teoria atomica

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL ÁREA DE MATERIALES DE INGENIERIA CIENCIA DE LOS MATE

Views 161 Downloads 3 File size 379KB

Report DMCA / Copyright

DOWNLOAD FILE

Recommend stories

Citation preview

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL ÁREA DE MATERIALES DE INGENIERIA CIENCIA DE LOS MATERIALES PING. MILTON FUENTES

INVESTIGACION NO.2 TEORIA ATOMICA Y LOS ENLACES ATOMICOS

ASHLEY PRISCILA GUZMAN ELIAS 201602545 GUATENALA 28 DE FEBRERO DE 2019

TEORIA ATOMICA Y ENLACES ATOMICOS ESTRUCTURA DE LOS ATOMOS El átomo es la unidad más básica de la materia con propiedades de un elemento químico. El átomo es el componente fundamental de toda la materia o sea, todo lo que existe en el universo físico conocido está hecho de átomos. Los átomos se agrupan formando moléculas y éstas constituyen todos los materiales que conocemos con las características físicas y químicas que observamos.

CARACTERÍSTICAS DEL ÁTOMO. Aunque el átomo es una unidad básica, está compuesto de tres subestructuras: 

Los protones.



Los neutrones.



Los electrones.

Estas partículas subatómicas tienen un orden en particular dentro del átomo. Los protones y los neutrones forman el núcleo atómico mientras que los electrones orbitan alrededor de éste. Adicionalmente, estas partículas están definidas por su carga eléctrica, donde los protones tienen una carga eléctrica positiva, los electrones negativa y los neutrones como su nombre lo indica, no tienen carga alguna, aunque aportan otras características al átomo. Otra particularidad importante de estas partículas es la masa. La mayor parte de la masa se encuentra en el núcleo, o sea, en los protones y los neutrones. Un protón tiene aproximadamente 1,800 veces la masa de un electrón. Los electrones orbitan alrededor del núcleo en una nube que tiene un radio de aproximadamente 10,000 veces el tamaño del núcleo. El número de protones y electrones define a cada uno de los elementos de la tabla periódica y su número es representado en ella como el número atómico. La cantidad de protones y electrones es la misma en un átomo determinado lo cual hace que su carga total sea neutral. La mayoría de los átomos, aunque no todos, tienen al menos tantos neutrones como protones. Si agregamos un protón adicional a un átomo, se crea un nuevo elemento y si agregamos un neutrón, creamos un isótopo, o sea un átomo del mismo elemento pero con mas masa. El átomo de Hidrógeno es la excepción ya que no contiene neutrones, solo está formado de un protón y un electrón.

DETALLE DE LAS ESTRUCTURAS DEL ÁTOMO. El progreso tecnológico llevo al descubrimiento de nuevas partículas subatómicas aparte de las tres básicas que mencionamos y que han supuesto grandes avances en el entendimiento de la estructura. NÚCLEO DE ÁTOMO. El núcleo atómico está formado de protones y neutrones que en conjunto se llaman nucleones y contienen casi la totalidad de la masa del átomo. Un 99.999% de la masa, se encuentra en estas dos estructuras, los protones y los neutrones, que según el modelo estándar se encuentran unidos por la “fuerza nuclear fuerte”. Esta fuerza también conocida como “interacción nuclear fuerte” o simplemente “fuerza fuerte” vence la repulsión electromagnética que existe entre dos protones que tienen la misma carga eléctrica y los mantiene unidos entre sí junto a los neutrones que no tienen carga. La Tierra contiene aproximadamente 1.33 × 1050 átomos.

PROTONES. Portadores de la carga positiva, los protones son parte del núcleo y aportan casi la mitad de la masa de un átomo. Con ligeramente menos masa que los neutrones, los protones tienen una masa de 1.67×10-27 Kilogramos o sea 1836 veces la masa de un electrón. La masa de un protón es 99.86% la masa de un neutrón. El número de protones determina de qué elemento de la tabla periódica estamos hablando. En este sentido, un átomo de sodio tiene 11 protones, uno de carbono seis, uno de oxígeno 8 o uno de Uranio 92. Si vemos la tabla periódica podremos observar que este número de protones equivale al número atómico de cada uno de éstos elementos.

