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ESTUDIO DE MATERIALES
Macroestructura
MATERIALEstructura Atómica
Arreglo deÁtomos
Microestructura
Schematic of the planetary
model of a C12 atom.
Atomic
Structure
Proton and neutron in the nucleus are basis of the chemical identity of a given atom and each of
them has a mass of about 1.66x10‐24
g which is referred to as an atomic mass unit (amu). (this unit is convenient to express the mass of
elements)
The planetary model of atomic structure ;electrons (the planets) orbit about a nucleus (the sun).
Avogadro’s number : (1/ 1.66x10‐24
=) 0.6023x1024
amu per gram. (The number of protons and neutrons
to make a mass of 1 gram.)
ATOMO
Modelo atómico del C12
Núcleo es muy pequeño, aproximadamente 10−14 m
de diámetro, y está rodeado por una nube de electrones relativamente
poco dispersa y de densidad variable, de tal
suerte que el diámetro del átomo es del orden de
10−10 m.La nube electrónica
constituye casi todo el volumen del átomo
Tabla Periódica indicando Número Atómico y Masa Atómica
Número Atómico(= numero de protones ó e‐)
Masa Atómica en uma
La Masa Atómica M, que corresponde al número promedio de neutrones y protones es la masa de una cantidad de átomos igual al número de
Avogadro NA= 6.02x1023 mol-1. La masa atómica tiene unidades de g/mol.
Unidad de masa atómica (uma) se define como 1/12 de la masa de un átomo de C que tiene una masa de 12.01 uma. Una masa relativa molar de C12 tiene una masa de 12g en esta escala.
Átomo
Los
electrones,
en
especial
los
más externos,
determinan
la
mayoría
de
las
propiedades eléctricas,
mecánicas,
químicas y térmicas de los átomos y, por consiguiente,
es
importante
un
conocimiento
básico
de
la
estructura electrónica
para
el
estudio
de
los
materiales.
MECANICA CUANTICA
Electrón: Comportamiento dual= Partícula y Onda.
Solo ciertos tipos de ondulación satisfacen las restricciones de la ecuación de Shrödinger.
TEORÍA CUÁNTICATEORÍA CUÁNTICA
MODELO ATÓMICOMODELO ATÓMICO
Distribución
electrónica
Distribución
electrónica
Orbitales atómicosOrbitales atómicos
NÚMEROS CUÁNTICOSNÚMEROS CUÁNTICOS
Principal (n): Energía
del electrón.
Principal (n): Energía
del electrón. Secundario (l):
Forma del orbital.
Secundario (l):
Forma del orbital.
Magnético (m
l
): Orientación del
orbital en el espacio
Magnético (ml
): Orientación del
orbital en el espacio
Espín (m
s
): Giro de
los electrones sobre
su eje.
Espín (ms
): Giro de
los electrones sobre
su eje.
PRINCIPIOSPRINCIPIOS
Incertidumbre
de
Heisenberg
Incertidumbre
de
Heisenberg
Exclusión de PauliExclusión de Pauli
Reglas de
HundReglas de
Hund
Explica Se fundamenta en
Muestra
en
Por medio de
Número Cuántico Principal(n)
• Describe
el
nivel
de
energía
en
el
cual
se encuentra el orbital.
• Los valores de n
son ≥
1 (de 1 a 7).• Cuanto mayor sea el valor de n, mayor será
la
energía
electrónica
y
la
posibilidad
de que el electrón esté
más alejado del núcleo.
• También
se
les
asigna
una
letra;
la
capa correspondiente
a
n=1
se
le
llama
K,
para
n=2
es
L,
para
n=3
es
M
y
así sucesivamente.
Número Cuántico Momento Angular (l)
• Define la forma del orbital.• Especifica
los
subniveles
de
energía
dentro
de
los
niveles
energéticos
principales (subórbita)
donde
la
probabilidad
de
encontrar un electrón es alta.• Los valores de l
son 0, 1, 2…. = n −
1.
• Se emplean letras para dar los valores de l. s para l=0,
p para l
=1,
d para l
=2
f para l
=3
Número Cuántico Magnético(ml
)
• Describe
la
orientación
tridimensional
del orbital. Afecta poco la energía del e‐.
• Los valores de ml
estan comprendidos en el rango de ‐l
a l: −l
≤
ml
≤
l.
• Se
define
como
2l
+1.
