2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica

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1 Contenido 2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica 2.5 Fuerzas y energías de enlace 2.6 Enlaces interatómicos primarios 2.7EnlacesecundariooenlacedevanderWaals 2.8 Moléculas

2 Fundamentos de la ciencia e ingeniería de materiales CUESTIONES A TRATAR... Por qué ocurren los enlaces? Cuántos tipos de enlaces hay? Qué propiedades se derivan de los distintos enlaces? Curva de energía de enlace

3 Estructura de los materiales Sin orden: átomos o moléculas están ordenados al azar Arreglo de corto alcance: átomos y moléculas están ordenados únicamente con sus vecinos más cercanos Arreglo de largo alcance: átomos y moléculas están ordenados en un patrón regular repetitivo o red

4 Niveles de estructura Niveles de estructura Estructura atómica Ejemplo de tecnología Diamante punta de herramientas de corte Arreglo atómico de Titanatos de plomo-zirconio largo alcance (LRO) [Pb(Zr x Ti 1-x )] Arreglo atómico de : corto alcance (SRO) Silica amorfa - fibras para comunicación óptica

5 Niveles de estructura Niveles de estructura Nanoestructura Microestructura Macroestructura Ejemplo de tecnología Nanopartículas de óxido de fierro - ferrofluidos Resistencia mecánica de aleaciones Pinturas para automóviles para resistencia a la corrosión

6 Contenido 2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica 2.5 Fuerzas y energías de enlace 2.6 Enlaces interatómicos primarios 2.7EnlacesecundariooenlacedevanderWaals 2.8 Moléculas

7 El átomo de Bohr Electrones en orbitales: n = número cuántico principal n=3 2 1 Núcleo: Z = nº de protones = 1 para hidrógeno a 94 para plutonio N = nº de neutrones Peso atómico A Z + N

8 Estructura atómica Atomos = núcleo (protones y neutrones) + electrones Cargas: Electrones (-): protones(+) Coulombs Neutrones son eléctricamente neutros Masas: Protones y neutrones ~ kg Electrón kg Masa atómica = # protones + # neutrones Número atómico (Z) = # protons chemical identification of element

9 Conceptos El número atómico de un elemento es igual al número de electrones o protones en cada átomo. La masa atómica de un elemento es igual a la suma de las masas de protones y los neutrones del núcleo El Número de Avogadro de un elemento es el número de átomos o moléculas en una mol. La unidad de masa atómica de un elemento es la masa de un átomo expresado como 1/12 de la masa de un átomo de carbón.

10 Conceptos Unidad de masa atómica (amu) 1 amu = 1/12 de masa de más común del isotopo de C 6 protones (Z=6) y 6 neutrones (N=6) La masa atómica del átomo de 12 C es 12 amu Peso atómico, A Es la razón de las masas promedio de los átomos de un elemento Peso atómico del carbón es amu Peso atómico se expresa comúnmente en masa por mol Una mol Cantidad de materia con masa en gramos igual a masa atómica en amu (Una mol de carbón tiene una masa de 12 gramos) Una mol contiene, Avogadro s number of atoms, N av = átomos o moléculas Ejemplo: Peso atómico del fierro = amu/átomo = g/mol

11 Algunos calculos simples Densidad númerica, n: (número de átomos por cm 3 ) Densidad de masa,ρ(g/cm 3 ) Masa atómica, A (g/mol): n = N av ρ/ A Grafito (carbón):ρ = 2.3 g/cm 3, A = 12 g/mol n = atoms/mol 2.3 g/cm 3 / 12 g/mol = atoms/cm 3

12 Algunos calculos simples Diamante (carbón):ρ=3.5 g/cm 3, A = 12 g/mol n = atoms/mol 3.5 g/cm 3 / 12 g/mol = atoms/cm 3 Agua (H 2 O)ρ=1g/cm 3, A = 18 g/mol n = atoms/mol 1 g/cm 3 / 18 g/mol = atoms/cm 3 Tamaño de un átomo o molécula Si n = atoms/cm 3 Separación media entre átomos, L = (1/n) 1/3 = 0.30 nm Escala de estructura atómica en solidos una fracción de 1 nm o algunos Angstroms

13 Calculo del número de átomos en la plata Calcular el número de átomos en 100 g de plata. A = g/mol Solución El número de átomos de plata = (100 g )( g ( mol ) atoms mol ) = átomos

14 Contenido 2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica 2.5 Fuerzas y energías de enlace 2.6 Enlaces interatómicos primarios 2.7EnlacesecundariooenlacedevanderWaals 2.8 Moléculas

15 Estructura electrónica Los electrones son partículas que giran alrededor del núcleo del átomo similar a la tierra gira sobre su propio eje, como también gira en torno al sol. Esto significa que los electrones es localizados en orbitales definidos por una probabilidad. Cada orbital en niveles discretos de energía está determinado por números cuánticos. Número cuántico Designación n = principal (energy level-shell) K, L, M, N, O (1, 2, 3, etc.) l = subsidiary (orbitals) s, p, d, f (0, 1, 2, 3,, n-1) m l = magnetic m s = spin ½, -½ 1, 3, 5, 7 (-l to +l)

16 Electrones en átomos Los electrones forman una nube alrededor del núcleo Radio ~ nm. Es semejante a un mini sistema planetario. Las orbitas de los electrones son confusas Sólo se puede discutir la probabilidad de encontrarlo a cierta distancia del núcleo. Unicamente ciertas orbitas o capas están disponibles. Las capas se identifican por un número cuántico principal, n, n esta referido al tamaño del radio (y energía) n = 1, mas pequeño; n = 2, 3.. son más mayores. El segundo número cuántico, l, define subcapas.

