Enlace químico y - unrn.edu.arunrn.edu.ar/blogs/qgi/files/2012/08/Teoria-15-Enlace-quimico-imprimir.pdf · yEjemplo: El flúor, del grupo 17(o 7A), tiene siete electrones de valencia

Dra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Enlace químico

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Concepto de enlaceEl enlace químico corresponde a la interacción entre átomos a través de algunos o todos sus electrones externos.Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. Los electrones que participan en el enlace se denominan electrones de valencia.La interacción hace que los átomos enlazados presenten mayor estabilidad que cuando no lo están (átomos separados).


Tipos de enlace


Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico

Tipos de enlace


Enlace iónico


Generalidades

La interacción entre un par de átomos que se enlazan puede ocurrir por:

Traspaso total de electrones de un átomo a otro => Enlace iónico

Electrones de valencia compartidos por parte de los átomos que se enlazan => Enlace covalente


GeneralidadesEn el enlace iónico, un átomo dona electrones a otro que los recibe.En el enlace covalente los átomos ponen a disposición electrones para ser compartidos entre los átomos a enlazarse.Estos dos tipos de enlaces corresponden a situaciones extremas de las interacciones entre átomos y por ello se los considera “modelos idealizados del enlace químico”.En general el enlace químico es una mezcla de estos dos extremos


Simbolos de Lewis

Los símbolos de puntos o de electrón punto, llamados símbolos de Lewis son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces.El símbolo de electrón punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento, mas un punto por cada, electrón de valencia.


Simbolos de LewisEl símbolo del elemento representa el núcleo y los electrones internos, es decir, el interior del átomo. Los símbolos de Lewis se usan principalmente para los elementos de los bloques s y p Ejemplo: El flúor, del grupo 17(o 7A), tiene siete electrones de valencia indicados por los 7 puntos:


Símbolos de Lewis Representación de los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo químico del elemento:


Electrones de valenciaLos electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el último nivel de energía y los que un átomo utiliza para combinarse con otros.


Regla del OctetoLa estructura electrónica de los gases nobles es particularmente estable.Al combinarse los átomos de los diferentes elementos tratan de adquirir la estructura del gas noble más cercano: los de la izquierda de la tabla periódica pierden electrones,mientras que los de la derecha los ganan.


Regla del OctetoTodos los gases nobles excepto el He tienen una configuración electrónica ns2np6.

Los átomos al unirse a otros tienden a ganar, perder o compartir electrones de manera tal de rodearse del mismo número de electrones que el Existen algunas excepciones a la regla del octeto.


Es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí.

Electronegatividad


Electronegatividad


Menor energía de ionización

Mayor afinidad electrónica

May

or a

finid

ad e

lect

róni

ca

Men

or e

nerg

ía d

e io

niza

ción Mayor

electronegatividad

Menor electronegatividad


Polarizabilidad

Es la tendencia de la nube de electrones a deformarse respecto de su forma de equilibrio debido a fuerzas electrostáticas externasImplica un desplazamiento de las cargas en presencia de un campo eléctrico externo. La nube electrónica se reorienta de tal manera que el átomo se distorsiona ligeramente y pierde su simetría


Un átomo es altamente polarizable cuando su nube electrónica experimenta fácilmente grandes deformaciones, como ocurre cuando el orbital vacío o parcialmente ocupado de menor energía está próximo al orbital lleno de mayor energía. La polarizabilidad de un átomo será alta si la separación entre sus orbitales fronteras es pequeña y por el contrario, será baja si dicha separación es grande.Se llaman átomos o iones polarizantes a aquellos que pueden inducir grandes deformaciones en las nubes electrónicas de otros átomos o iones.

Polarizabilidad


PolarizabilidadCATIONES: a mayor carga y menor radio ⇒ más polarizantes ⇒ enlace con mayor carácter covalenteANIONES: a mayor radio ⇒ más polarizables ⇒enlace con mayor carácter covalente


Polarizabilidad


Enlace iónicoEs la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.Como toda fuerza electrostática es NO DIRIGIDA.Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estable que se produce cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. La interacción hace que los átomos enlazados presenten mayor estabilidad que cuando no lo están (átomos separados). En contraste con el enlace metálico, los iones de un sólido iónico se mantienen en su lugar muy rígidamente.