Así,
en
un
nivel
dado de
energía,
se
puede
tener 1
s
orbital,
3
p
orbitales, 5 d
orbitales, 7 f
orbitales, etc.• Las
cantidades
máximas
de
e‐
son
2(2l+1),
serán
respectivamente
2,
6,
10
y
14
para
s, p, d y f.
Número Cuántico Magnético(ml
)
• Orbitals with the same value of n
form a shell.
• Different orbital types within a shell are subshells.l desde 0 hasta n-1
ml =2l +1−l ≤
ml ≤
l
s Orbitals
• The value of l
for s orbitals is 0.
• They are spherical in shape.
• The radius of the sphere increases with the value of n.
p Orbitals
• The value of l
for p
orbitals is 1.
• They have two lobes with a node between them.
d Orbitals
• The value of l
for a d
orbital is 2
• Four of the five d orbitals have 4
lobes; the other resembles a p
orbital with a doughnut around
the center.
Número Cuántico de Spin ms
En 1920, se descubre que 2 e‐
en el mismo orbital no
tienen la misma E.El “spin”
de un e‐
describe
su campo magnético el cual afecta su E.
Expresa las dos direcciones de giro permitidas para
el
electrón en torno a su propio eje: +1/2 and −1/2
Principio de Exclusion Pauli
• No hay 2 electrones en el mismo átomo que
puedan tener la misma E.
• No hay dos electrones en el mismo átomo que
tengan exactamente los mismos números
cuánticos.
Configuración Electrónica
• Muestra la distribución de todos
los electrones en un átomo.
• Cada componente consiste de:
‐
Un número que determina el nivel
energético,
Configuración Electrónica• Muestra la distribución
de todos los electrones en un átomo.
• Cada componente consiste de:
‐
Un número que determina el nivel
energético,‐
Una letra que determina
el tipo de orbital,
Electron Configurations
• Muestra la distribución de todos los electrones en un átomo.
• Cada componente consiste de:‐
Un número que determina el
nivel energético,‐
Una letra que determina el tipo
de orbital, ‐
Un superíndice que describe el
número de electrones en aquellos orbitales.
Orbital: Región en el espacio con alta probabilidad de encontrar un electrón.
Principio
exclusión
de
Pauli:
En
un
mismo
átomo
no
pueden
existir
dos electrones que tengan los cuatro
números cuánticos
iguales,
es
decir,
al
menos uno de los cuatro números cuánticos debe ser distinto.
Regla
de
Hund:
Establece
que
cuando
hay
dos
o
más
orbitales
con
la misma
energía,
los
electrones
se
alojan
preferiblemente
en
orbitales
diferentes (prefieren estar desapareados).
Representación grafica de la configuración electrónica
1s2
2s2
2p4 desapareadosapareados
1s2 2s2 2p4
Regla de Hund “Para un
orbital
degenerado
la
menor energía
se
alcanza
cuando
el
número
de electrones
con
el
mismo
spin es maximizado”
Ningun
orbital
puede tener
2
orientaciones
de
giro
del
e‐
sin
antes
de que
los
restantes
números cuánticos
magnéticos
de
la
misma subcapa tengan al menos 1
Los electrones se ubican en los niveles de menor energía.
Un orbital puede contener máximo dos electrones con espines opuestos (regla de
Hund).
Subnivel s 1 orbital 2 electrones
Subnivel p
3 orbitales 6 electrones
Subnivel d
5 orbitales 10 electrones
Subnivel f
7 orbitales 14 electrones
Principio de Aufbau= Principio de Construcción. Regla del Serrucho
Orden de llenado en átomos multielectrónicos
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
1s2 2s2 2p6 3s2 3 p 5
Zona de la tablaZona de la tabla
PeriodoPeriodo
GrupoGrupo
17
Cl
•Se encuentra en la zona p de la tabla periódica•Se encuentra en el periodo 3•Se encuentra en el grupo 7•Tiene 7 electrones de valencia
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s220
Ca
Zona: sGrupo: 2Periodo: 4
e‐
valencia: 2
Electrones de valencia: Electrones de
la capa más externa y que permiten
determinar el tipo enlace que va a
formar un átomo
Electrones de valencia: Electrones de
la capa más externa y que permiten
determinar el tipo enlace que va a
formar un átomo
Periodic Table
• We fill orbitals in increasing order of
energy.• Different blocks on the
periodic table (shaded in different colors in this
chart) correspond to different types of
orbitals.
Algunas Anomalias
Algunas irregularidades
suceden cuando hay suficientes e‐ para llenar a la
mitad los orbitales s
y d
orbitals
Algunas Anomalías
Por ejemplo, la configuración
electrónica del Cu=
[Ar] 4s1
3d10
en lugar de
[Ar] 4s2
3d9
Algunas Anomalías
• Esto ocurre porque el orbital 4s
y 3d
son muy cercanos en energía.
