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Diapositiva 1Estructura atómica y enlaces interatómicos
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INGENIERÍA DE MATERIALES
Algunas de las propiedades más importantes de los materiales sólidos depende de la disposición geométrica de los átomos y de las interacciones que existen entre los átomos y las moléculas constituyentes.
Es importante considerar conceptos fundamentales tales como estructura atómica, configuración electrónica en átomos, tabla periódica, y varios tipos de enlaces primarios y secundarios que mantienen unidos a los átomos que forman los sólidos.
INTRODUCCION
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Los átomos constan de núcleos muy pequeños que, a su vez, están compuestos de protones y neutrones. Este conjunto está rodeado de electrones en movimiento. Tanto los electrones como los protones están eléctricamente cargados.
El valor de esta carga es del orden de 1,60×10-19 C de signo negativo para el caso de los electrones y positivo para los protones. Los neutrones son eléctricamente neutros. Las masas de estas partículas subatómicas son infinitamente pequeñas; protones y neutrones tiene mayor masa que la de un electrón. La masa de un protón es 1,67×10-27 kg, que es significativamente mayor que la de un electrón de 9,11×10-31 kg de masa.
ESTRUCTURA ATOMICA
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Cada elemento químico se caracteriza por el número de protones del núcleo o número atómico (Z) (del alemán: Zahl, que quiere decir número). Para un átomo eléctricamente neutro, el número atómico, para los elementos que se encuentran en la naturaleza, van desde 1 para el hidrogeno a 94 para el plutonio. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene número igual electrones y protones. Ej. Un átomo de sodio Na tiene un número atómico 11, posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio Mg, tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones, y un átomo de Uranio U, que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y protones.
La masa atómica (A) de un átomo específico se puede expresar como la suma de las masas de los protones y los neutrones del núcleo. Aunque el número de protones es igual en todos los átomos de un mismo elemento, el numero de neutrones puede variar. Así, los átomos de un mismo elemento que tienen dos o más masas atómicas se denominan isótopos.
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El peso atómico corresponde al peso ponderado de las masas atómicas de los isotopos, de acuerdo a la abundancia relativa de cada isotopo en la naturaleza. Para calcular el peso atómico se utiliza el concepto de unidad de masa atómica (uma).
1 uma se define como 1/12 de la masa atómica del isotopo más corriente y abundante, el carbono 12 (A = 12,011).
1 uma = 1,67×10-27 kg.
1 mol de átomos de 12C tiene una masa exacta de 12 gramos.
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El peso atómico de un elemento o el peso molecular de un compuesto se puede expresar en uma por átomo (molécula) o en masa por mol de materia. En un mol de una substancia hay 6,023x1023 (número de Avogadro) átomos o moléculas. Estas dos formas de expresar los pesos atómicos están relacionadas según la siguiente ecuación:
1 uma/átomo = (1,67×10-27 kg / átomo) (6,023x1023 átomos / mol) = 1 g/mol
Electrón Orbital
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El enlazamiento atómico es el concepto básico que permite describir la estructura de la materia en sus estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso.
Sin él no podría explicarse por qué se forma las moléculas, así como tampoco cuáles son sus propiedades ni que factores determinan su geometría o estructura, además de la manera particular en que ellos reaccionan para formar nuevas especies.
ENLACE ATÓMICO
Los enlaces atómicos se clasifica en dos categorías generales:
1. Enlaces atómicos primarios, implica la transferencia o distribución compartida de electrones de valencia, y produce una unión relativamente fuerte de átomos vecinos. En esta categoría se encuentran los enlaces iónicos, covalentes y metálicos.
2. Enlaces atómicos secundarios y moleculares, implica una atracción relativamente débil entre átomos, en la cual no sucede transferencia ni distribución de electrones. Estas interacciones débiles debido a la importancia que adquieren en la unión entre moléculas, son conocidas como fuerzas intermoleculares y se clasifican según su origen en:
Enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno.
Fuerzas de Van der Waals: enlace dipolo – dipolo
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Enlace metálico;
Enlace iónico;
Enlace covalente;
Enlace iónico (La no direccionalidad)
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica - períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente figura están representados los átomos de sodio y cloro. Observe su capas externas de electrones. Luego se aproxima un átomo a otro y observa lo que ocurre:
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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, ... ).
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 un de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente. En la siguiente figura están representados 2 átomos de cloro con solo sus capas externas de electrones. Al aproximar un átomo a otro observa que ocurre:
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Enlace Covalente
Un enlace covalente simple está constituido por un par de electrones compartidos por dos átomos, dando como resultado un enlace fuerte. De acuerdo a la cantidad de pares de electrones compartidos, el enlace covalente puede ser:
simple : en el cual los electrones compartidos son dos (1 par) y se dice
que posee un enlace sigma , ó [A-B];
doble : aquí los electrones compartidos son 4 (2 pares) y está formado
por un enlace y un enlace , [A=B];
triple : aquí los electrones compartidos son 6 (3 pares) [AB]; y
cuádruple : aquí los electrones compartidos son 8 (4 pares)
Enlace Energía de enlace (kJ/mol)
C-C 370
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Los enlaces covalentes son direccionales. En el caso del silicio,Si (Z=14), se forma una estructura tetraédrica, con ángulos de 109,5° entre cada enlace.