Enlace iónicoLos electrones que participan en el enlace se denominan electrones de valencia.Muchos de los compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxígeno ya que es característico entre elementos de baja energía de ionización y electroafinidad alta

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Enlace iónicoLos metales alcalinos y alcalinotérreos son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxígeno los más adecuados para formar aniones. Los átomos ACEPTAN y CEDEN electrones, no los comparten. Por lo tanto forman enormes agregados de cationes y aniones que tienen una disposición espacial determinada.


Enlace iónicoUna medida de la estabilidad de un sólido iónico es su energía reticular, o energía de red cristalina del sólido, que se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.

NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hred =788 kJ/molDra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Enlace iónicoEjemplo: reacción entre un átomo de litio y un átomo de fluor para formar LiF con estructuras de Lewis

+×Li

Fórmula empírica: LiF

••

••

•••F

−

⎥⎥⎦

⎤

⎢⎢⎣

⎡×++→+× ••

••

•••

••

••

••• F LiFLi


Enlace iónicoSi el catión y el anión no tienen la misma carga, las cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro.

−••

×•

•×

×•

+••

•

••

×

×

⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡+→+

32 N 2 3MgN2Mg3

−••

••

••

×•

+••

••

••×

⎥⎥⎦

⎤

⎢⎢⎣

⎡+→+

2

O 2LiOLi2 Li2O

Mg3N2


Propiedades de los compuestos iónicosEn el estado sólido cada catión esta rodeado por un número especifico de aniones y viceversa.Tienen temperaturas de fusión (mayor a 400 ºC) y de ebullición muy altas, por lo tanto, a temperatura ambiente son sólidos. Esto se relaciona con que las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en estos compuestos iónicos son muy fuertes. En estos compuestos la diferencia de electronegatividad es grande

ΔElectron > 1,7 ⇒ enlace predominantemente iónico


Propiedades de los compuestos iónicosSon muy duros, entendiendo por dureza como capacidad de un material para rayar a otro y no ser rayado (enorme fortaleza de este tipo de enlace, resulta muy difícil separar los iones).

Son muy frágiles, cualquier pequeño golpe los hace fracturarse. Un pequeño golpe puede hacer desplazar una capa de iones sobre otras, haciendo que los iones de igual signo acaben enfrentados, y que prevalezca en estas circunstancias las fuerzas repulsivas.


Propiedades de los compuestos iónicos

En estado sólido son malos conductores de la electricidad. Conducen la electricidad, al estado fundido ya que las cargas dejan de ocupar posiciones fijas y pasan a estar en movimientoSon solubles en agua, y sus disoluciones acuosas también conducen la electricidad, debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes.


Enlace covalente


Valencia y no oxidaciónEl número de oxidación se define como la carga aparente (puede que no sea real) con la que dicho átomo estáfuncionando en un compuesto, puede ser positivo, negativo, cero, entero y fraccionario. En general, no representa la carga eléctrica real de un átomo en un compuesto, Para determinarlo, todos los electrones compartidos se cuentan para el átomo más electronegativo, y por lo tanto “exageran” la electronegatividad.Por ejemplo, en el NO y en el CaO el número de oxidación del oxígeno es –2. Pero en NO no existe una carga real de –2 en el átomo de oxígeno, ni de +2 en el de nitrógeno, pues se trata de un compuesto covalente (débilmente polar). En cambio, en CaO sí hay cargas reales, porque es un compuesto iónico.


Valencia y no oxidaciónAmbos conceptos tienden a confundirse porque están relacionados con el enlace químico. Ádemás, el número de oxidación en muchos casos es la valencia con signo positivo o negativo según tome o ceda electrones en el enlace.Es un concepto fundamental en Qca OrgánicaLa Química Cuántica prescinde de estos conceptos, al no asignar los electrones a ningún átomo en particular. De hecho, considera a la molécula como un "todo" formado por protones y electrones.


Valencia y no oxidaciónLa definición de valencia de un elemento en un compuesto (más extendida) es el número de átomos de hidrógeno que se combinan con un átomo de dicho elemento, y por lo tanto la valencia siempre es un número natural.También se asocia al número de electrones que comparte un átomo. El concepto de valencia resulta útil en la formulación de compuestos binarios, mientras que el número de oxidación lo es en compuestos de tres o más elementos.


