

CONCLUSIÓN.....................................................................................................23

2

INTRODUCCIÓN

A lo largo de los años se han realizado muchos estudios con respecto a la

composición de la materia y sus diferentes estados de agregación, sus propiedades y

la manera como esta interactúa en nuestro entorno. Desde la antigua Grecia se

concibieron modelos filosóficos que pudieran explicar o al menos satisfacer la

curiosidad del hombre de cómo se forman los distintos materiales que nos rodean,

pasando por la piedra filosofal, la alquimia y finalmente la química moderna.

Hoy en día contamos con un gran número de hipótesis y teorías que se han

podido no sólo establecer, sino además comprobar por medios de prácticas

experimentales que han proporcionado a diversos científicos, una visión un poco más

clara, diáfana y precisa del átomo, su estructura y comportamiento a nivel

subatómico.

Hay que considerar que nadie ha podido ver un átomo, ni siquiera con las más

altas tecnologías desarrolladas para el campo de la microscopia, todo surge por un

razonamiento lógico y reflexivo emanado de la observación y la experimentación

sobre el comportamiento de determinadas propiedades de los elementos. Uno de los

experimentos que particularmente brindó mejor concepción sobre el modelo atómico

actual fue sin duda el de Rutherford, por el cual el pudo imaginar la distribución de

las partículas dentro del átomo gracias a su experimento de bombardear una lámina

de oro con una determinada carga de partículas α. Esto permitió a los investigadores

desarrollar nuevos conceptos alrededor de estos resultados, los cuales ofrecieron la

oportunidad de conceptualizar un átomo con un pequeño núcleo masivo, rodeado de

una nube electrónica de cierta densidad.

Otros descubrimientos y aportes fueron ampliando el campo del

conocimiento; tales como, el desarrollo de la tabla periódica por Mendeleyev y el

sistema de distribución de electrones por niveles de energía. Cada nuevo

descubrimiento permitió establecer las bases de lo que hoy consideramos la química

moderna, pero mejor aún, estos no han sido limitativos en el proceso de

redescubrimiento de nuevas teorías científicas futuras.

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CAPÍTULO I

EL ÁTOMO

Los átomos son la unidad básica de toda la materia, la estructura que define a todos

los elementos y tiene propiedades químicas bien definidas. Todos los elementos químicos de

la tabla periódica están compuestos por átomos con exactamente la misma estructura y a su

vez, éstos se componen de tres tipos de partículas, como los protones, los neutrones y los

electrones.

El concepto moderno 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.

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Existen otras partículas subatómicas llamadas “quarks” que conforman la

estructura interna de protones y neutrones y que a su vez, forman parte de la familia

de los fermiones. Los quarks atómicos son denominados up y down.

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Configuración Electrónica de los Átomos

En física y química, la configuración electrónica indica la manera en la cual

los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de

capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un

producto de orbitales anti-simetrizadas. La configuración electrónica es importante

porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto

su posición en la tabla periódica.

Esta distribución nos introduce un poco al mundo de la mecánica cuántica y

concepto un poco más avanzados como son los orbitales, la hibridación, los enlaces,

la formación de estados de oxidación (valencia), la transferencia de electrones y por

supuesto el ámbito de las reacciones químicas.

Se utiliza en una notación estándar para describir las configuraciones

electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la

definición de los orbitales atómicos (en la forman l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f)

indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales

de la misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un

electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se

escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de

mayor energía), de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1

(pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número atómico 15),

tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo

que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas

son iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón

(1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración

electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p3.

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Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las

propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más

externas.

El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad

relativa de los orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía

orbital. Esto significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir

excepciones. La mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de

Madelung. Así, de acuerdo con esta regla, la configuración electrónica del hierro se

escribe como: [Ar] 4s2 3d6.

Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el mismo número

cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2

(agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implícitos en la configuración del

argón).

El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es

obligatorio. Es bastante común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o

cursiva. Sin embargo, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC)

recomienda utilizar letra normal, tal y como se realiza aquí.

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Enlaces

Es evidente que para hablar de materiales es necesario hablar de química.

Todos los materiales están formados por moléculas que a su vez están formadas por

átomos, pero para comprender un poco sobre la particularidad o propiedad que

presentan algunos de estos materiales, es necesario conocer como ser forman

estructuralmente, y esto es gracias a fuerza de atracción y repulsión presentes entre

los átomos. Estas fuerzas dan como resultados los enlaces químicos.

