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Prof. Alfredo Morales

Ciencias de los Materiales

FUNDAMENTOS GENERALES ATRACCIONES INTERATOMICAS

Capitulo 1

CAPITULO I Atracciones Interatómicas

DEFINICIÓN DE MATERIALES

MATERIALES Sustancias constitutivas de los cuerpos o partes limitadas de la materia

Los Materiales son las sustancias que componen cualquier cosa o producto

Sustancias de las que algo esta compuesto o hecho. Los materiales son los elementos que se necesitan para fabricar un objeto.

 Las propiedades físicas y mecánicas de los materiales en ingeniería dependen mucho de la naturaleza y el comportamiento de los átomos que los forman

 Las diferencias especificas entre los átomos y la forma como se comportan mecánica, física y químicamente se deben principalmente a su estructuras atómicas o electrónicas individuales

IMPORTANCIA DEL ESTUDIO DE LOS MATERILES

El hombre, los materiales y la ingeniería han evolucionado en el transcurso del tiempo y continúan haciéndolo.

A través de la historia, el progreso ha dependido de las mejoras de los materiales con los que se trabaja.

La producción y elaboración de los materiales hasta convertirlos en productos terminados constituyen una parte importante de la economía actual.

IMPORTANCIA DEL ESTUDIO DE LOS MATERILES

Importancia del Estudio de los Materiales ¿Por qué es importante estudiar los materiales?

Los ingenieros de todas las disciplinas deben tener nociones básicas sobre los materiales de ingeniería para poder realizar sus labores con mayor eficiencia. Disciplinas de la Ingeniería relacionadas con los Materiales

Identificar sus propiedades Establecer su posible utilidad.

Lograr avances tecnológicos

Cubrir necesidades de la sociedad

Ciencias de los Materiales

Materiales para Ingeniería

Conocimiento básico de la estructura interna, las propiedades y la elaboración de materiales.

Empleo del conocimiento fundamental y aplicado acerca de los materiales, de modo que éstos puedan ser convertidos en los productos que la sociedad necesita o desea.

IMPORTANCIA DEL ESTUDIO DE LOS MATERIALES La Ciencia e Ingenieria de los Materiales Campo interdisciplinario que estudia y manipula la composición y estructura de los materiales a través de escalas de longitud para controlar las propiedades de los materiales por medio de la síntesis y el procesamiento.

Estructura se remite a la descripción del arreglo de los átomos, es decir, como se observa a diferentes niveles de detalle.

El termino síntesis se refiere a la forma en que se fabrican materiales a partir de sustancias químicas de estado natural o hechas por el hombre.

Composición, se refiere a la constitución química de un material. Los científicos e ingenieros de materiales no solo se enfocan en el desarrollo de materiales, sino también en su síntesis y procesamiento y en los procesos de manufactura relacionados con la producción de componentes.

El termino procesamiento implica como se transforman materiales en componentes útiles para provocar cambios en las propiedades de diferentes materiales.

ESTRUCTURA ATOMICA DE LOS MATERIALES

ESTRUCTURA ATOMICA Átomos Unidad básica estructural materiales de la ingeniería.

de

todos

los

El modelo atómicos actual establece que en el átomo se distinguen dos partes: el núcleo y la corteza El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, los neutrones. La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo.

De esto se puede observar que:  Las masas del protón y del neutrón son prácticamente idénticas.  La masa del electrón es prácticamente despreciable con respecto a las masas de los protones y neutrones. Por ello se dice que casi el 100% de la masa se concentra en el núcleo.  Las cargas del electrón y del protón son iguales, pero de signo contrario. Como hay el mismo número de protones y de electrones, la carga total del átomo es cero.  El neutrón, es una partícula sin carga.

ESTRUCTURA ATOMICA DE LOS MATERIALES Composición del átomo

En condiciones normales los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Los electrones mas externos, son los que particularmente determinan la mayoría de las propiedades eléctricas, mecánicas, químicas y térmicas de los átomos.