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18 Estados energéticos electrónicos Los electrones... se disponen en estados energéticos discretos. tienden a ocupar en primer lugar los estados o niveles libres de menor energía. 4d 4p N-capa n = 4 3d 4s Energía 3p M-capa n = 3 3s 2p 2s 1s L-capa n = 2 K-capa n = 1

19 Configuraciones electrónicas estables Configuraciones electrónicas estables... átomos con orbitales s y p completos. tienden a ser no reactivos, inertes, estables, (nobles). Z Elemento Configuración 2 He 1s 2 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 18 Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6

20 Elementos químicos La mayoría de los elementos: configuraciones no estables. Elemento Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbono... Neón Sodio Magnesio Aluminio... Argón... Kriptón Nº atómico Configuración electrónica 1s 1 1s 2 (estable) 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p s 2 2s 2 2p 6 (estable) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6... (estable) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s (estable) Por qué? Capa de valencia (externa) no suele estar completa.

21 Configuraciones electrónicas Electrones de valencia aquellos localizados en capas no completas Capas completas son más estables Electrones de valencia son los más disponibles para enlazarse a otros y por consiguiente a controlar las propiedades químicas ejemplo: C (número atómico = 6) 1s 2 2s 2 2p 2 valence electrons

22 Estructura atómica Los electrones de valencia determinan las siguientes propiedades: 1) Químicas 2) Electricas 3) Térmicas 4) Opticas

23 Contenido 2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica 2.5 Fuerzas y energías de enlace 2.6 Enlaces interatómicos primarios 2.7EnlacesecundariooenlacedevanderWaals 2.8 Moléculas

24 La tabla periódica Columnas: La misma capa de valencia. Cede 1 e - Cede 2 e - Cede 3 e - H Li Na Be Mg K Rb Cs Fr Ca Sr Ba Ra Sc Y Metal No metal Intermetálico Acepta 2 e - Acepta 1 e - gases nobles O S Se Te Po F Cl Br I At He Ne Ar Kr Xe Rn grupo periodo Elementos electropositivos: Tienden donar electrones y se transforman en cationes. Elementos electronegativos: Tienen a aceptar electrones y se transforman en aniones. *La T. P. de los elementos agrupa a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Los elementos aparecen ordenados por su número atómico (Z) : nº de protones en el núcleo.

25 Electronegatividad Tiene valores en el rango de 0,7 a 4,0. A mayor valor: mayor tendencia a aceptar electrones. H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 Ra 0,9 Ti 1,5 Cr 1,6 Fe 1,8 Ni 1,8 Zn 1,8 As 2,0 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 He - Ne - Ar - Kr - Xe - Rn - Menor electronegatividad Mayor electronegatividad

26 Contenido 2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica 2.5 Fuerzas y energías de enlace 2.6 Enlaces interatómicos primarios 2.7EnlacesecundariooenlacedevanderWaals 2.8 Moléculas

27 Fuerzas y energías de enlace

28 atracción repulsión Distancia de enlace, r F PROPIEDADES de los ENLACES: T F r Curva de Energía de enlace, Eo Energía potencial f(r) Distancia de equilibrio r o Eo= energía de enlace F r Temperatura de Fusión, TF Energía (r) r o Menor T F Mayor T F TF es mayor si Eo es mayor. r

29 PROPIEDADES de los ENLACES: E Módulo elástico, E longitud, Lo No deformado deformado L sección transversal área Ao F F L = E A o Lo Módulo elástico E ~ curvatura a energía ro r o distancia de equilibrio r E es mayor si Eo es mayor. Módulo elástico menor Módulo elástico mayor

30 PROPIEDADES de los ENLACES: α Coeficiente de expansión térmica, α longitud, Lo No caliente, T 1 L calentado, T2 coef. expansión térmica L Lo = α (T 2 -T 1 ) α ~ asimetría en ro Energía r o Mayor α Menor α r α es mayor si Eo es menor.

31 Contenido 2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica 2.5 Fuerzas y energías de enlace 2.6 Enlaces interatómicos primarios 2.7EnlacesecundariooenlacedevanderWaals 2.8 Moléculas

32 TIPOS DE ENLACES Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico Enlace débil o secundario

33 Ocurre entre iones + (cationes) e iones - (aniones). Requiere transferencias de electrones. Requiere una gran diferencia de electronegatividad. Ejemplo: NaCl Na (metal) inestable Na + (catión) estable (config. del Ne: / 2p 6 ) ENLACE IÓNICO e - /3s 1 /3s 2 3p 5 electrón + - Atracción coulómbica Cl (no metal) inestable Cl - (anión) estable (config. del Ar / 3p 6 ) *Ocurre entre elementos con su configuración electrónica casi completa.