Las sustancias se forman cuando los átomos se combinan, la forma de

combinarse de los átomos está relacionada con la estructura de los mismos. Existen

tres tipos de enlaces fundamentalmente que se denominan iónico, covalente,

covalente polar y enlace metálico.

El enlace iónico se presenta cuando el electrón valencia; es decir, los

electrones más externos de las capas de energía, son atraídos con mayor fuerza por el

núcleo de otro átomo, transfiriendo dicho electrón al átomo de mayor atracción, en

realidad no se trata de que el átomo transfiere a su totalidad el electrón, sino más

bien, el receptor asume el control casi total, de dicho electrón transferido.

El enlace covalente tiene lugar cuando los electrones valencia de los átomos

comparten sus electrones de las capas más externas en igual medida, en vez de una

transferencia como en el enlace iónico.

En los enlaces covalentes polar, un átomo capta una mayor cantidad de electrones que

el otro debido a que genera mayor fuerza de atracción entre estos, los enlaces donde

se forma una polaridad, es debido a que su distribución espacial propicia los dos

polos en una molécula.

El enlace metálico funciona como una especie de red, donde los núcleos de los

átomos están muy unidos formando una estructura compacta donde circulan los

electrones como una especie de corriente fluida a través de ellos. Todas estos enlaces

se denominan primarios, también existen algunas otras fuerzas secundarias que dan

origen a otros enlaces de menor intensidad; como lo son las Fuerzas de Van Deer

Waals y los Puentes de Hidrógeno.

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Conocer un poco sobre estos enlaces nos permitirá a futuro comprender el por

qué de algunas propiedades, debido a que dependiendo de la distribución de los

átomos en una material, originará diferencias entre sus propiedades físicas; tales

como, punto de fusión, estado de agregación natural, conductividad y otros.

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CAPÍTULO II

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". 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.

En el mundo antiguo se pensaba que la materia debía provenir de 4 elementos

básicos estos era agua, tierra, fuero y aire.

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Modelo Atómico de Dalton

El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el

primer modelo atómico con bases científicas, propuesto entre 1803 y 1807, 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). Además el modelo aclaraba que aun

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.

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Modelo Atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica

propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 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 pudin.

A partir de esta comparación, fue que el supuesto se denominó «Modelo del

pudin 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.

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Modelo Atómico de Rutherford

El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la

estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés

Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de

oro", realizado en 1911.

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 extra-nuclear se encuentran los

electrones de carga negativa.

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Modelo Atómico 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. Dado que la cuantización del momento es introducida en

forma ad hoc, el modelo puede considerarse transicional en cuanto a que se ubica

entre la mecánica clásica y la cuántica. 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.

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Modelo Atómico de Schrodinger

El modelo atómico de Schrödinger (1924) 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.

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CAPÍTULO III

CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS

Los átomos se agrupan formando moléculas, cada tipo de molécula es la

combinación de un cierto número de átomos enlazados entre ellos de una manera

específica.

Según la composición de cada átomo se diferencian los distintos elementos

químicos representados en la tabla periódica, donde podemos encontrar el número

atómico y el número másico de cada elemento.

Número atómico (Z), indica la cantidad de protones que presenta un átomo,

que es igual a la de electrones. Todos los átomos con un mismo número de protones

pertenecen al mismo elemento y tienen las mismas propiedades químicas.

Número másico (A), hace referencia a la suma de protones y neutrones que

contiene el elemento. Para calcular el número de neutrones presentes en el átomo

utilizamos la fórmula: N = A – Z

Cuando dos átomos tienen el mismo número de protones, pero diferente

número de neutrones son denominados “Isótopos”.

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CAPÍTULO IV

LA TABLA PERIÓDICA

Dmitri Mendeleyev es reconocido por haber diseñado la tabla periódica; sin

embargo, pocos se detienen a estudiar la historia de cómo fue creada. Dmitri comenzó

a reunir y clasificar los elementos en función de sus masas atómicas y no tardo en

darse que cuenta que ciertas propiedades de estos eran periódicas o similares.

Su tabla original constaba de 63 elementos, los espacios faltantes; entre uno y

otro, obligó a Mendeleyev a considerar la posibilidad que habían muchos más

elementos por descubrir. De esta manera observó que su tabla no sólo reunía

elementos conocidos; sino que además, permitía predecir la existencia de otros que no

habían sido descubiertos aún. He de aquí el carácter predictivo de la tabla.