Aún cuando el núcleo contiene caso toda la masa del átomo, en realidad es mucho mas pequeño, y esta cantidad de masa representada por un valor, se le conoce como unidad de masa atomica (UMA). Lo que nos lleva a indicar que existe 0,6023x10²⁴ uma por gramo; este valor tan elevado, se le conoce como número de Avogadro, el cual representa en número de protones o de neutrones que se necesitan para producir una masa de 1 gramo.

Estructura Atómica La estructura atómica, facilita el estudio de los materiales que se utilizan en ingeniería; dentro de esa estructura se encuentran: el Número atómico y la Masa o Peso atómico

Número Atómico Indica el número de protones (partículas cargadas positivamente) que están en el núcleo del átomo. El número atómico es también igual al número de electrones de su nube de carga.

N° Protones = N° Electrones Cada elemento tiene su propio número atómico característico y, de este modo, el número atómico define al elemento. Dentro de la tabla periódica, generalmente los números atómicos se ubican encima de los símbolo de los elementos. 26 Número atómico

Fe

ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS Masa Atómica También conocido como número de masa; es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento.

N° masa = N° protones + N° neutrones  La masa atómica se puede definir como un doceavo de la masa de un átomo de carbono, que tiene una masa de 12 u.  El N° de masa atómica se localiza debajo de los símbolos de los elementos en la tabla periódica

Número de masa atómica

Fe 55.85

 Los elemento presentan tanto el número atómico, como la masa atómica del elemento de la forma siguiente:

 La masa atómica relativa de un elemento es la masa en gramos de 6,023x10²³ átomos (Número de Avogadro) de ese elemento.  La masa atómica de un elemento se expresa en mol-gramo EJERCICIO # 1: Determina la masa en gramos de un átomo de cobre; y cuanto átomos de cobre hay en 1 gramo de cobre?. SOLUCIÓN La masa atómica del cobre es de 63,54 gr/mol. Dado que en 63,54 grs de Cu hay 6.023x10²³ átomos, el número de grs en 1 átomo de cobre es de: Determinación de la masa en grs. 63,54 grs/mol Cu ----------- 6.023x10²³ at/mol x grs Cu -------------- 1 at

ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS =

Despejando nos queda que: grs Cu=

, ²³

,

1er Paso: Se unifican las unidades que se presentan

,

,²³

Se convierten los 0,70 mm del diámetro del alambre en cm, para lo cual se tiene que: 1 cm = 100 mm Significa que 0,70 mm de Ø son 0,007 cm de Ø.

= , ²²

Determinación del # de átomos en 1 gr de Cu 63,54 grs/mol Cu ----------- 6.023x10²³ at/mol 1 grs Cu -------------- x at Cu = at Cu=

,²³

, ²³

D= Se determina el valor del volumen del alambre:

,

,

Vol. =(ز/4 )x π x L = ,

²¹

EJERCICIO # 2 Un alambre de oro tiene 0.70 mm de diámetro y 8.0 cm de largo. ¿Cuántos átomos contiene? La densidad del oro es 19.3 g/cm3. SOLUCIÓN: Ø Au = 0,70 mm = 7x10¯³ cm L = 8,0 cm

2do Paso: A través de la formula de Densidad, se determina los grs de Au que se encuentran en el alambre:

Ø

L

Sustituyendo valores tenemos que:

Vol. =

(

¯ )

,

= , ¯⁴

Aplicando la formula de Densidad y despejando el termino “masa” se tiene que:

masa = 19,3 grs /cm³ x 3,078x10¯⁴ = 5.94x10¯³ grs

ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS Determinación del # de átomos en 5,94x10¯³ gr de Au 197,0 grs/mol Au ----------- 6.023x10²³ at/mol 5,94x10¯³ grs Au -------------- x at Au

at Au=

,²³

, ¯³ ,

= ,

¯

, ²³ = ,

,

EJERCICIOS PROPUESTOS: 1) La hoja de aluminio utilizada para guardar alimentos pesa aproximadamente 0,3 grs por pulgada cuadrada. ¿Cuántos átomos de aluminio están contenidos en esta muestra de hoja?. 2) Utilizando las densidades y pesos atómicos que se dan en la tabla “A”, calcule y compare el número de átomos por cm³ en: a) Plomo y b) Litio TABLA “A”

3) Utilizando los datos tabulados a continuación, calcule el número de átomos de hierro en una tonelada (2000 libras).

