PROPIEDADES DE LOS MATERIALES. TECNOLOGIA DE LOS MATERIALES

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INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITECNICO “SANTIAGO MARIÑO” Estructura Atómica De Los Materiales Alumno: Jesus Sánchez V24819529 Tutor: Ing. Douglas García

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INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITECNICO

“SANTIAGO MARIÑO”

Estructura Atómica De Los Materiales

Alumno: Jesus Sánchez V24819529Tutor: Ing. Douglas García

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ESTRUCTURA DE LA MATERIA¿Qué es la materia?

Es todo aquello que se puede ver, sentir o usar; es cualquier cosa que tenga peso y que ocupe espacio. Puede encontrarse en forma sólida, liquida o gaseosa. Ejemplo: Roca, madera, metal son forma de materia en estado sólido; Agua, Alcohol, gasolina en estado liquido y Oxigeno, hidrogeno, bióxido de carbono son formas de materia en estado gaseoso.

Los Elementos:

Son los materiales básicos que constituyen toda la materia; existen más de 100 elementos conocidos, 92 de los cuales son naturales y los demás son artificiales o hechos por el hombre.

La Molécula:

Es la partícula más pequeña a la que puede reducirse un compuesto, antes de que se descomponga en sus elementos.

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EL Átomo Es la partícula más pequeña a la que puede reducirse un elemento y que conserva las propiedades de ese elemento. Está compuesto de un núcleo rodeado por electrones. El núcleo contiene neutrones y protones de carga positiva, los electrones de carga negativa. Están sujetos al núcleo por atracción electrostática.

La carga eléctrica “q” que lleva cada protón y cada electrón Es de 1,6x10-19

Estructura del átomo:

Un átomo está formado por 3 tipos de partículas:

Electrones: Giran alrededor del núcleo y tiene cargas negativas.

Protones: Se localizan en el núcleo y tienen cargas positivas.

Neutrones: Se localizan en el núcleo y tienen cargas neutras.

El número atómico de un átomo, indica el número de protones (partículas cargadas positivamente) que están en su núcleo, y en un átomo neutro, el número atómico es también igual al número de electrones

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Se denomina nube de electrones o nube atómica o corteza atómica a la parte externa de un átomo, región que rodea al núcleo atómico, y en la cual orbitan los electrones. Los electrones poseen carga eléctrica negativa y están unidos al núcleo del átomo por la interacción electromagnética

El radio del núcleo atómico es por lo menos 10.000 veces menor que el radio atómico, y en éste se encuentra casi la totalidad de la masa atómica. La nube atómica está constituida por capas electrónicas, cuyo número puede variar de 1 a 7, y que se designan con las letras K, L, M, N, O, P y Q

La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02*1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla periódica desde el 1 hasta el 105 está situada en la parte inferior de los símbolos de dichos elementos

EL Átomo

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Una vez probada la existencia de protones y electrones en los átomos, surgió el primer modelo atómico propuesto por Thomson, quien postuló que el átomo está compuesto por una esfera de electricidad positiva con distribución uniforme de cargas negativas dentro de ella, es decir, una unidad simétrica neutra, donde casi toda la masa está asociada por la electricidad positiva.

Este modelo no ofreció explicaciones satisfactorias a ciertos hechos experimentales especialmente a los realizados por Rutherford. El estableció un nuevo modelo atómico, donde se señalaron los siguientes aspectos:

• El núcleo del átomo debe ser muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo.

• Las partículas alfa son deflectadas porque son rechazadas por una alta concentración de cargas positivas inamovibles.

• Los electrones deben estar alrededor del núcleo y no dentro de él y estos determinan el volumen del átomo.

La naturaleza ondulatoria de los electrones fue mostrada gracias al efecto fotoeléctrico, a los principios de cuantización, incertidumbre y dualidad onda partícula y gracias a éstos fue que se pudo en 1926 por Erwing Schrodinger desarrollar una ecuación que relaciona la energía de un sistema con sus propiedades ondulatorias, esta ecuación en sus principios es similar a la que se emplea para describir ondas ondulatorias.

MODELO ATOMICO

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MODELO DE BOHR• El modelo de Bohr presenta limitaciones significativas, no sirve para explicar varios de los fenómenos en los cuales están

involucrados electrones. Las deficiencias del modelo de Bohr fueron suplidas por el modelo atómico de la mecánica cuántica. En este modelo el electrón presenta características tanto de onda como de partícula. El electrón ya no es considerado como una partícula que se mueve en un orbital discreto. Su posición pasa a ser considerada como la probabilidad de encontrar un electrón en un lugar próximo del núcleo.