Valencia y no oxidaciónVeamos como ejemplo cuatro compuestos de carbono:

En todos el carbono presenta invariablemente valencia 4 (en las moléculas, el carbono se combina con otros cuatro átomos). Sin embargo, el número de oxidación del carbono es distinto en cada compuesto.

CH4

CH3Cl CH2CCCl4

En todos ellos, el hidrógeno tiene estado de oxidación +1, y el cloro -1. Dado que la molécula es neutra, el carbono tiene distintos estados de oxidación

En todos ellos, el hidrógeno tiene estado de oxidación +1, y el cloro -1. Dado que la molécula es neutra, el carbono tiene distintos estados de oxidación (-4, -2, 0 y +4 respectivamente)

CH4

CH3Cl CH2Cl2CCl4

CH4

CH3Cl CH2Cl2CCl4

H: +1, C: -4 H: +1, Cl -1, C: -2H: +1, Cl -1, C: 0Cl -1, C: +4


Enlace covalenteResulta de compartir los electrones

Ejemplo: Formación de la molécula de flúor (F2)

Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia. Cuando 2 átomos forman una molécula comparten un par de electrones


Dos tipos de sustancias covalentes Sustancias covalentes moleculares, que existen como moléculas independiente

Temperaturas de fusión y ebullición bajas.A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, y en estado sólido son blandosSon aislantes de corriente eléctrica y calor.Pueden ser solubles en disolventes polares o en disolventes apolares

Sólidos de red covalente, que son grandes agregados de átomos unidos por enlaces covalentes (ejemplo: diamante, grafito, cuarzo)

Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.Sólidos muy duros (excepto el grafito).Aislantes (excepto el grafito) .Son insolubles


Tanto el carbono-diamante como el carbono-grafito son sólidos atómicos covalentes, macromoleculares. En el carbono-diamante hay una gran red tridimensional de tetraedros, en los que los C utilizan sus 4 electrones desapareados para enlazarse con otros C tetraédricos similares, no quedando electrones libres. Sin embargo en el Carbono-grafito, los carbonos no son tetraédricos, sino triangulares planos, utilizando cada carbono tres de sus 4 electrones, quedando uno libre. Así, el Carbono-diamante es una gran red tridimensional de teatredros y el Carbono-grafito está formado por capas planas de triángulos. Debido a esto, por quedar electrones libres en el Carbono-grafito, éste puede conducir la corriente eléctrica.

OPC.Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Tipos de enlace


Teoría de Lewis del enlace covalenteEn 1916 G. Lewis propone que el enlace covalente se produce compartiendo dos electrones, teoría que es apoyada por el principio de Pauli.Ej. Molécula de H2


H + H → H2


H H ••Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Regla del Octeto En la formación de enlaces covalentes los átomos tratan de completar sus octetos compartiendo pares de electrones


Enlaces múltiplesEnlace simple: dos átomos comparten UN par de electrones. Se dice que el orden de enlace es 1

Enlace doble: dos átomos comparten DOS pares de electrones. Orden de enlace 2

Enlace triple: dos átomos comparten TRES pares de electrones. Orden de enlace 3

Un enlace triple es más fuerte que uno doble y éste que uno simple


Energía de disociación de enlace (D)Energía necesaria para romper un mol de enlaces

- Energías de disociación C-H entre 375 y 435 KJ/ mol- La energía de enlace es casi constante (propiedad intrínseca

de los dos átomos unidos y poca influencia del entorno)


Energía y longitud de enlace

Longitud de enlace: distancia entre los centros de los átomos unidos por un enlace covalente.


Estructuras de Lewis


Reglas1. Elegir el átomo central (en general es el menos electronegativo). ¡Nunca H!2. Distribuir los otros átomos alrededor del central (en general de manera simétrica).3. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos.4. Formar una unión simple entre los átomos (2 electrones).5. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central.6. Colocar los electrones que sobren en los átomos que rodean al átomo central 7. Sino alcanzan los electrones,hacer uniones múltiples.


El C es el átomo centralLos Cl se sitúan alrededor de ésteEl C tiene 4 electrones de valencia y cada Cl tiene 7 electrones de valencia. Así hay 4 + (4x7) = 32 electrones de valencia para acomodar entre los átomos (16 pares). Formaremos una unión covalente simple entre el átomo de carbono central y cada átomo de cloro.Los electrones remanentes serán dispuestos como pares solitarios.

