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INGENIERIA DE MATERIALES UNIDAD I – SEMANA 02 ENLACE ATOMICO Ing. Jaime González Vivas

Dirección de Calidad Educativa

PROPOSITO Al finalizar la unidad, el estudiante será capaz de relacionar las estructuras y propiedades de los materiales, demostrando dominio teórico y pertinencia.

IRD-DR-GR-PW1

El átomo

Antecedentes Históricos

Grecia Antigua • Demócrito y Leucipo: Estos filósofos crearon la palabra átomo del término griego a: sin y tomo: división; ya que para ellos, átomo era la estructura más pequeña que forma la materia.

Thales de Mileto En el siglo VI a.c. Thales de Mileto observó que ciertas sustancias, como el ámbar poseían después de haber sido frotadas, la propiedad de atraer a otros objetos si éstos eran ligeros. Es decir, descubrió la naturaleza eléctrica de la materia.

Teoría atómica de John Dalton Científico inglés que creó la teoría atómica que lleva su nombres esta consta de los siguientes postulados: • La materia está formada por átomos, los cuales son indivisibles e invisibles. • Los elementos están formados por átomos de igual clase y masa. • En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes, siempre es un número entero y sencillo. • Una reacción química se puede entender como una combinación, separación o reordenamiento de los átomos presentes

Modelos atómicos El átomo es una partícula extremadamente pequeña que escapa de nuestra vista. Por este motivo solo se dan a conocer modelos.

Modelo atómico de John Thomson Características: Es neutro Está formado por protones y electrones Se le conoce como Budín de pasas

Modelo atómico de Ernest Rutherford Características Considera al átomo neutro Tiene protones, neutrones y electrones Tiene núcleo y corteza El electrón gira en torno al núcleo

Modelo atómico de Bohr Características. Es neutro Tiene protones, neutrones y electrones. Posee núcleo y corteza Señala que cada orbita tiene energía asociada

Nube electrónica

Características: Se basa en el principio de incertidumbre En cualquier lugar de la nube electrónica podemos encontrar un electrón en cualquier momento

EL ÁTOMO

Introducción El átomo es la cantidad más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades químicas. Los átomos de cada elemento son iguales entre sí, pero distintos de los de otros elementos Los compuestos químicos se forman por la combinación de los átomos de los distintos elementos

El núcleo.

Neutrón. A Z

X Protón

El núcleo está formado por Z protones y A-Z neutrones (N). A estas partículas se las conoce como nucleones.

Carga unidad coulomb Masa unidad g

Representación del átomo de un elemento

• A = Nº másico • Z = Nº atómico • X = Carga iónica • Y = Atomicidad

Nomenclatura nuclear. A= número másico = número de neutrones + número de protones.

A

X

Z= número atómico = número de protones = número de electrones. X= Elemento químico

Z • Las propiedades del elemento químico están fijadas por Z

• Átomos con el mismo Z y distinto A siguen siendo el mismo elemento. Se les conoce como isótopos. • Átomos con el mismo N (=A-Z) y distinto Z son átomos diferentes. Se

les conoce como isótonos. • Átomos con el mismo A pero distinto N y distinto Z son distintos elementos. Se les conoce como isóbaros.

Conceptos • Número atómico (Z): Indica el nº de protones del núcleo Z = p+

Átomo neutro p+ = eZ = p+ = e-

Nº Protones 11 11Na

:

19K

:

Nº Electrones 11

Nº Protones 19 Nº Electrones 19

17Cl

: Nº Protones 17 Nº Electrones 17

• Número másico (A): Es la suma entre los protones y neutrones.

A = p+ + n 0 Como Z = p+ se cumple A = Z + n0 Despejando los p+ + n0 tenemos p+ = A - n0

n0 = A – p+

Iones • Catión: - pierden electrones - Tienen Carga positiva Ej:

11Na

+

• Anión: - Ganan electrones - Tienen carga negativa Ej: 17Cl-

Determinación de partículas atómicas 79

Br-

Protones

Neutrones

Electrones

35

44

36

Protones 12

Neutrones 12

Electrones 10

Protones

Neutrones Electrones

22

26

35

24

Mg2+ 12

48

Ti 22

22

Tipos de átomos • Isótopos: - Átomos de un elemento - Tienen = Z y ≠ A

mismo

• Isóbaros: - Átomos de distintos elementos - Tienen = A y ≠ Z

• Isótonos: - Átomos de distintos elementos - Tienen = n, ≠ Z y ≠ A

LA TABLA PERIÓDICA

27

A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el sistema periódico

Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) Se denominan

GRUPOS

PERÍODOS

a las columnas de la tabla

a las filas de la tabla

La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares 28

PERÍODOS

GRUPOS

29

DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA • Hemos visto como los electrones se distribuyen en niveles o capas de energía. • Dentro de cada nivel existen además subniveles con probabilidad de encontrarnos electrones.

Max Nivel de e-

subni Max vel de e-

1

2

2

8

3

18

s s p s p d

2 2 6 2 6 10

Nivel

Max de e-

4

32

5

32

6

18

subni vel s p d f s p d f s p d

Max de e2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10

ESQUEMA DE LLENADO DE ORBITALES

Ejemplo : Sodio • Para el sodio (11 electrones), es: 1 s 2 2 s 2 2 p6 3 s 1 • 1º nivel: 2 electrones; • 2º nivel: 8 electrones; • 3º nivel: 1 electrón; • En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 1

Ejemplo: Cloro Cloro: 17 electrones 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7

Ejemplo: Manganeso Manganeso: 25 electrones 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 3 d5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 - 2

Ejemplo H z=1 C z=6 Na z=11 Cl z=17

O 2- z=8 Mg 2+ z=12 K + z=19

ELECTRONES DE VALENCIA •

Corresponden a los electrones que se encuentran en el último nivel de energía.