• Estas anomalías suceden en átomos
con niveles f también.
Paramagnetic
unpaired electrons
2p
Diamagnetic
all electrons paired
2p
Fe con 26e‐
= 1s22s22p63s23p63d8
pero 1s22s22p63s23p63d64s2
Espines no apareados Espines apareados (son repelidos)
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICA
Números CuánticosNúmeros CuánticosElementos químicosElementos químicos
nn ll mlml msmsSímbolosSímbolos
Propiedades
Químicas
Propiedades
Químicas
Un átomo del
elemento
Un átomo del
elemento
Su masa
atómica
Su masa
atómica
Número
atómico
Número
atómico
Conf.
electrónica
Conf.
electrónicaPromedio de la
masa de cada
isótopo
Radio atómicoRadio atómico
Energía de ionizaciónEnergía de ionización
ElectronegatividadElectronegatividad
Afinidad electrónicaAfinidad electrónica
Se basa en Agrupa
Ordenados
conforme a Representados por
Que además
representan
como
Son consecuencia
de
En los isótopos
Las
principales
propiedades
periódicas
son:
radio
atómico,
electronegatividad, afinidad electrónica y energía de ionización.
RADIO
ATÓMICO:
El
radio
atómico
representa
la
distancia
que
existe
entre
el núcleo y la capa de valencia (la más externa).
•En
los
grupos,
el
radio
atómico
aumenta
con
el
número
atómico
(Z),
es
decir hacia abajo.
•En
los
períodos,
el
radio
atómico
disminuye
al
aumentar
Z,
hacia
la
derecha, debido
a
la
atracción
que
ejerce
el
núcleo
sobre
los
electrones
de
los
orbitales
más externos, disminuyendo así
la distancia núcleo‐electrón.
ELECTRONEGATIVIDAD ():
Es
una
propiedad
química
que
mide
la
capacidad
de
un
átomo para extraer y RETENER los electrones hacia él .
La
electronegatividad
de
un
átomo
determinado
está
afectada fundamentalmente
por
dos
magnitudes,
su
masa
atómica
y
la
distancia
promedio
de
los
electrones
de
valencia
con
respecto
al núcleo atómico.
La
electronegatividad
de
un elemento
depende
de
su
estado
de
oxidación
y,
por lo
tanto,
no
es
una
propiedad
atómica invariable.
ELECTRONEGATIVIDAD
ELECTRONEGATIVIDAD (χ):
Los
diferentes
valores
de
electronegatividad
de
los
átomos determinan
el
tipo
de
enlace
que
se
formará
en
la
molécula
que
los
combina.
Así,
según
la
diferencia
entre
las electronegatividades
de
éstos
se
puede
determinar
si
el
enlace
será, según la escala de Linus Pauling:
Iónico diferencia superior o igual a 1,7
Covalente polar
diferencia entre 1,7 y 0,4Covalente no polar
diferencia inferior a 0,4
VALENCIASe
relaciona
con
la
capacidad
del
elemento
para
entrar
en
combinación
química
con
otros
y
a
menudo,
queda determinado
por
el
número
de
electrones
en
los
niveles
combinados sp externos
Mg: 1s22s22p63s2
Valencia= 2Al: 1s22s22p63s23p1
Valencia= 3
Ge: 1s22s22p63s23p64s23d104p2
Valencia= 4 (4e‐
en el nivel 4)
Depende
de
la
naturaleza
de
la
reacción
química.
Por
ejemplo, el Mn puede tener una Valencia de 2, 3, 4, 6 o 7.
Si un átomo tiene una valencia cero, el elemento es INERTE. Un ejemplo es el Ar: 1s22s22p63s23p6
, valencia=0.
ENLACE QUÍMICODisminución neta de la energía potencial de los
átomos en estado enlazado
EXISTEN DOS TIPOS DE ENLACES
LOS PRIMARIOS: COVALENTE, IÓNICO Y METÁLICO
LOS SECUNDARIOS: Dipolo permanente y dipolares variables
REGLA DEL OCTETO:
‐1916: Walter Kossel y Gilbert N. Lewis.
‐Establece
que
al
formarse
un
enlace
químico
los
átomos
ganan, pierden
o
comparten
electrones
para
lograr
una
estructura
electrónica similar a la de un gas noble.