4) Utilizando los datos tabulados a continuación, calcule el volumen en cm³ que ocupa un mol de Boro.

5) A fin de recubrir una pieza acero que tiene una superficie de 200 pulgadas cuadradas con una capa de Níquel de 0,002 pulgadas de espesor: - ¿Cuántos átomos de Níquel se requieren? - ¿Cuántos moles de Níquel se requieren? A continuación se facilitan datos tabulados para sus cálculos.

FUNDAMENTOS BASICOS DE LA TABLA PERIODICA TABLA PERIODICA Contiene información a cerca de elementos específicos; y contribuye a la identificación de tendencias en tamaños de los átomos, puntos de fusión reactividad química y otras propiedades.

Los elementos se dividen en tres categorías: Metales, No Metales y Metaloides

La TP, proporciona información útil sobre las tendencias de las propiedades, físicas, químicas y de comportamiento de los elementos y de los compuestos.

Se forma de acuerdo con la estructura electrónica de los elementos No todos los elementos agrupados en la tabla periódica, se encuentran en la Naturaleza Los elementos están acomodados de acuerdo con su número atómico, en filas horizontales llamadas “Periodos” Los elementos también se organizan en columnas verticales, conocidas como grupos o familia, de acuerdo con sus semejanzas en las propiedades químicas.

Es una de las Herramienta base tanto de científicos, como de ingenieros, para la predicción operacional de un elemento o un material en ciertas condiciones.

IMPORTANCIA DEL ESTUDIO DE LOS MATERILES

ATRACCIONES INTERATOMICAS Estructura Electrónica de los Átomos Si se considera el movimiento de los electrones alrededor del núcleo de su átomo, solo se permiten determinados niveles (orbitales) de energía definidos, representando solo el estado energético del electrón.

Niveles de Energía

 Lo electrones ocupan niveles de energía discontinuos dentro del átomo.  Cada electrón posee una energía en particular; no existen mas de 2 electrones en cada átomo con una misma energía.

 Lo electrones cumplen con las leyes de la mecánica cuántica, en donde solo se permiten determinados valores de energía y no cualquier valor arbitrario.  Si el electrón pasa a un nivel energético superior, se absorbe una cantidad definida de energía.

 Si el electrón cae a un nivel de energía inferior, se emite una cantidad definida de energía.  Durante la transición a un nivel de energía menor, el electrón emitirá una cantidad de energía (cuanto) en forma de radiación electromagnética llamada FOTON.  La variación de energía ΔE asociada con la transición del electrón desde un nivel a otro, se relaciona con la frecuencia v (nu) del fotón mediante la ecuación de Planck. ΔE = hv

ATRACCIONES INTERATOMICAS Donde h es la constante de Planck: 6,62x10¯³⁴ joules.segundo (J.s) Tomando en cuenta que para la radiación electromagnética

= λ. ν

Donde c es la velocidad de la luz igual a 3,00x10⁸ metros/segundo

y λ /lambda), es su longitud de onda.

Entonces la variación de energía asociada a un fotón puede expresarse como: . ∆ = λ

SOLUCIÓN: Se plantea la ecuación de variación de energía asociada a un fotón: . ∆ = λ Se sustituyen los valores: ∆ =

,

¯

,

. .∗ , ∗

¯

.

/

= 1,63x10¯¹⁸ J.

La segunda parte requiere que el valor se determine en eV: ∆ = , ¯⁸ .∗ ,¯¹⁹ = 10,19 eV .

Esto implica que existe una diferencia de energía discreta entre cualquiera de los niveles de diferentes energías. De aquí se derivan las expresiones de los llamados número cuánticos. EJERCICIO # 1 Calcule la energía en Julios (J) y electro – voltios(eV), del Fotón, cuya longitud de onda λ es de 121,6 nanómetros (nm). (Considere que 1 eV es igual a 1,6x10¯¹⁹ J; h=6,62x10¯³⁴ J.s; y 1nm =10¯⁹ m.)

