In covalent bonding, electrons are shared between the molecules, to saturate the valency. The simplest example is the H2 molecule, where the electrons spend more time in between the nuclei than outside, thus producing bonding.

This is the bond when one of the atoms is negative (has an extra electron) and another is positive (has lost an electron). Then there is a strong, direct Coulomb attraction. An example is NaCl. In the molecule, there are more electrons around Cl, forming Cl- and less around Na, forming Na+. Ionic bonds are the strongest bonds. In real solids, ionic bonding is usually combined with covalent bonding.

In 1925 a new kind of mechanics was proposed, quantum mechanics, in which Bohr's model of electrons traveling in quantized orbits was extended into a more accurate model of electron motion. The new theory was proposed by Werner Heisenberg. Another form of the same theory, wave mechanics, was discovered by the Austrian physicist Erwin Schrödinger independently, and by different reasoning. Schrödinger employed de Broglie's matter waves, but sought wave solutions of a three-dimensional wave equation describing electrons that were constrained to move about the nucleus of a hydrogen-like atom, by being trapped by the potential of the positive nuclear charge. The shapes of atomic orbitals can be understood qualitatively by considering the analogous case of standing waves on a circular drum. To see the analogy, the mean vibrational displacement of each bit of drum membrane from the equilibrium point over many cycles (a measure of average drum membrane velocity and momentum at that point) must be considered relative to that point's distance from the center of the drum head. If this displacement is taken as being analogous to the probability of finding an electron at a given distance from the nucleus, then it will be seen that the many modes of the vibrating disk form patterns that trace the various shapes of atomic orbitals. The basic reason for this correspondence lies in the fact that the distribution of kinetic energy and momentum in a matter-wave is predictive of where the particle associated with the wave will be. That is, the probability of finding an electron at a given place is also a function of the electron's average momentum at that point, since high electron momentum at a given position tends to "localize" the electron in that position, via the properties of electron wave-packets (see the Heisenberg uncertainty principle for details of the mechanism). This relationship means that certain key features can be observed in both drum membrane modes and atomic orbitals. For example, in all of the modes analogous to s orbitals (the top row in the animated illustration below), it can be seen that the very center of the drum membrane vibrates most strongly, corresponding to the antinode in all s orbitals in an atom. This antinode means the electron is most likely to be at the physical position of the nucleus (which it passes straight through without scattering or striking it), since it is moving (on average) most rapidly at that…

In the early 20th century, experiments by Ernest Rutherford established that atoms consisted of a diffuse cloud of negatively charged electrons surrounding a small, dense, positively charged nucleus. Given this experimental data, Rutherford naturally considered a planetary-model atom, the Rutherford model of 1911 – electrons orbiting a solar nucleus – however, said planetary- model atom has a technical difficulty. The laws of classical mechanics (i.e. the Larmor formula), predict that the electron will release electromagnetic radiation while orbiting a nucleus. Because theelectron would lose energy, it would rapidly spiral inwards, collapsing into the nucleus on a timescale of around 16 picoseconds. This atom model is disastrous, because it predicts that all atoms are unstable. Also, as the electron spirals inward, the emission would rapidly increase in frequency as the orbit got smaller and faster. This would produce a continuous smear, in frequency, of electromagnetic radiation. However, late 19th century experiments with electric discharges have shownthat atoms will only emit light (that is, electromagnetic radiation) at certain discrete frequencies. To overcome this difficulty, Niels Bohr proposed, in 1913, what is now called the Bohr model of the atom. He suggested that electrons could…

Rutherford overturned Thomson's model in 1911 with his well-known gold foil experiment in which he demonstrated that the atom has a tiny, heavy nucleus. Rutherford designed an experiment to use the alpha particles emitted by a radioactive element as probes to the unseen world of atomic structure. Rutherford presented his own physical model for subatomic structure, as an interpretation for the unexpected experimental results. In it, the atom is made up of a central charge (this is the modern atomic nucleus, though Rutherford did not use the term "nucleus" in his paper) surrounded by a cloud of (presumably) orbiting electrons. In this May 1911 paper, Rutherford only commits himself to…

A schematic presentation of the plum pudding model of the atom; in Thomson's mathematical model the "corpuscles" (or modern electrons) were arranged non-randomly, in rotating rings The current model of the sub-atomic structure involves a dense nucleus surrounded by a probabilistic "cloud" of electrons The plum pudding model was a model of the atom that incorporated the recently discovered electron, and was proposed by J. J. Thomson in 1904. Thomson had discovered the electron in 1897. The plum pudding model was abandoned after discovery of the atomic nucleus. The plum…

• Engine efficiency increases at high temperatures: requires high temperature withstanding materials • Use of nuclear energy requires solving problem with residues, or advances in nuclear waste processing. • Hypersonic flight requires materials that are light, strong and resist high temperatures. • Optical communications require optical fibers that absorb light negligibly. • Civil construction – materials for unbreakable windows. • Structures: materials that are strong like metals and resist corrosion like plastics.

Materials used in "High-Tec" applications, usually designed for maximum performance, and normally expensive. Examples are titanium alloys for supersonic airplanes, magnetic alloys for computer disks, special ceramics for the heat shield of the space shuttle, etc.

Like many other things, materials are classified in groups, so that our brain can handle the complexity. One could classify them according to structure, or properties, or use. The one that we will use is according to the way the atoms are bound together: Metals: The valence electrons are detached from atoms, and spread in an 'electron sea' that "glues" the ions together. Metals are usually strong, conduct electricity and heat well and are opaque to light (shiny if polished). Examples: aluminum, steel, brass, gold. Semiconductors: The bonding is covalent (electrons are shared between atoms). Their electrical properties depend extremely strongly on minute proportions of contaminants. They are opaque to visible light but transparent to the infrared. Examples: Si, Ge, GaAs. Ceramics:  Atoms  behave  mostly …

• To be able to select a material for a given use based on considerations of cost and performance. • To understand the limits of materials and the change of their properties with use. • To be able to create a new material that will have some desirable properties. All  engineering …