La tabla nos ofrece información importante sobre los elementos, entre estos

datos podemos hallar, el número atómico (Z); la masa atómica (A), que era conocido

anteriormente como peso atómico (expresión que está en desuso por incluir la palabra

peso; debido a ser una fuerza resultante de la acción de la masa por la gravedad); la

nomenclatura o símbolo del elemento, la valencia o estado de oxidación y en algunos

casos (tablas más completas), la configuración electrónica del estado de oxidación.

El número atómico (Z) expresa la cantidad de protones existentes en los

átomos, junto con otros datos como la masa (A) y la cantidad de electrones, podemos

calcular la cantidad de neutrones presentes en el núcleo; mediante la fórmula

N = Z-A. Ejemplo, si deseamos conocer el número de neutrones del aluminio

escribimos:

A = 27 (Aluminio)

Z= 13 p+

N = 27 – 13 = 14 neutrones.

Un dato curioso sobre el aporte de la tabla y que es poco conocido es que las

masas atómicas son expresadas como cantidades en gramos (g); pero ¿Cómo se deben

expresar estas cantidades si quisiéramos hablar de libras (pd)?. Muchos estudiantes

comenten el error de convertir los gramos a libras (esto no se debe hacer).

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Los elementos no fueron clasificados exactamente por su masa atómica en

gramos; sino más bien por una proporción, cuando se desarrollaron estas

proporciones se estableció el hidrógeno como el elemento más ligero, tomando así el

valor de 1 (la unidad), no 1 gr (cuidado), estableciéndose lo que se conoce como

(u.m.a) ó unidad de masa atómica. Consecutivamente cuando decimos que el helio es

de masa 2, lo que se desea expresar no son gramos, sino que tiene dos veces más

masa que el hidrógeno; es decir, 2 unidades; así sucesivamente, el aluminio es 27

veces mayor que el hidrógeno, el oxigeno 16, el cloro 35, etc.

Regresando a la pregunta anterior ¿Qué cantidad de masa atómica tendrían los

elementos en libras?, Pues no hay que hacer ninguna conversión, es exactamente

igual las mismas cantidades, lo que cambia es la unidad (libras), pero se siguen

cumpliendo las mismas proporciones; es decir el oxigeno 16 veces mayor al

hidrogeno, el aluminio 27 veces, el cloro 35 veces, etc. etc.

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CAPÍTULO V

ESTADOS DE AGREGACIÓN

En física y química se observa que para cualquier sustancia o mezcla,

modificando sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos

estados o fases, denominados “Estados de Agregación de la Materia”, en relación con

las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la constituyen.

Todos los estados de agregación poseen propiedades y características

diferentes; los más conocidos y observables cotidianamente son cuatro, sólido,

líquido, gaseoso y plasmático. También son posibles otros estados que no se producen

de forma natural en nuestro entorno, como por ejemplo el condensado de Bose-

Einstein, condensado fermiónico y estrellas de neutrones. Se cree que también son

posibles otros, como el plasma de quark-gluón.

Cada estado de agregación nos invita a estudiar la materia en cada una de

estas fases, pero, era necesario introducirnos al tema de esta manera para profundizar

sobre el mundo de las estructuras atómicas del estado sólido. A continuación vamos a

conocer sobre la estructura de la materia mediante el campo de la cristalografía.

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La Estructura Cristalina

La estructura cristalina es la forma sólida de cómo se ordenan 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.

Los cristales, átomos, iones o moléculas se empaquetan y dan lugar a motivos

que se repiten del orden de 1Ángstrom= 10-8cm; 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.

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El Sistema Cristalino

Es cada uno de los seis grupos principales en que se clasifican las formas

geométricas en las cuales cristalizan los minerales. En cada uno de los sistemas

cristalinos hay muchas formas posibles, pero todas las formas de un mismo sistema

cristalino tienen la simetría del mismo.

El sistema cristalino es una categoría de grupos del espacio, que resaltan por

tener estructuras en tres dimensiones con simetría de translación en tres direcciones,

teniendo una clase discreta de grupos del punto. Un uso importante está adentro

cristalografía, para categorizar cristales, pero por sí mismo el asunto es uno de 3D

Geometría euclidiana.

7 Sistemas Cristalinos:

• Triclínico, todos los casos que no satisfacen los requisitos de cualquier otro

sistema. No hay simetría necesaria con excepción de simetría de translación,

aunque la inversión es posible.

• Monoclinic, requiere cualquiera 1 doble eje de la rotación o 1plano del espejo.