NEUTRONES. El otro elemento del núcleo son los neutrones con una masa ligeramente superior a la de los protones o lo que es equivalente a 1.69x 10-27 Kilogramos o 1839 veces la masa de un electrón. Igual que los protones, los neutrones están hechos de quarks pero tienen uno ascendente con carga (+2/3) y dos descendentes con carga (-1/3) cada uno lo que da una carga neta de cero.

ELECTRONES. La partícula más pequeña del átomo son los electrones que son más de 1800 veces más pequeños que los protones y los neutrones, ya que tienen una masa de 9.109×10-31 kilogramos lo que equivale a 0.054% de la masa del átomo.

Los electrones orbitan el núcleo del átomo en una órbita con un radio de unas 10,000 veces el tamaño del núcleo formando lo que se conoce como la nube de electrones. Estos son atraídos a los protones del núcleo por la fuerza electromagnética que atrapa a los electrones en un “pozo de potencial” electrostático alrededor del núcleo.

NUMERO ATOMICO Y MASA MOLECULAR La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número atómico y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. El Número másico nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. Representa la masa del átomo medida en uma, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse.

ESTRUCTURAS ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS VALENCIA La valencia es el número de electrones que le faltan o debe ceder un elemento químico para completar su último nivel de energía. Estos electrones son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace químico con otro elemento. La valencia fue reemplazado este concepto con el de números de oxidación que finalmente representa lo mismo. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo la estructura de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia (1927), la teoría de los orbitales moleculares (1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.

TIPOS DE VALENCIA 

Valencia positiva máxima: es el número positivo que refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo. Este número coincide con el grupo de la tabla periódica de los elementos al cual pertenece. Por ejemplo, el cloro (Cl) pertenece al grupo 17, por lo que su valencia positiva máxima es 7.



Valencia negativa solo para el grupo A no para el grupo B: es el número negativo que refleja la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro pero que esté actuando con valencia positiva. Este número negativo se puede determinar contando lo que le falta a la valencia positiva máxima para llegar a 8, pero con signo -. Por ejemplo: a la valencia máxima positiva del átomo de cloro es 7, por lo que le falta un electrón para cumplir el octeto, entonces su valencia negativa será 1.

CONFIGURACION ELECTRONICA La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas. La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Escribiendo configuraciones electrónicas Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:  Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).  Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).  Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e).

ATOMO DE HIDROGENO El átomo de hidrógeno es el átomo más simple que existe y el único que admite una solución analítica exacta desde el punto de vista de la mecánica cuántica. El átomo de hidrógeno, es conocido también como átomo monoelectrónico, debido a que está formado por un protón que se encuentra en el núcleo del átomo y que contiene más del 99,945 % de la masa del átomo, y un sólo electrón -unas 1836 veces menos masivo que el protón- que "orbita" alrededor de dicho núcleo (aunque también pueden existir átomos de hidrógeno con núcleos formados por un protón y 1 o 2 neutrones más, llamados deuterio y tritio, respectivamente). Se puede hacer una analogía pedagógica del átomo de hidrógeno con un Sistema Solar, donde el sol sería el único Núcleo atómico y que tiene la mayor cantidad de masa concretamente es el 99,86 % del Sistema Solar- y en su órbita tuviera un solo planeta (Electrón) que conformaría el resto de la masa del Sistema (átomo de protio (1H)). Esto hace del hidrógeno el más simple de todos los elementos de la tabla periódica de los elementos.

NUMEROS CUANTICOS DE LOS ELECTRONES ATOMICOS La solución de la ecuación de onda de Schrödinger da origen a cuatro tipos de valores llamados números cuánticos. Estos números proporcionan una mejor característica de los electrones. - Número cuántico principal (n) - Número cuántico secundario (ℓ) - Número cuántico magnético (m) - Número cuántico espín (s).