La verificación experimental se logra mediante análisis de las longitudes de ondas (λ) e intensidades de las líneas espectrales. Una buena aproximación a la energía del electrón a niveles de energías permitidos se logra mediante la expresión: E=-

² .⁴ ² .²

=−

,

(n= 1, 2, 3, 4, 5,….)

ATRACCIONES INTERATOMICAS EJERCICIO # 2 Un átomo de hidrogeno existe con su electrón en el estado n=3, el electrón pasa a un estado n=2. Calcule, a) la energía del fotón emitido, b) su frecuencia, y c) su longitud de onda. SOLUCIÓN: a) Se determina la energía del fotón emitido a través de: 13,6 =− Como existe un cambio de energía , entonces: ΔE = E₃ - E₂ ,

O sea, que: ΔE = −

-−

,

= ,

Como la energía se mide en Jules; se tiene que: ΔE = 1,89eV *

,¯¹⁹

= ,

¯

.

b) Se determina la frecuencia del fotón, mediante la expresión: ΔE = h*v Despejando la frecuencia, nos queda que: V=

∆

=

,

,

¯

¯

. .

= ,

¯ = 4,55x10¹⁴ Hz

c) Se determina la longitud de onda del fotón, mediante la expresión: . ∆ = λ

Despejando la longitud de onda, nos queda que: . , ¯ . ∗ , / λ= = = , ∆ , ¯ .

¯

.

EJERCICIOS PROPUESTOS: 1) Calcule la energía en julios y electrón-voltios de un fotón cuya longitud de onda es 303.4 nm. 2) Un átomo de Fe, presenta el siguiente esquema: Si la longitud de onda del fotón durante la transición de nivele se presenta en 5,41x10¯⁷ m. Calcule la frecuencia del fotón durante la transición.

3) Un átomo de hidrógeno tiene un electrón en el estado n = 4. El electrón baja al estado n = 3. Calcule a) la energía del fotón emitido; b) su frecuencia y c) su longitud de onda en nanómetros (nm).

ATRACCIONES INTERATOMICAS NUMEROS CUANTICOS  Los números cuánticos, representan los niveles de energía y la forma en que esta se distribuye o actúa.  No es un único elemento el que caracteriza el movimiento de un electrón en torno a su núcleo y su energía.  También participan cuatro números cuánticos: Número cuántico Principal (n), Número cuántico secundario (l), Número cuántico magnético ( ) ú á ( ).  El número de niveles de energía posibles es determinado por los tres primeros números cuánticos. Número Cuántico Principal (n)  Representa los niveles energéticos principales del electrón o las orbitas.  Cuanto mayor sea el valor de n, mayor será la energía electrónica y la posibilidad de que el electrón este mas alejado del núcleo.  Los valores de n son números enteros positivos y varían del 1 al 7, que se refieren a la capa cuántica a la cual pertenece el electrón.  A las capas cuánticas también se le asigna una letra; o sea, n=1…K; n=2…L; n=3…M; y así, sucesivamente.

Estructura del átomo de Sodio, número atómico 11, mostrando los electrones de las capas cuánticas K, L y M. El radio de cada orbital depende de n²

Número Cuántico Secundario, o Acimutal (l)  Especifica los subniveles de energía dentro de los niveles energéticos principales (suborbital) donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta si ese nivel energético está ocupado.  Los valores permitidos de l son l = 0, 1, 2, 3,…, n − 1. Como ejemplo, si n= 2, entones los valores de l=0 y l=1  Los números acimutales cuánticos mediante letras minúsculas; s, p, d y f ; y se emplean para denominar los subniveles energéticos l de la siguiente manera:

ATRACCIONES INTERATOMICAS Número Cuántico Magnético

(

)

 Define la orientación espacial de un orbital atómico y afecta poco la energía de un electrón.  Proporciona el número de niveles de energía u orbitales, para cada número cuántico acimutal (l).  El número total de números cuánticos magnéticos para cada l es 2l + 1.  Los valores para y +l

, se dan en números enteros entre –l

Ejemplo: para l =2, existen…. 2(2)+1 = 5, números cuánticos magnéticos, con valores: -2, -1, 0, +1, +2  En términos de la notación de los orbitales s, p, d y f, hay un máximo de: - 1 orbital s - 3 orbitales p - 5 orbitales d - 7 orbitales f Para cada uno de los subniveles energéticos s, p, d y f permitidos.