34 EJEMPLOS de ENLACE IÓNICO Enlace predominante en cerámicas. H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 Ti 1,5 Cr 1,6 Fe 1,8 NaCl MgO CaF 2 CsCl Ni 1,8 Zn 1,8 As 2,0 O 3,5 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 He - Ne - Ar - Kr - Xe - Rn - Fr 0,7 Ra 0,9 Donantes de electrones Aceptores de electrones

35 Requiere que átomos vecinos compartan electrones. Ejemplo: CH4 ENLACE COVALENTE C: tiene 4 e - de valencia, y necesita 4 más CH 4 H Electrones compartidos por el átomo de carbono H: tiene 1 e - de valencia, y necesita 1 más Sus valores de electronegatividad son parecidos. H C H H Electrones compartidos por átomos de hidrógeno *Los dos átomos quieren los electrones del otro, pero nadie los suelta.

36 Electrones libres en Silicio Silicio (Si) es el semiconductor más importante Tiene 14 Protones en el núcleo, y 14 electrones orbitando. Tiene 4 electrones de Valencia. Silicio 14 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2

37 EJEMPLOS de ENLACE COVALENTE H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 Ra 0,9 H2 H2O C (diamante) SiC columna IVA C 2,5 Si 1,8 Ti Cr Fe Ni Zn Ga Ge As 1,5 1,6 1,8 1,8 1,8 1,6 1,8 2,0 O 2,0 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 He - Ne - Ar - Kr - F2 Cl2 Moléculas con átomos no metálicos (ej., F 2, Cl 2 ) Moléculas con metales y no metales (ej., H 2 0, CH 4 ) Sólidos elementales (IVA tabla periód., ej., diamante, Ge, Si) Compuestos sólidos (cercanos a la columna IVA, ej., GaAs) Sn 1,8 Pb 1,8 GaAs I 2,5 At 2,2 Xe - Rn -

38 ENLACE METÁLICO

39 ENLACE METÁLICO Se entiende como una nube de electrones de valencia compartidos por todos los átomos (1, 2, ó 3 de cada átomo) Cationes núcleo y e - s de no valencia Nube electrónica e - s libres de circular por todo el metal Enlace fundamental en los metales y sus aleaciones. *Caso totalmente opuesto al covalente: la nube electrónica se forma porque los átomos quieren soltar los electrones que le sobran, pero nadie los adopta.

40 EJEMPLOS de ENLACE METÁLICO Acero, latón, bronce, superal. Ni Aleaciones ligeras Metales refractarios Metales nobles Elementos sólidos puros (ej., Al, Mg, Ti, Fe, Ni, Cu, Ag, Au, Pb) Aleaciones sólidas (ej., Fe-Cr-Ni en aceros inox., Cu-Sn, Cu-Zn)

41 Contenido 2. Estructura atómica y enlaces interatómicos 2.1 Introducción 2.2 Conceptos fundamentales 2.3 Los electrones en los átomos 2.4 La tabla periódica 2.5 Fuerzas y energías de enlace 2.6 Enlaces interatómicos primarios 2.7EnlacesecundariooenlacedevanderWaals 2.8 Moléculas

42 ENLACE DÉBIL o SECUNDARIO (FUERZAS de Van der Waals) Surge de la interacción física entre dipolos. Dipolos inducidos fluctuantes átomos polares: Nubes electrónicas asimétricas enlace secundario ej: nobles, Cl 2, H 2 líquido: H H2 H H2 H H enlace por puentes de H: 2 ario Dipolos permanetes o inducidos por moléculas polares. -caso general: -ej: HCl líquido -ej: polímero + - enlace 2 ario + - H Cl enlace 2 ario H Cl -ej: HF, H 2 O, NH 3 (dip. permanentes) enlaces por puentes de H: 2 ario

43 RESUMEN: ENLACE TIPO Iónico Covalente ENERGÍA Grande Variable alta-diamante pequeña-bismuto CARACTERÍSTICAS No direccional (cerámicos) Direccional semiconductores, cerámicos Cadenas de polímeros Metálico Secundario Variable alta-volframio pequeña-mercurio La menor No direccional (metales) Direccional Dentro de cadena (polímeros) Inter-molecular

44 Bonding energies between 600 and 1500 kj/mol (or 3 to 8 ev/atom) are considered to be relatively large and will have correspondingly high (large) melting points.

45 RESUMEN: ENLACES en MATERIALES Cerámicas (Enlaces iónicos y covalentes): Metales (Enlace metálico): Energía de enlace alta TF alta E alto α bajo Energía de enlace variable TF moderada /media E moderado α moderada Polímeros (Covalentes y secundarios): secondary bonding Propiedades direccionales donde domina el enlace secundario T F pequeña E pequeño α alto