• Orthorhombic, requiere 3 hachas dobles de rotación o 1 eje doble de la

rotación y de dos planos del espejo.

• Tetragonal, requiere 1 eje de la rotación cuádruple.

• Rhombohedral, también llamado trigonal, requiere 1 eje de la rotación triple.

• Hexagonal, requiere 1 eje del sixfold de la rotación.

Isométrico o cúbico, requiere 4 hachas triples de rotación.

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7 Sistemas Cristalinos:

Caracterización de los Sistemas Cristalinos

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Redes Cristalográficas

Las redes cristalinas nos las encontramos, obligatoriamente, en materiales

cerámicos y metálicos, y con menos profusión en los orgánicos.

El ordenamiento atómico en sólidos cristalinos puede representarse

asimilando los átomos a los puntos de intersección de una red de líneas en tres

dimensiones. Tal red se llama retículo espacial y puede ser descrita como una

disposición de punto tridimensionalmente infinita. Cada punto de la red espacial tiene

idéntico entorno y puede ser descrito por una disposición espacial mínima

denominada celda unidad.

La celda unidad se describe por los parámetros reticulares a, b y c, y sus

ángulos de orientación a, ß y g. Todas las redes cristalinas pueden encuadrarse en 14

celdas unitarias estándar. Por su mayor interés en materiales metálicos, se describen

las celdas hexagonales y cúbicas.

Hexagonal compacto (HC)

Posee una sucesión regular de planos densos del tipo ABABABA, o BCBCB,

o CACAC. Esta estructura se describe corrientemente por su retículo unidad en el que

cada punto representa el centro de la posición ocupada por un átomo. La celdilla

queda descrita por los parámetros a y c. La dirección densa, situada en el plano basal,

es la que pasa por el centro. El radio del átomo viene determinado en esta dirección

según el modelo de esferas duras, por ra = a/2.

Con este modelo, la relación c/a debe ser 1,633, aunque con frecuencia

encontramos valores aproximados que corresponden a estructuras deformadas.

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El número de coordinación, que se define como el número de átomos que contactan

con cada uno, es en esta estructura de doce; y el número de átomos por celdilla es de

seis.

Cúbico centrado en caras (C.C.C.)

Posee una sucesión regular de planos densos del tipo ABCABCABC. Esta

sucesión, así como la descripción de la celdilla unidad. Esta celdilla es descrita por

solo un parámetro: el lado del cubo a.

El número de coordinación es, igualmente al hd, de doce. La dirección densa

es la de la diagonal del plano basal, y el radio del átomo viene expresado por

. El número de átomos por celdilla es cuatro.

Cúbico centrado (C.C.)

Esta estructura no está construida con planos densos, por lo tanto, posee

menos densidad atómica que la hd y c.c.c.

La representación de la celdilla unitaria se observa igualmente que en el c.c.c.

el parámetro a, lado del cubo, define la celdilla. Su número de coordinación es solo

ocho, pero en cambio tiene otros seis átomos a distancia poco mayor que la

interatómica. La dirección densa del sistema (c.c.), es la diagonal del cubo. Por tanto,

el radio del átomo vendrá expresado por .

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CONCLUSIÓN

1. Conocer las teorías de interpretación del átomo nos permite comprender el

porqué de ciertas propiedades y el comportamiento de la materia.

2. Profundizar sobre el átomo y su estructura no proporciona la posibilidad de

desarrollar formulaciones para el desarrollo de nuevos materiales.

3. El estudio sistemático de las estructuras cristalinas ha ayudado a contribuir en

campos como la arquitectura, donde los modelos de distribución de las redes

cristalográficas pueden utilizarse para desarrollar estructuras en otros campos

de la ingeniería.

4. El conocimiento sobre la estructura interna del átomo es tanto sólo una

pequeña parte de la gran cantidad de otras partículas subatómicas que existen

fuera de él, pero que proporcionan las bases para la comprensión, búsqueda y

entendimiento del comportamiento de otras partículas por analogía.

5. Conocer las diversas estructuras cristalográficas ha permitido comprender

diferencias significativas en el estudio de los materiales y sus propiedades.

6. La cristalografía a ayudado a desarrollar tecnología de materiales de alta

importancia en campos como la aviación, el transporte terrestre, marítimo y la

carrera espacial entre otros.

7. La conceptualización del átomo puede expandirse mucho más allá de los que

conocemos, pese a que ha habido recientemente descubrimientos de nuevos

elementos que sólo estaban en el marco predictivo y eran considerados

únicamente de forma teórica.

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