ATRACCIONES INTERATOMICAS Número Cuántico de Giro (spin)

(

)

 Expresa las dos direcciones de giro permitidas para el giro del electrón en torno a su propio eje.  Las direcciones son en el sentido de las manecillas del reloj y en sentido contrario y sus valores permitidos son +1/2 y −1/2 .

EJERCICIO # 1: De un listado de los valores de n, l y ml , para los orbitales del subnivel 4d . SOLUCIÓN:  Para este caso n = 4  La letra designa el tipo de orbital d, l = 2  Los valores de pueden variar de − aplicando la ecuación se tiene que: + = + = entonces puede ser: -2, -1, 0, +1, +2

+ , por consiguiente

EJERCICIO # 2: De los valores de los números cuánticos asociados a los orbitales del subnivel 3p.

 El número cuántico de spin tiene un efecto menor en la energía del electrón.

SOLUCIÓN:  Para este caso, n= 3  La letra designa el tipo de orbital p, l = 1  Los valores de pueden variar de − aplicando la ecuación se tiene que: + = + = entonces puede ser: --1, 0, +1

+ , por consiguiente

ATRACCIONES INTERATOMICAS EJERCICIO # 3: Cual es el número total de orbitales asociados al número cuántico principal n = 3? SOLUCIÓN: Para determinar el número total de orbitales para un valor determinado de n, se requiere primero escribir los valores posibles de l. Para n = 3, permite los valores posibles de l = n-1; o sea, 3-1 = 2. Los valores posibles de l son 0,1,2. Número total de orbitales para un valor determinado de n es n². De manera que tenemos: (3)² = 9. Demostrando lo antes dicho se tiene que:  Para l = 0 ------- 2(0)+1 = 1  Para l = 1 ------- 2(1)+1 = 3  Para l = 2 ------- 2(2)+1 = 5 Total de orbitales = 9

EJERCICIOS PROPUESTOS: 1. Cual es el número total de orbitales asociados al número cuántico principal n=4?. 2. Un electrón de cierto átomo esta en el nivel cuántico n = 2. enumere los posibles valores de los subniveles l y . 3. Dé los valores de los números cuánticos siguientes orbitales: 2p, 3s, 5d.

asociados a los

4. Dé los valores de los números cuánticos de un electrón en los siguientes orbitales: 3s, 4p, 3d. ESTRUCTURA ELECTRONICA DE LOS ATOMOS  Los átomos pueden contener como máximo de 7 niveles, dependiendo del elemento.  El número máximo de electrones que puede ubicarse en cada nivel atómico, se define por los diferentes grupos de los cuatro números cuánticos (2n²).  Solo puede haber un máximo de 2 electrones en el primer orbital principal, 8 en el segundo, 18 en el tercero, 32 en el cuarto, etc.

ATRACCIONES INTERATOMICAS En la figura puede verse claramente la distribución a la cual se hace referencia. Electrones

2 electrones en el 1er orbital

2do Orbital

1er Orbital

8 electrones en el 2do orbital, para un total de 10 electrones

1er Orbital

3er Orbital

18 electrones en el 3er orbital, para un total de 28 electrones

Distribución de los electrones en los orbitales, dependiendo del átomo del elemento.

Configuración Electrónica  Representa la distribución de los electrones en sus orbitales.  Están escritas en una notación convencional que enumera en primer lugar el número cuántico principal, seguida de una letra que indica el orbital s,p,d o f.  Una cifra escrita sobre la letra del orbital, indica el número de electrones que contiene.