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N) Especifica el nivel energético del orbital, siendo el primer nivel el de menor energía, y se relaciona con la distancia promedio que hay del electrón al núcleo en un determinado

orbital. A medida que n aumenta, la probabilidad de encontrar el electrón cerca del núcleo disminuye y la energía del orbital aumenta. Puede tomar los valores enteros positivos: n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (ℓ) También es conocido como el número cuántico del momento angular orbital o número cuántico azimutal y se simboliza como ℓ (L minúscula). Describe la forma geométrica del orbital. Los valores de l dependen del número cuántico principal. Puede tomar los valores desde ℓ = 0 hasta ℓ =n-1. Por ejemplo: si n = 2 ; ℓ = 0, 1. si n = 4 ; ℓ = 0, 1, 2, 3. En el caso de los átomos con más de un electrón, determina también el subnivel de energía en el que se encuentra un orbital, dentro de un cierto nivel energético. El valor de l se designa segun las letras:

Los orbitales que tienen el mismo valor de n, reciben el nombre de "nivel" y los orbitales que tienen igual n y ℓ, "subnivel".

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (M ℓ ) Indica la orientación del orbital en el espacio. Puede tomar valores entre: - ℓ...0...+ℓ Solo pueden tomar valores enteros que van desde –3 hasta +3, incluyendo el cero. Así, Si ℓ=0, m= 0 si ℓ=1, existen tres posibilidades de mℓ;estas son: -1, 0, +1. El subnivel p tiene 3 orbitales, que se designan por: px, py y pz. - Si ℓ=2, existen 5 posibilidades -2, -1, 0, 1, 2. el subnivel d tiene 5 orbitales, que se designan por : dxy, dyz, dxz, dx2- y2, dz2.

En resumen: Para el subnivel s : m = 0 Para el subnivel p : m = –1 , 0 , +1 Para el subnivel d : m = –2 , –1 , 0 , +1 , +2 Para el subnivel f : m = –3 , –2 , –1 , 0 , +1 , +2 ,+3

NÚMERO CUÁNTICO DE ESPÍN (M S ) El electrón posee su propio número cuántico que da a conocer el sentido de rotación del electrón en torno a su eje cuando se mueve dentro de un orbital. El electrón solo tiene dos posibles sentidos de giro, por lo que se puede tomar valores +1/2 o -1/2 . Cada orbital puede albergar un máximo de dos electrones con espines diferentes.

TAMAÑO ATOMICO A lo largo de un periodo hay un crecimiento hay un decrecimiento pequeño aunque generalizado en el tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que a medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de 1 en 1 en cada elemento. A pesar de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacía el núcleo.

ESTRUCTURAS ATOMICAS Y REACTIVIDAD QUIMICA GASES NOBLES Los gases nobles son un grupo de elementos de origen químico que poseen una serie de propiedades muy similares. Bajo condiciones normales, son gases monoatómicos, inodoros e incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Se sitúan en el grupo 18 de la tabla periódica. Los gases nobles son sustancias químicas muy estables las cuales no reaccionan fácilmente con otras sustancias químicas y no son inflamables. Muchos se encuentran normalmente en el aire. Esto significa, por ejemplo, que todos los días respiramos pequeñas cantidades de gases nobles. Aunque estos gases no son muy tóxicos, cuando los encontramos en cantidades muy grandes pueden causar daño al ser humano. Los gases nobles son altamente asfixiantes. Los gases asfixiantes reemplazan el oxígeno en el aire de modo que quede menos oxígeno para respirar. Sin oxígeno, una persona puede morir. Los siete gases son helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe), el radiactivo radón (Rn) y el sintético oganesón (Og).