Otro caso típico es el diamante. El carbono con sus 4 electrones de valencia se rodea de cuatro vecinos de su misma especie. Esto da como resultado la estructura cúbica propia del diamante, en la que los átomos de C (Z=6) se disponen en el sólido de forma de respetar las condiciones impuestas por el enlace.
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Enlace Metálico
En este tipo de enlace interviene una distribución compartida de electrones, pero es no direccional. En general, los átomos de los metales tienen uno, dos o tres electrones enlazados débilmente en sus capas exteriores incompletas.
Se caracteriza por su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad ... . Se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia - deslocalizados) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.
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Enlaces atómicos secundarios y moleculares
Los gases raros y ciertas moléculas, que no disponen de electrones de valencia para contribuir a los enlaces, se agrupan por efecto de fuerzas débiles que resultan de la polarización de átomos o moléculas (vea la figura); los centros geométricos de las cargas negativas y positivas de un átomo o molécula no coinciden. Se convierten en pequeños dipolos y las débiles fuerzas de atracción resultantes se denominan fuerzas de Van der Waals. En general dan lugar a cristales moleculares de muy bajo punto de fusión, como consecuencia de la debilidad del enlace.
Las consideraciones anteriores sobre enlaces atómicos muestran que la estructura de los átomos determina el tipo de unión que se establece para formar las moléculas, lo cual origina distintas estructuras moleculares.
Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas se produce entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen mas o menos unidas entre sí las moléculas, determinando las propiedades que caracterizan a las distintas sustancias.
Las fuerzas de atracción intermoleculares se denominan fuerzas de Van der Waals.
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Entre las fuerzas de Van der Waals se pueden mencionar:
Fuerzas de London: En las moléculas no polares puede producirse un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. La intensidad de estas fuerzas es proporcional al grado de polarización momentáneo que se produce a las moléculas
Fuerzas dipolo-dipolo inducido: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en esta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción llamada dipolo-dipolo inducido.
Fuerzas dipolo-dipolo: Cuando dos moléculas polares se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo y negativo de estas. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares.
Unión puente de Hidrogeno: en algunas sustancias que contienen hidrogeno, se observa una forma de unión entre sus moléculas denominada unión puente de hidrogeno.
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Fuerzas de London: 
Fuerzas dipolo-dipolo inducido: 
Fuerza y energía de los enlaces
Cuando la distancia interatómica disminuye aproximándose a la distancia de equilibrio del sólido, se manifiestan las interacciones entre los núcleos y los electrones de cada átomo con los de sus vecinos. Son fuerzas de repulsión entre los núcleos y entre los electrones de distintos átomos y fuerzas de atracción entre el núcleo de un átomo y los electrones del otro. La fuerza resultante es nula a la distancia de equilibrio r0 en el sólido. En la figura abajo dichas fuerzas se representan mediante flechas y pueden expresarse aproximadamente por:
A, B, N y M constantes que dependen del tipo de enlace, r distancia interatómica.
El primer término representa las fuerzas de atracción y el segundo las de repulsión.
Cuando los átomos se aproximan, mientras la distancia entre centros es grande, predominan las fuerzas de atracción. A la distancia de equilibrio se igualan con las de repulsión, y si se intenta aproximarlos aun más, predominan las de repulsión, apartándolos. A medida que disminuye r, se incrementa más la fuerza de repulsión que la de atracción, por lo que siempre debe ser N >M.
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Fuerza y energía de los enlaces
Las fuerzas de atracción son esencialmente electrostáticas por lo que M toma valores cercanos a lo que expresa la ley de Coulomb. De acuerdo a ello dicha fuerza es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia, por lo que M~ 2. El valor de N no es fácil de aproximar, pero usualmente se lo toma entre 7 y 10 (7 a 10 para el enlace metálico y de 10 a 12 para el iónico y covalente).
En la figura abajo se han representado las fuerzas de atracción y repulsión con líneas de trazos, y la resultante con línea llena.
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Energía de los enlaces
Se puede definir la energía (potencial) como el trabajo que las fuerzas actuantes realizan cuando el sistema retoma al equilibrio desde una posición o distancia arbitraria. Como la que actúa es una fuerza variable el trabajo realizado debe calcularse por medio de integración de F(r).
Si
obtenemos,
Energía de los enlaces
Cuando los átomos están apartados una distancia infinita, no interactúan entre sí, por lo que la energía es cero. Por consiguiente para r = E(r) = 0, por lo que C1 = 0 y entonces:
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Relación entre las propiedades de las sustancias y el enlace atómico.
Propiedad
Covalente
Metálico
Variable
RELACIÓN ENTRE LAS PROPIEDADES DEL MATERIAL Y EL ENLACE ATÓMICO
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÷