ATRACCIONES INTERATOMICAS

Ejemplo: # cuántico principal (n)

# de electrones en el orbital

1s²

Orbital El orden de llenado de los orbitales es el siguiente:

Las configuraciones electrónicas y los niveles energéticos se resumen en la siguiente tabla.

Y se determina mas fácilmente utilizando orden de llenado de los orbitales atómicos, mediante la siguiente regla, conocida como la regla de la lluvia o diagrama de Moeller.

1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

1s² 2s²

2p 3p 4p 5p 6p 7p

3s²2p⁶

3d 4d 5d 6d 7d

4s²3p⁶ 5s²4p⁶3d¹º 6s²5p⁶4d¹º

7s²6p⁶5d¹º4f¹⁴ 4f 5f 5g 6f 6g 6h 7f 7g 7h 7i

1s²2s²3s²2p⁶4s²3p⁶5s²4p⁶3d¹⁰6s²5p⁶4d¹⁰7s²6p⁶5d¹⁰4f¹⁴

Luego de realizar la escritura de la configuración electrónica, se ordenan los orbitales con base en el incremento del número cuántico principal.

1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴ 5s²5p⁶5d¹⁰ 6s²6p⁶ 7s²

ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS

1s²2s²3s²2p⁶4s²3p⁶5s²4p⁶3d¹⁰ Ordenando de forma creciente del número cuántico principal, nos queda que:

1s² - 2s²2p⁶ - 3s²3p⁶3d¹⁰ - 4s²4p²

EJERCICIO # 1: Escriba las configuraciones electrónicas del elemento Cadmio (Cd), su número atómico es 48.

Como ejemplo, la notación abreviada para el Germanio, que tiene un número atómico de 32, es:

SOLUCIÓN: Primero se debe colocar el diagrama de Moeller para tener una idea del tipo de configuración que se va a obtener. 1s² 2s² 3s²2p⁶ 4s²3p⁶ 5s²4p⁶3d¹⁰ 6s²5p⁶4d¹⁰

ATRACCIONES INTERATOMICAS

1s² 2s²3s²2p⁶ 4s²3p⁶ 5s²4p⁶3d¹⁰6s²5p⁶4d¹⁰

Ordenando de forma creciente del número cuántico principal, nos queda que:

1s² - 2s²2p⁶ - 3s²3p⁶3d¹⁰ - 4s²4p⁶4d¹⁰ - 5s²

EJERCICIOS PROPUESTOS: 1. Escriba y demuestre la configuración electrónica del elemento Fe, el cual tiene un Z = 26. 2. Escriba y demuestre la configuración electrónica del Si (Z = 14). 3. Indique mediante un análisis a que elemento pertenece la siguiente configuración: 1s²2s²3s²2p⁶4s²3p⁶3d⁷ y enumere los posible valores de los subniveles l y . 4. Durante un análisis exhaustivo se determinó que existe un elemento con una configuración: 1s²2s²3s²2p⁶3p⁶. Determinar: a. El elemento al cual pertenece dicha configuración. b. Enumere los posibles valores de l y . c. Calcule la energía del fotón emitido cuando un electrón se mueve mediante un cambio energético de 3 a 1. d. Determine la frecuencia y la longitud de onda (en nm), durante la transición energética.

5. Dibuje el diagrama orbital de los átomo que tiene l siguiente configuración:

1s²2s²2p⁵

Indique a que elemento pertenece y cual de los orbitales presentados en la configuración tiene mas energía. TRABAJO DE INVESTIGACIÓN: (El trabajo será realizado en grupos, por NO mas de 3 personas por grupo.) A. Las configuraciones electrónicas del estado fundamental que se muestran a continuación, son incorrectas. Explique que errores se han cometido en cada una, y escriba las configuraciones electrónicas correctas. Identifique de ser posible los elementos a los cuales corresponden.  1s²2s²2p⁴3s²3p³  1s²2s²2p⁵  1s²2s²2p⁶ B. La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s²2s²2p⁶3s². Escriba un conjunto completo de números cuánticos para cada uno de los electrones. ¿Cuál es el nombre de este elemento?.