Ejemplo 1: tetracloruro de carbono (CCl4)


El N es el átomo centralLos H se sitúan alrededor de ésteNro de e- de valencia: 5 + 3x1 = 8 (4 pares)Enlaces simplesCompletar los e- que faltan (en este caso 2, que son un par no compartido del N)

Ejemplo 2: amoníaco (NH3)


El C es el átomo centralLos O se sitúan alrededor de ésteNro de e- de valencia: 4 + 2x6 = 16 (8 pares)Enlaces simplesCompletar los e- que faltan (en este caso 12)

Ejemplo 3: dióxido de C (CO2)

Pero… el C no completó sus 8 electrones !!!Entonces: Enlaces dobles


Polaridad de enlaces covalentesIndica que los electrones del enlace son más atraidos por uno de los dos átomos

Moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2,, etc.) presentan enlace covalente NO POLARMoléculas diatómicas heteronucleares (HF, NO,, etc.) presentan enlace covalente POLAR

Enlace compuesto por dos átomos distintos: → diferencia de electronegatividades

→ polaridadDra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Polaridad de enlaces covalentes

Transición gradual de modelo iónico a covalente

enlace iónico: ΔEN > 1,7enlace covalente polar: 0 < ΔEN < 1,7enlace covalente no polar: ΔEN = 0


Enlaces polaresLos electrones de enlace pueden estar más cerca de un núcleo que del otro cuando los átomos que se combinan no son iguales:

La diferencia de electronegatividad da lugar a un enlace polar.La densidad electrónica es mayor sobre el flúor que sobre el hidrógeno: en enlace es polar (dipolo)

H +δ⎯ F -δ


Momento dipolarEl momento dipolar (μ) mide la intensidad del dipolo. Numéricamente es el producto entre la carga y la distancia que separa los núcleos:

μ = q * r

Se indica con un vector con origen en el centro de carga positiva:

Moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2, F2): no poseen momento dipolar.Moléculas diatómicas heteronucleares (HF, HCl, CO, NO): generalmente poseen momento dipolar

Q es el valor de la densidad de carga. La unidad más común de medida es el debye = 3,34 10-30 Coulomb* metro


Distribución de densidades electrónicas calculadas para F2 y HF. Las regiones con densidad electrónica relativamente baja se muestran en azul; las de densidad electrónica relativamente alta en rojo.


HF HCl HBr HI


μ de moléculas poliatómicasTener en cuenta1) La diferencia de electronegatividad para cada

enlace2) La geometría tridimensional de la molécula


Enlace polar vs molécula polarEn general el enlace entre átomos distintos es polar.Sin embargo, para moléculas con más de una región de enlace, enlaces polares no implican molécula polar y se debe analizar la geometría: ej. los dipolos de enlace en el CO2 se cancelan entre sí porque la molécula de CO2 es lineal.


Limitaciones a las Estructuras de Lewis

Resonancia y excepciones


Limitaciones de estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis no dan información de la forma de las moléculas. Tampoco sirven en general para determinar si la especie química existe.La forma de las moléculas está determinada por los ángulos de enlace.Ejemplo: molécula de CCl4, experimentalmente se encuentra que los ángulos de enlace Cl-C-Cl son todos iguales y de 109,5°¿Puede ser plana la molécula de CCl4?


Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Se asume que los electrones de valencia se repelen entre sí. La forma o geometría tridimensional (3D) de la molécula será la que hace mínima las repulsiones.

Ó TREPEV (teoría de repulsión de los pares electrónicos de valencia)


La polaridad de una molécula depende de su geometría.


En el agua la molécula no es lineal y los dipolos de enlace no se cancelan.La molécula de agua es polar.

Agua (H2O)


TRPEVTeoría de Repulsiones de Pares de Electrones de Valencia

Sirve para predecir Geometría Molecular SIN usar orbitales

PASOS A SEGUIR- Se realiza la estructura de Lewis- Se cuentan las densidades electrónicas (pares libres, enlaces). - Cada par libre se cuenta como una densidad electrónica lo mismo que cada enlace independientemente que sea simple, doble o triple- Se distribuyen en el espacio de la forma más simétrica posible- Si las densidades electrónicas son de distinto tipo, se ajustan los ángulosde acuerdo al siguiente orden de repulsión creciente:enlace-enlace < enlace-par libre < par libre-par libre - Dentro de los enlaces, los múltiples repelen más que los simples





ResonanciaExisten moléculas que pueden tener varias estructuras equivalentes sin que se pueda dar preferencia a una sobre las demás

Típicamente, son estructuras donde los enlaces múltiples pueden ubicarse en forma equivalente entre distintos pares de átomos.