CARACTERISTICAS Son gases monoatómicos lo que quiere decir que poseen un único átomo, no tienen olor pues son completamente inodoros, no tienen color y tienen una reactividad química muy baja. Están situados en el grupo 18 (8A) de la tabla periódica de los elementos, el cual anteriormente se conocía con el nombre de grupo 0. Tienen 8 electrones en el último nivel de energía. No son reactivos y todos son no-metales. Los gases nobles tienen las capas de electrones “s” y “p” completas lo que los hacer ser elementos muy estables. No tienen necesidad de aumentar o de disminuir su cantidad de electrones para lograr aumentar su estabilidad como otros elementos. Sus puntos de ebullición de fusión son muy bajos.

USOS Y APLICACIONES

Los gases nobles se utilizan en grandes cantidades dentro de la industria electrónica, como parte de bombillas para pantallas de computadoras, televisores y proyectores. Se mezclan con halógenos (cloro y flúor) para crear los láseres ultravioletas utilizados en la fabricación de circuitos integrados. Tienen un punto de ebullición y de fusión muy bajos, lo que los hace útiles como refrigerantes criogénicos. Son utilizados para la iluminación porque su reactividad química es nula. El argón, por ejemplo, mezclado con nitrógeno, se utiliza como gas de relleno de las bombillas incandescentes. El helio se utiliza como componente de los gases respirables como sustituyente del nitrógeno. La baja solubilidad del helio nos proporciona aún más ventajas para el trastorno conocido como enfermedad por descompresión. A menor cantidad de gas que se disuelve dentro del cuerpo se formarán menos cantidades de burbujas de gas durante la reducción de la presión durante el ascenso. Se mezclan con halógenos como el cloro y el flúor para poder crear los láseres ultravioletas utilizados en la fabricación de circuitos integrados. Otras aplicaciones y ejemplo de los usos de los gases nobles son las siguientes: Son usados como fuentes de luz y laceres y son utilizados en el área médica, principalmente en odontología y oftalmología.

ELEMENTOS ELECTROPOSITIVOS Y ELECTRONEGATIVOS El carácter electropositivo (metal) se presenta en aquellos elementos que tienden a ceder electrones, transformándose en cationes. Cuando en la última órbita de un átomo hay un solo electrón la estabilidad (por atracción del núcleo) es mínima, y por ende las posibilidades de que este electrón se pierda por la atracción de otro átomo son altas. El carácter electronegativo (no metal) se presenta en aquellos elementos que tienden a captar electrones, transformándose en aniones. Cuando en la última órbita hay siete electrones, máxima cantidad de electrones antes del átomo inerte, la estabilidad del átomo es máxima y la fuerza residual del núcleo puede captar electrones de otro átomo.

ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

VARIACIONES PERIODICAS 

Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.



Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión: El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar. Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar. Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.

TIPOS DE ENLACES ATOMICOS Y MOLECULARES ENLACES ATOMICOS PRIMARIOS Los átomos se mantienen reunidos en forma de moléculas por medio de varios tipos de enlaces que dependen de los electrones de valencia. Por comparación, las moléculas se atraen unas con otras con enlaces mas débiles, que por lo general resultan de la configuración de electrones en las moléculas individuales. Los enlaces primarios, asociados por lo general con la formación de moléculas. Estos son: enlace ionico, covalente y metálico. ENLACE IONICO El enlace ocurre entre elementos metálicos y no metálicos. El elemento no metálico posee en su capa externa un mayor número de electrones que el elemento metálico. Luego ejerce existe una fuerza motriz importante sobre el electrón del elemento metálico, tendiendo al equilibrio completando el número de electrones necesarios para el nivel respectivo.

Principales Caracteristicas Fisicas:



Conducción Eléctrica: Cuando se encuentra en el estado líquido o disuelto, son conductores de la electricidad. Se produce gracias a la disociación de los iones, quedando estos libres.



En estado sólido, por el contrario, son aislantes eléctricos.



Puntos altos de fusión y ebullición. Es debido a que sus iones están unidos muy fuertemente.



Son generalmente muy fragiles.