ATRACCIONES INTERATOMICAS CONFIGURACIONES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS

ATRACCIONES INTERATOMICAS ENLACES ATÓMICOS

ENLACE IONICO

El enlace químico entre átomos ocurre debido a la disminución neta de la energía potencial de los átomos en estado enlazado.

En este tipo de enlace intervienen fuerzas interatómicas relativamente grandes, debido a la transferencia de un electrón de un átomo a otro produciéndose iones que se mantienen unidos por fuerzas Coulombianas

Los átomos en estado enlazado están en condiciones energéticas más estables que cuando están libres.

El enlace iónico es relativamente fuerte.

un

enlace

no

direccional

Los enlaces químicos entre los átomos pueden dividirse en dos grupos: primarios (enlaces fuertes) y secundarios (enlaces débiles).

El enlace iónico es relativamente fuerte.

un

enlace

no

direccional

Enlaces primarios: Enlaces Iónicos, Enlaces Covalentes y Enlaces Metálicos

Pueden formarse entre elementos muy electropositivos (metálicos) y elementos muy electronegativos (no metálicos)

Enlaces Secundarios: Enlaces de Van der Waals, Enlaces

Los enlaces iónicos se forman entre iones con cargas opuestas porque se produce una disminución neta de la energía potencial para los iones enlazados.

ATRACCIONES INTERATOMICAS 3s¹

3p⁵

El núcleo del ion Na, mas positivamente cargado, atrae hacia sí la nube de carga electrónica, dando lugar a una reducción del tamaño del átomo durante la ionización. Por el contrario, durante la ionización, el átomo de Cl se expande debido a un aumento en la relación protón – electrón.

Átomo de Na Z = 11 1s²2s²2p⁶3s

Átomo de Cl Z = 17 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

El átomo que cede los electrones queda con carga neta positiva y es un CATION , en tanto que el que acepta los electrones adquiere carga neta negativa y es un ANION .

En el proceso de ionización, los átomos reducen su tamaño cuando forman cationes y crecen en tamaño cundo forman aniones.

ENLACE COVALENTE Corresponden a fuerzas interatómicas relativamente grandes creadas cuando se comparten electrones para formar un enlace con una dirección localizada.

Átomo de Na 1s²2s²2p⁶

Átomo de Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Los iones de carga opuesta se atraen, y producen un enlace iónico

Los materiales con enlaces COVALENTES comparten electrones entre dos o mas átomos. Se forma entre átomos con pequeñas diferencias de electronegatividad y ubicados muy próximos en la tabla periódica.

ATRACCIONES INTERATOMICAS ENLACE COVALENTE Generalmente comparten sus electrones externos s y p con otros átomos, de modo que cada átomo alcanza la configuración electrónica de gas noble. Se forma entre átomos con pequeñas diferencias de electronegatividad y ubicados muy próximos en la tabla periódica.

Aun cuando los enlaces covalentes son muy fuertes, los materiales enlazados de esta manera por lo general, tiene pobre ductilidad y mala conductividad eléctrica y térmica. Para que se mueva un electrón y pueda transportar corriente, debe romperse el enlace covalente, lo que requiere de altas temperaturas o voltajes. Muchos materiales cerámicos, semiconductores y polímeros, están total o parcialmente enlazados mediante enlaces covalentes.

ENLACE METALICO Implican fuerzas interatómicas relativamente grandes, creadas cuando se comparten electrones en forma deslocalizadas para formar un enlace fuerte no direccional entre los átomos. En el enlace Covalente se requiere que los electrones sean compartidos entre átomos; de tal forma que cada uno de los átomos llene su orbital externo sp.

Se presenta en metales sólidos, en donde los átomos están ordenados relativamente muy juntos en una ordenación sistemática.

ATRACCIONES INTERATOMICAS ENLACE METALICO Los metales sólidos, se consideran constituidos por núcleos de iones positivos y por electrones de valencias dispersos en forma de nube electrónica que cubre una gran expansión de espacio. Los elementos metálicos, que tienen una electronegatividad baja, ceden sus electrones de valencia para formar un “MAR” de electrones que rodean a los átomos.