+

O OO

Estructura I

-

O O O

Estructura II

+ - OO

O


OO

OO

OO

Molécula de ozono


ResonanciaEstructura de Lewis del ión nitrato (NO3

-)

Sin cambiar los átomos,hay más de una forma de distribuir los electrones y todas tienen la misma energía !!!Experimentalmente no se observan enlaces diferentes

⇒ RESONANCIALa estructura real de la molécula es un híbrido de resonancia entre las tres. OPC.


ResonanciaLa resonancia es una combinación de estructuras con el mismo arreglo de átomos pero diferentes arreglos de electrones.Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda la molécula y da como resultado una energía más baja.

Híbrido de resonancia: estructura combinada de las estructuras de

Lewis participantes.

OPC.


Excepciones - Octeto incompletoEl boro el berilio y otros elementos forman compuestos sin que se cumpla la regla del octeto.El boro tiene 6 electrones en su última capa en lugar de 8 cuando forma enlaces covalentes.

F

BF F


Excepciones - Octeto ampliadoLa regla del octeto se basa en que el último nivel la configuración más estable es s2p6 pero a partir del tercer nivel existen otros orbitales como el d o f a los que se pueden promocionar electrones.En estos casos se obtienen estructuras que aunque no tienen configuración de gas noble, también son estables

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

OPC.


Excepciones - RadicalesUn radical es un fragmento de molécula con algún electrón desapareado.Dos radicales importantes son el metilo y el hidroxilo

CH

H

H

OH


Carga Formal

Los electrones libres (no compartidos) le corresponden exclusivamente al átomo que los posee.Los electrones compartidos se dividen por partes iguales entre los átomos unidos.Elimina la polaridad de los enlaces

Es la carga parcial de un átomo en una molécula, asumiendo que los electrones del enlace químico se comparten por igual sin consideraciones de electronegatividad relativaCargas formales más pequeñas ⇒ estructura más estable.

Carga formal = V - ( L + C/2)

Electrones de valencia del

átomo libre

Electrones presentes como

pares libres

Electrones compartidos

OPC.


Carga FormalCalcular la carga formal en el dióxido de carbono 1.- Estructura de Lewis2.- Elegir un átomo3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia del átomo libre (V), electrones presentes como pares libres (L) y electrones compartidos (C).Calcular la carga formal = V - ( L + C/2)

O 1: CF = 6 - ( 4 + 4/2) = 0C : CF = 4 - ( 0 + 8/2) = 0O 2: CF = 6 - ( 4 + 4/2) = 0


¿Qué pasa si son posibles varias estructuras de Lewis?

¿Cómo decidimos cuál es la más adecuada?.

OPC.

La estructura de Lewis más estable seráaquella en la que: (1) los átomos tengan la carga formal más cercana a cero y (2) las que poseen las cargas negativas sobre los átomos más electronegativos.Ejemplo: SO4

2- (32 e de valencia)


Carga FormalEstructura más adecuada del ión tiocianato NCS-

Carbono, 4 - 4 = 0Nitrógeno, 5 – 6 - 1 = -2Azufre, 6 – 6 - 3 = +1

Carbono, 4 - 4 = 0Nitrógeno, 5 – 4 - 2 = - 1Azufre, 6 – 4 - 2 = 0

Carbono, 4 - 4 = 0Nitrógeno, 5 – 2 - 3 = 0Azufre, 6 – 6 - 1 = - 1

OPC.Dra. Patricia Satti, UNRN ENLACE QUÍMICO

Enlace metálico


Enlace metálicoEs un enlace fuerte, característico de los elementos metálicos que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones,Esto genera los núcleos queden rodeados de electrones y que el sólido metálico se represente como un conjunto de cationes metálicos en un “mar de electrones de valencia” que se comparten.


Enlace metálicoMuchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que, entre los distintos átomos que los componen, hay enlaces más fuertes. La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal.