Ductilidad: No se observa ya que al aplicar un esfuerzo se produce fractura frágil, debido principalmente a que un corrimiento de planos atómicos necesariamente altera el ordenamiento de la respectiva molécula.



Se usan para soportar ambientes de alta temperatura.



Son duros y Quebradizos



Buenos conductores termicos.



Los Ceramicos son los materiales que surgen de este tipo de enlace.

ENLACE COVALENTE Enlace covalente En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar. Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar. Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar —polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual.

Principales Caracteristicas Fisicas: 

Conducción Eléctrica: No son conductores en estado líquido. Es debido a que, la molécula que se forma es neutra.



Comparten Electrones.



Ductilidad: No se observa, ya que al aplicar un esfuerzo se produce solo fractura frágil, principalmente debido a que un corrimiento de planos atómicos necesariamente conduce a la destrucción el ordenamiento cristalino.



Se caracterizan por tener una temperatura de fusión baja, ya que en este enlace las moléculas son independientes entre sí, y, en consecuencia, sus atracciones desaparecen con el aumento de temperatura.



No son maleables.



De este tipo de enlace se obtienen los Polimeros.

ENLACE METÁLICO Los elementos metálicos tienen de uno a tres electrones en la capa externa, e esta condición los electrones son “relativamente libres”, y al ordenar una serie de atomos en una estructura, los electrones se deslocalizan formando una “nube o gas de electrones”. Los atomos se convierten en iones (tendiendo a repelerse), pero se mantienen unidos en la estructura, gracias a la atracción existente entre los iones positivos y los electrones negativos. Principales Caracteristicas Fisicas: 

Gran Movilidad de electrones.



Conducción Eléctrica: al aplicar un voltaje a través de un cristal, los electrones de la “nube” débilmente enlazados, se moverán con facilidad produciendo una corriente.



Ductilidad: Si observamos los átomos ordenados y empacados compactamente por planos, es fácil imaginar lo que ocurriría al aplicar un esfuerzo cortante; un plano se deslizara sobre el otro, sin producir fractura, pues las mismas fuerzas interatómicas operan después del desplazamiento.



Son altamente maleables.



Conductividad Termica: Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia).



Los materiales metalicos vienen de este tipo de enlace.

ENLACES ATOMICOS SECUNDARIOS Y MOLECULARES Cuando se encuentran a una distancia moderada, las moléculas se atraen entre sí pero, cuando sus nubes electrónicas empiezan a solaparse, las moléculas se repelen con fuerza. El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos. Las fuerzas de vander Waals incluyen: y Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se incluyen los puentes de hidrógeno y Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye) y Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de dispersión o fuerzas de London).

ENLACE DIPOLO PERMANENTE A DIPOLO PERMANENTE Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.

ENLACE DIPOLO INSTANTANEO A INDUCIDO Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan.

ENLACES MIXTOS Los enlaces primarios, donde intervienen en forma directa los electrones de valencia, no siempre se presentan como enlaces puros, sino que como combinaciones de los enlaces primarios básicos. Estos enlaces unen a los átomos en los cristales (metálico, iónico y covalente) o bien dentro de las moléculas (siempre con predominio del enlace covalente). Complementariamente, hay que considerar los enlaces secundarios; ellos unen a las moléculas entre sí. Así, en los llamados cristales moleculares (por ejemplo: hielo) entre las moléculas hay enlace secundarios y dentro de las moléculas enlace covalente (en forma predominante, al menos). A este respecto, los cristales de los gases inertes son una singularidad, al no presentar enlaces primarios (preferentemente covalentes) dentro de las moléculas y sí secundarios (de dipolo fluctuante) entre las moléculas; a estos átomos se les define como moléculas monoatómicas. Entre las moléculas también se

pueden establecer enlaces primarios (covalentes). Un ejemplo es la vulcanización del caucho con S; dentro de las moléculas hay enlaces covalentes y entre las moléculas hay enlaces secundarios y, ocasionalmente, covalentes vía el S.