EJEMPLO: H z=1 C z=6 Na z=11

Cl z=17

MOLECULA

ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES. Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, denominada ion Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina anión Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones Ejemplo

Facilidad para formar iones

Metales

Li, Be, Re, Ag

Forman fácilmente iones positivos

No metales

O, F, I, P

Forman fácilmente iones negativos

Semimetales

Si, Ge

Forman con dificultad iones positivos

Gases nobles

He, Ne, Ar

No forman iones

Tipo de elemento

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EL ENLACE QUÍMICO

Por qué se unen los átomos • Los átomos, moléculas y iones se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. • Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas

Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos

Enlace iónico • El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. • Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).

• Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

Estructura cristalina • Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. • Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

NaCl

Redes iónicas

NaCl

CsCl

Propiedades compuestos iónicos • Forman estructuras cristalinas bien definidas

• Elevados puntos de fusión y ebullición • Solubles en agua y líquidos polares

• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido • Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

Enlace metálico • Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). • Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión. • Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular. • Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

Fe

El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico

Enlace Metálico

Características: -Alta conductividad térmica y eléctrica -Alta ductilidad -Opacos a la luz visible

Cuando se aplica voltaje a un metal, los electrones se mueven con facilidad y conducen la corriente

En los metales en estado sólido, los átomos se encuentran empaquetados relativamente muy juntos, en una ordenación sistemática o estructura cristalina.

a) Disposición atómica en un cristal de cobre metálico b) Diagrama esquemático bidimensional de átomos entrelazados metálicamente

La mayoría de los metales pueden ser deformados considerablemente sin fracturas debido a que los átomos de metal se pueden deslizar unos sobre los otros sin distorsionar completamente la estructura de enlace metálico

Propiedades Conductividad eléctrica elevada. La presencia de un gran número de electrones móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios cientos de veces mayores que los no metales. La plata es el mejor conductor eléctrico pero es demasiado caro para uso normal. El cobre, con una conductividad cercana a la de la plata, es el metal utilizado habitualmente para cables eléctricos. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.

Ductilidad y maleabilidad La mayoría de los metales son dúctiles (por ejemplo capaces de ser estirados en una trefiladora para obtener cables o hilos) y maleables (por ejemplo aptos para ser trabajados con martillos en láminas delgadas). En un metal, los electrones actúan como un "adhesivo" flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, sin impedir que puedan desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

Enlace covalente Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica: C, O, F, Cl,H etc.). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En el enlace covalente los átomos generalmente comparten sus electrones externos s y p con otros átomos.

Diferentes tipos de enlace covalente • Enlace covalente Simple Múltiple: doble o triple • Polaridad del enlace: Apolar Polar

SÍMBOLO DE LEWIS • Símbolo de Lewis de un elemento consiste en la representación de los electrones de valencia mediante la localización de puntos alrededor del símbolo químico.

SÍMBOLO DE LEWIS

FORMULACIÓN ESTRUCTURA DE LEWIS Las estructuras, diagramas o fórmulas de Lewis de una molécula son representaciones planas de los átomos en la molécula y de la posición de los electrones enlazantes y no enlazantes.

EJEMPLO • Escribe la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3). Datos: N Z= 7 y F Z= 9.

N Z= 7: 1s22s22p3 F Z= 9: 1s22s22p5

5e x 1=5 7 e x 3 = 21 Total = 26 e

EJEMPLO

Esqueleto estructural: • Disposición de los átomos en el orden que se enlazan unos con los otros. • Átomo central: unido a dos o más átomos. • Átomo terminal: unido solo a otro átomo. Algunas características: • los átomos de H son siempre terminales • los átomos centrales suelen ser de meno electronegatividad • los átomos de C son casi siempre átomos centrales

Enlace covalente normal

Unidad fórmula de MgF2

Características (sólidos): -Alto punto de fusión -No conductor -Alta dureza -Frágiles

Propiedades físicas y estructurales de los materiales asociados con el tipo de enlace atómico. Propiedades

Enlace iónico

Enlace covalente

Enlace metálico

Enlace de Van der Waals

Estructurales

No direccional, determina estructuras de alta coordinación

Especialmente dirigido y numéricamente limitado, determina estructuras de baja coordinación y baja densidad

No direccional, determina estructuras de alta coordinación y alta densidad

Análogo al metálico

Mecánicas

Resistente, cristales de gran dureza

Resistentes y de gran dureza, poca ductilidad

Resistencia variable, presentan por lo general plasticidad

Baja resistencia, cristales blandos

Térmicas

Medianamente alto punto de fusión, bajo coeficiente de expansión, iones al estado líquido

Alto punto de fusión, baja expansión térmica, moléculas al estado líquido

Punto de fusión variable, gran intervalo de temperaturas al estado líquido

Bajo punto de fusión, alto coeficiente de expansión

Eléctricas

Aisladores moderados, conducción por transporte iónico en el estado líquido.

Aisladores en el estado sólido y líquido

Conductores por transporte electrónico

Aisladores

Ópticas y magnéticas

Absorción y otras propiedades son características de los iones individuales

Alto índice de refracción, absorción totalmente diferente en soluciones y/o gases

Buenos reflectores de la radiación visible

Propiedades características de las moléculas individuales