Enlace metálicoEl enlace metálico se representa con un cristal metálico, constituido por un conjunto ordenado de átomos de elementos metálicos ordenados en el espacio


Enlace metálico

Los cationes (formados por el núcleo del átomo y los electrones que no participan del enlace) se encuentran en posiciones fijas, los electrones de valencia se mueven entre ellos sin pertenecer a ningún átomo en particular, distribuidos de manera uniforme en toda la estructura. El conjunto de electrones deslocalizados se comporta como una verdadera nube de electrones y también se los denomina “gas de electrones”.


Modelo del mar de electrones


Enlace metálico

La presencia de estos electrones de valencia que no pertenecen a ningún átomo en particular sino a todos los cationes del cristal, anula prácticamente las fuerzas repulsivas de los cationes e incrementa la estabilidad del sistema.

El enlace metálico puede considerarse como la acción estabilizante de los electrones de valencia deslocalizados entre los cationes.


Enlace metálicoEl enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).

La fuerza aplicada desplaza las capas de cristal pero no cambia la atracción entre las capas. El metal cambia de forma sin romperse


Para y diamagnetismoLas sustancias que contienen electrones desapareados son débilmente atraidas por los campos magnéticos, y se las denomina paramagnéticas En contraste, aquellas en las que todos los electrones están apareados son débilmente repelidas por los campos magnéticos y se las denomina diamagnéticas

OPC.

Este efecto puede ser medido suspendiendo tubos llenos de sustancias en balanzas y luego colocándolos bajo el efecto de un electroimán, cuando se inicia la corriente, las sustancias paramagnéticas, como el sulfato de cobre (II) son atraidas hacia el campo.El paramagnetismo se incrementa (por mol), cuando se incrementa el número de electrones desapareados en la sustancia. Muchos metales de transición o iones son paramagnéticos


FerromagnetismoLos metales de la “triada del hierro”, Fe, Co y Ni son los únicos elementos libres que exhiben ferromagnetismo.Es un fenómeno físico en el que se produce ordenamiento de todos los momentos magnéticos de una muestra, en la misma dirección y sentido. Esta propiedad es mucho más fuerte que el paramagnetismo (varios miles de veces), y le permite a una sustancia magnetizarse permanentemente cuando se la coloca en un campo magnético


Para que exista el ferromagnetismo los átomos deben tener un tamaño tal que permita que los electrones desapareados de los átomos adyacentes interactúen cooperativamente con los restantes, sin llegar a aparearse.Generalmente, los ferromagnetos están divididos en dominios magnéticos, separados por superficies conocidas como paredes de Bloch. En cada uno de estos dominios, todos los momentos magnéticos están alineados, pero para que el material se vuelva ferromagnético la interacción debe extenderse por todo el sólido.

OPC.


Al someter un material ferromagnético a un campo magnético intenso, los dominios tienden a alinearse con éste, de forma que aquellos dominios en los que los dipolos están orientados con el mismo sentido y dirección que el campo magnético inductor aumentan su tamaño. Este aumento de tamaño se explica por las características de las paredes de Bloch, que “avanzan” en dirección a los dominios cuya dirección de los dipolos no coincide; dando lugar a un monodominio. Al eliminar el campo, este dominio permanece durante cierto tiempo.


Todos estos materiales cristalinos que presentan ferromagnetismo, solo lo hacen hasta cierta temperatura (temperatura de Curie), por encima del cual dejan de exhibir la magnetización espontánea (efecto piezoeléctrico)El ferromagnetismo no es una propiedad que depende unicamente de la composición química de un material, sino que también depende de su estructura cristalina y su organización microscópica. El acero eléctrico, por ejemplo, es un material cuyas propiedades ferromagnéticas han sido optimizadas para hacer uso de ellas en aplicaciones Sin embargo hay aleaciones ferromagnéticas de metal, cuyos componentes no son ferromagnéticos, o existen aleaciones no magnéticas, como muchos tipos de acero inoxidable, compuestas casi exclusivamente de metales ferromagnéticos.

OPC.


AleacionesLas aleaciones son mezclas de más de un elemento con propiedades metálicas. Cada metal y sus aleaciones tienen distintas propiedades físicas.Existen aleaciones homogéneas y heterogéneasA su vez las aleaciones homogéneas se dividen en:

• Aleación de sustitución: el segundo componente de la mezcla reemplaza al primero ocupando sus posiciones.Los elementos deben tener tamaños similares.

• Aleaciones intersticiales: el segundo componente ocupa huecos o intersticios dejados por el primer componente. Uno de los elementos debe tener un radio mucho menor que el otro.

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