COVALENTE IONICO En el caso de moléculas o de cristales covalentes, puede haber también un cierto carácter iónico asociado a la diferencia de electronegatividad de los elementos involucrados. El porcentaje de carácter iónico resto covalente, se puede calcular por la ecuación de Pauling.Tal es el caso del GaAs y del ZnSe, dos cristales semiconductores (como el Si y el Ge).

METÁLICO COVALENTE Los metales de transición constituyen un caso importante. Presentan un enlace predominantemente metálico, pero, debido a que dos orbitales externos participan en el enlace (por estar energéticamente muy próximos entre sí), complementariamente su enlace posee un cierto carácter covalente. Ejemplo, Fe y W. Asociado a este parcial carácter covalente, y a la elevada intensidad de dicho enlace, los metales de transición tienen temperaturas de fusión notablemente superiores a las de los metales que no son de transición (K, Ca, Ga, Al, etc).

METÁLICO IONICO Al preparar una aleación, agregando a un metal A gradualmente un segundo metal B, inicialmente se formará una solución sólida metálica basada en el cristal de A. (Las aleaciones frecuentemente se preparan vía fusión y solidificación). Más allá de una cierta cantidad de B podría haber un límite de solubilidad, caso en el que aparecería una segunda fase. Solo en caso muy particulares (p.e. Cu-Ni) dicho límite no existe y se tiene solubilidad total al estado sólido. A partir de dicho límite la segunda fase, que coexistirá con la primera solución sólida, dependiendo de varios factores, podrá ser una nueva solución sólida o un compuesto intermetálico.

ENLACES ENTRE MOLECULAS A partir de las moléculas covalentes, como hidrógeno H2, flúor F2, agua H2O, etileno CH4 y polietileno (CH4)n, se pueden formar fases condensadas (sólidos y líquidos). Tales fases se forman por enlaces secundarios de dipolo permanente entre las moléculas. Mientras más larga sea una molécula (como puede ocurrir en los polímeros) mayor será el número de enlaces secundarios que puedan actuar ligando a una molécula con el resto. Por ello, el enlace entre moléculas se hace más intenso y, en particular, la temperatura de fusión TF del material aumenta. Así, la moléculas de etileno, (CH4), y de polietileno,

(CH4)n, tienen temperaturas de fusión, TF, respectivamente. Las moléculas monoatómicas enlaces secundarios de dipolo fluctuante. Estos temperatura de fusión del Ne es TF = - 248,7 secundarios).

de -169,4 ºC y TF = 110 a 137ºC, de los gases inertes forman cristales por enlaces son relativamente débiles; así, la ºC. (En estos cristales sólo hay enlaces

También pueden establecerse enlaces covalente entre las moléculas de polímeros. De esta manera aumenta la temperatura de fusión del material y el deslizamiento entre las moléculas se limita. Tal es el caso de la vulcanización del caucho con S, donde el S establece un puente covalente entre dos moléculas largas de caucho; así se pasa desde un polímero termoestable a un elastómero. Mientras más S tenga un caucho vulcanizado, más duro será el elastómero.

BIBLIOGRAFÍA Chavez, A. (n.d.). Retrieved Febrero 2019, from http://andresitcj.blogspot.com/2009/02/introduccion-los-atomos-se-mantienen.html Euston. (n.d.). Retrieved Febrero 2019, from https://www.euston96.com/gases-nobles/ Geoenciclopedia. (n.d.). Retrieved Febrero 2019, from https://www.geoenciclopedia.com/que-es-el-atomo/ Quimica 2.0. (n.d.). Retrieved Febrero 2019, from http://iiquimica.blogspot.com/2006/03/configuracin-electrnica.html Sanchez, J. (n.d.). Retrieved Febrero 2019, from https://www.portaleducativo.net/primeromedio/29/numero-cuantico Solis, C. (n.d.). Retrieved Febrero 2019, from https://sites.google.com/site/propiedadesperiodicascom/tamano-atomico