‐Esta
regla
se
basa
en
el
hecho
de
que
todos
los
gases
noble, excepto
el
helio,
tienen
ocho
electrones
en
su
ultimo
nivel
energético exterior. 8 e‐
en el ultimo nivel, excepto para el He.
ENLACE IÓNICO‐Ocurre cuando hay una transferencia de e‐
de un átomo a otro.
‐La diferencia de electronegatividad es mayor o igual a 1,7. ‐La
transferencia
de
e‐
se
da
desde
el
átomo
menos
electronegativo hacia el más electronegativo.‐El átomo que pierde e‐
se transforma en ion positivo o catión.
‐El átomo que gana e‐
se convierte en ion negativo o anión.
Ejemplo:
Describa el proceso de transferencia de e‐
entre el Li (Z=3) y el O (Z=8)
Fuerzas iónicas, son fuerzas de atracción electrostática o culombiana
entre iones de carga opuesta
Na = 1s22s22p63s1
Cl =1s22s22p63s23p5
Enlace Iónico
Enlace IónicoEl átomo de sodio se reduce de tamaño cuando se forma el ión debido a la pérdida del electrón más externo. Hay una reducción de la relación electrón a protón. El átomo de cloro se expande debido a un aumento en la relación protón-electrón.
En el proceso de la ionización, los átomos reducen su tamaño cuando forman cationes y crecen en tamaño cuando forman aniones.
ENLACE IONICOENLACE IONICO
ENLACE NO DIRECCIONAL
Empaque No direccional
8 iones Cl−
(r = 0.181 nm) se acomodan alrededor de un ion
central Cs+ (r = 0.169 nm)
6 iones Cl−
(r = 0.181 nm) se acomodan alrededor de un ion central Na+ (r = 0.095 nm)
kcal/molkJ/mol
Un
compuesto
iónico
es
un
compuesto
que
esta formado por cationes y aniones. Se caracterizan por:
‐Generalmente
son
combinaciones
de
metales
y
no metales.
‐Se
acomodan
en
estructuras
tridimensionales
de forma ordenada.
‐Forman
cristales
en
estado
sólido
debido
a
la
forma en la que se acomodan las moléculas del compuesto.
Cloruro de sodio Sulfato de cobre
Atracción en el Cristal Iónico
En un cristal iónico se empacan los iones maximizando las atracciones y minimizando la repulsión entre iones.
Sólidos Iónicos
ENLACE COVALENTE ‐Están
constituidos
de
elementos
electronegativos,
en
especial
los que tienen 4 o más e‐
de valencia.
‐Como
no
hay
átomos
electropositivos,
los
e‐
adicionales necesarios
para
llenar
la
capa
de
valencia
de
los
átomos
electronegativos deben obtenerse “compartiéndolos”
‐Un
átomo
de
Si
que
tiene
una
valencia
de
4,
obtiene
8
e‐
en
su capa externa de energía al compartir sus e‐
con otros 4 átomos de
Si que lo rodean.
‐Los enlaces Covalentes son DIRECCIONALES.
‐Aunque
los
enlaces
covalentes
son
muy
fuertes,
los
materiales enlazados de esta manera
por lo general tienen pobre ductilidad
y mala conductividad eléctrica y térmica.
Enlace Covalente
El Cl tiene 7 e- de valencia: 1s22s22p63s23p5
Hibridación de los orbitales de carbono para la formación de enlaces
covalentes sencillosC = 1s2 2s2 2p2
Un átomo de carbono con cuatro orbitales sp3 equivalentes dirigidos simétricamente hacia
los vértices de un tetraedro. El ángulo entre los orbitales es 109.5°.
Estructura tridimensional del enlace Covalente: Diamante
El diamante tiene una energía de enlace de 711
kJ/mol (170 kcal/mol) y una temperatura de fusión de
3550°C
Covalent-Network Solids
Bonding in SolidsBonding in Solids
ENLACE IENLACE IÓÓNICONICO
ENLACE METÁLICO•
Los
sólidos
formados
por
elementos
electropositivos que contienen 3e‐
de valencia o menos,
se
unen
entre
si
mediante
enlaces
metálicos. •
Los
e‐
de valencia forman una nube o
un
mar
de
e‐
que rodea a las partes internas de los iones.•
Cuando
se
aplica
voltaje
a
un
metal,
los
e‐
del
mar
electrónico
se
pueden
mover
fácilmente
y conducir la corriente.