Los electrones de valencia se mueven libremente dentro del mar de electrones y se asocian con varios centros atómicos.

Los cuerpos centrales atómicos positivamente cargados quedan enlazados mediante la atracción mutua con los electrones libres de carga negativa, produciendo así un fuerte enlace metálico.

Los átomos en un enlace metálico sólido se mantienen juntos mediante este enlace para lograr un estado de más baja energía (o más estable).

Para el enlace metálico no hay restricciones sobre pares electrónicos como en el enlace covalente, ni restricciones sobre la neutralidad de carga como en el enlace iónico. Los electrones de valencia más externos de los átomos son compartidos por muchos átomos circundantes y de este modo, en general, el enlace metálico es NO DIRECCIONAL. Cuanto menor número de electrones de valencia por átomo intervenga en el enlace, más metálico resulta éste; esto significa, que los electrones de valencia son más libres para moverse.

El enlace metálico se da con mayor fuerza en los metales alcalinos, ya que con sólo deshacerse de un electrón de valencia alcanzan la configuración de gas noble. Por tanto, las energías de enlace y los puntos de fusión de los metales alcalinos son relativamente bajos.

ATRACCIONES INTERATOMICAS ENLACE METALICO Dado que sus electrones no están fijos en ninguna posición en particular, los metales son buenos conductores eléctricos.

Bajo la influencia de un voltaje aplicado los electrones de valencia se mueven haciendo que fluya una corriente si el circuito esta completo.

ENLACES SECUNDARIO Son relativamente débiles en relación con los primarios y tienen energías de solo entre 4 y 42 Kj/mol, y solo unen molécula entre sí. La fuerza motriz para la formación de enlaces secundarios, es la atracción de los dipolos eléctricos contenidos en los átomos o en las moléculas. Se crea un momento dipolar eléctrico al separar dos cargas iguales y opuestas.

“Cuando se aplica un voltaje a un metal, los electrones del mar de electrones se pueden mover fácilmente y conducir corriente.”

Los dipolos eléctricos se crean en los átomos o en las moléculas cuando existen centros de cargas positivas y negativas.

ATRACCIONES INTERATOMICAS ENLACE DE VAN DER WAALS. Se forman cuando átomos o grupos de átomos tienen una carga eléctrica no simétrica, permitiendo uniones por atracción electrostática débiles Muchos plásticos, cerámicos, agua y otras moléculas están POLARIZADAS de manera permanente (Porciones de las moléculas cargadas positiva y negativamente.) La atracción electrostáticas entre regiones de carga positiva de la molécula y regiones negativas de una 2da molécula unen de manera débil ambas moléculas. El enlace de Van der Waals, a pesar de que es un enlace secundario, sus átomos o grupos de átomos dentro de la molécula, están unidos mediante fuertes enlaces covalentes o iónicos. Los enlaces Van der Waals, pueden modificar de manera notable las propiedades de los materiales.

TRABAJO DE INVESTIGACIÓN

Responda las siguientes Interrogantes: o ¿Por qué se produce un enlace entre átomos? o Describa el proceso de enlace iónico entre el par de átomos, sodio y cloro; ¿Qué electrones intervienen en el proceso de enlace?. o Después de la ionización, ¿Por qué el ion sodio es mas pequeño que el átomo de sodio?. o Describa los dos factores principales que pueden tenerse en cuenta en el ordenamiento de los iones en un cristal iónico. o Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos, utilizando la notación spdf: a) Itrio, b) Hafnio, c) Samario , d) Renio. o ¿Cual es la configuración electrónica mas externa del helio?  Leer Capitulo 2: Estructura Atómica y Enlace, del libro Fundamentos de la Ciencias e Ingeniería de los Materiales de William Smith, 4 edición.  Capitulo 2: El Enlace Atómico, del Libro “Introducción a la Ciencia de los Materiales para Ingenieros (James Shackelford)  Capitulo 2: Estructura Atómica, del Libro “Ciencias e Ingeniería de los Materiales (Donald R. Askeland 3era Edición).