Cada átomo de Cu se coordinacon otros 12 átomos de Cu (cúbica
centrada en las caras)
Los metales sólidos, por tanto, se consideran como
constituidos por núcleos de iones positivos (átomos sin sus
electrones de valencia) y por electrones de valencia dispersos
en forma de nube electrónica que cubre una gran expansión
de espacio
•La mayoría de los metales pueden deformarse sin fracturas debido a que los átomos de metal se pueden deslizar unos sobre otros sin distorsionar totalmente la estructura de enlace metálico.
•El enlace metálico es no direccional.
•A medida que el número de electrones de enlace aumenta, las energías de enlace y los puntos de fusión de los metales también aumentan.
•Con la introducción de los electrones 3d en los metales de transición del cuarto periodo, desde el escandio al níquel, las energías de enlace y los puntos de fusión de estos elementos se elevan incluso mucho más.
METAL CERAMICA
DÚCTIL
FRÁGIL
2 clase1 clase
ENLACES SECUNDARIOS•
No implican transferencia de e‐
ni compartir e‐.
•
Las fuerzas de atracción se producen cuando el centro de
la
carga
positiva
es
distinto
del
centro
de
la
carga
negativa.
El
dipolo
eléctrico
que
resulta
puede
ser temporal, inducido o permanente.
•
Este tipo de enlaces se llama Enlace de Van der Waals.•
Un
dipolo
permanente
que
tiene
importancia
especial
es el puente de hidrógeno (H se puede compartir entre dos átomos electronegativos como el N, O, F o Cl).
•
El
puente
de
H
es
el
tipo
de
enlace
secundario
que tiene más fuerza.
Los enlaces secundarios son relativamente débiles en relación con los primarios y tienen energías de sólo entre 4 y 42 kJ/mol (1 a 10 kcal/mol).
La fuerza motriz para la formación del enlace secundario 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.
Un momento dipolar es la carga multiplicado por la distancia de separación entre las cargas positivas y negativas.
Existen dos tipos principales de enlaces secundarios entre átomos o moléculas que incluyen dipolos eléctricos: Los dipolos variables y los dipolos permanentes.
Enlaces Secundario o Fuerza de Van der Waals
Una ligera distorsión de cargas ocurre en ambos átomos. Resulta un Dipolo Inducido (temporal). Energía de enlace ~
0.99kJ/mol.
Puentes de Hidrógeno (dipolo permanente
)
Puente de H:Atracción entre O- e H+
Energía de Enlace: 5~30 kJ/mole
LOS ENLACES SECUNDARIOS PUEDEN CONTROLAR PROPIEDADES:
COVALENTES= DIRECCIONALIDAD DEL ENLACE PUEDE DAR REDES TRIDIMENSIONALES NO COMPACTAS DONDE SE ACOMODAN ENLACES SECUNDARIOS
ENLACE MIXTO
Caracter iónico de enlace en un compuesto AB:
% de carácter iónico = ( 1 −
e ) ( −
1 / 4)(X A −
X B) 2 (100%)
XA y XB son las electronegatividades de A y B
Enlace Mixto Iónico-Covalente
Enlace mixto metálico-covalenteLos metales de transición tienen enlace metálico-covalente mixto (orbitales dsp). Cuarto Grupo (C- Si-Ge)
Enlace mixto metálico-iónicoDiferencias importantes en electronegatividad. Compuestos intermetálicos como NaZn13, Al9 Co3 y Fe5 Zn21
Energías de Enlace•Existe
un
espaciamiento
interatómico
que
corresponde
a
la
distancia
entre
átomos resultante de un equilibrio entre fuerzas de repulsión y de atracción.
•Es posible calcular la energía de unión, es decir la energía requerida para crear o romper el enlace.
•Una energía de enlace elevada, también tendrán gran resistencia y una elevada
T de fusión
Enlace
Energía de unión(Kcal/ mol)
Iónico
150‐
370Covalente
125‐
300
Metálico
25‐
200Van der Waals
< 10
•Existe
un
espaciamiento
interatómico
que
corresponde
a
la
distancia
entre átomos resultante de un equilibrio entre fuerzas de repulsión y de atracción.
•Es posible calcular la energía de unión, es decir la energía requerida para crear o romper el enlace.
•Una energía de enlace elevada, también tendrán gran resistencia y una elevada T de fusión
Enlace
Energía de unión(Kcal/ mol)
Iónico
150‐
370Covalente
125‐
300
Metálico
25‐
200Van der Waals
< 10
COEFICIENTE DE EXPANSIÓN TÉRMICACOEFICIENTE DE EXPANSIÓN TÉRMICA
Materiales y sus enlaces