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Tabla periódica La idea básica de la Tabla es que las propiedades químicas de los elementos son propiedades periódicas o recurrentes y cuando éstos se disponen de manera adecuada se pueden predecir con un buen grado de exactitud el comportamiento químico de cualquier elemento. Mendelev ordenó los elementos con base en su peso atómico creciente, empezando por el más ligero, en periodos de longitud apropiada. Cuando se hace esta ordenación todos los elementos que caen en una columna vertical tienen propiedades químicas muy similares. Predijo que con el tiempo se descubrirían ciertos elementos adicionales e intentó adelantar los pesos atómicos y las propiedades de tres de ellos en detalle. Antes de que transcurrieran 25 años se descubrieron éstos elementos y sus propiedades resultaron ser las anticipadas.

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ENLACES ATÓMICOS Un enlace atómico es un enlace químico. El enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones entre átomos y moléculas. La variedad de enlaces es amplia. Está el covalente, el iónico, el de hidrógeno, el metálico, así como otros tipos de enlaces, y todos tienen una conexión que funciona en muchas cosas diarias. Hay dos tipos diferentes de enlaces atómicos: los primarios y los secundarios. Los enlaces primarios producen los enlaces químicos que mantienen a los átomos unidos.

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Uniones Interatómicas:

Son las que se establecen entre los átomos. Hay de tres tipos. En dos de ellas, las llamadas Iónicas y Covalentes, los átomos tratan de llegar a completar el último nivel con ocho electrones cumpliendo con la clásica teoría del octeto de Lewis. La otra es la Unión metálica que se establece entre átomos iguales del mismo metal.

Uniones Iónicas:

Aquellas que se realizan entre metales y no metales. Donde la diferencia de electronegatividad es importante. Ejemplos típicos lo constituyen los metales del grupo 1 o 2 con los no metales del grupo 7. Ej: Sodio con Cloro o Calcio con Bromo. En estas uniones los electrones no se comparten sino que se ceden y se captan de forma absoluta, es decir, los metales electropositivos ceden electrones adquiriendo cargas positivas por tener protones en exceso. Y los no metales electronegativos los aceptan y completan así su último nivel energético. Se forman así cationes positivos y aniones negativos.

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PropiedadesLas propiedades que distinguen a los compuestos iónicos son:

• Tener puntos de fusión y ebullición elevados.

• Ser solubles en solventes polares como el agua.

• Forman estructuras de redes cristalinas duras.

• Presentan alta conductividad eléctrica en soluciones acuosas por ser iones.

El sodio del grupo 1 con el cloro del grupo 7. Tienen bastante diferencia de electronegatividad. El sodio le cede al cloro el único electrón que tiene en su última capa o nivel energético. De esta manera el cloro completa su último nivel con ocho electrones. Quedan formados el catión sodio y anión cloro.

Este tipo de estructuras representadas con los electrones de la última capa, se denominan estructuras de Lewis.

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Uniones Covalentes:

En este tipo de unión los no metales se unen con los no metales. Se da entre los átomos con poca o nula diferencia de electronegatividad. Y a diferencia de las uniones iónicas no se forman iones. Las uniones se establecen por la formación de pares electrónicos, de los cuales, cada electrón del par es aportado por uno de los átomos que forman dichas uniones. Los electrones se comparten, no se ceden o se captan totalmente. Esta es otra gran diferencia con respecto a la unión iónica en donde los electrones se ceden totalmente de parte de los cationes.

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Algunas características que presentan los compuestos covalentes son:

• Presentar bajos puntos de fusión y ebullición

• Ser insolubles en solventes polares como el agua y el alcohol.

• Ser solubles en ciertos solventes orgánicos

• No formar ionesAquí vemos un ejemplo de una unión covalente entre el oxígeno y el carbono. Podemos ver la formación de dos pares dobles de electrones, ya que cada unión está formada por cuatro electrones en total. Dos de ellos los aporta el carbono y los otros dos el oxígeno. Tanto el carbono como el oxígeno llegan a ocho electrones en total.

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Cuando dos elementos se unen en la unión covalente se da otro fenómeno que merece también ser considerado. Si bien no son uniones iónicas y no veremos la formación de iones con sus cargas expuestas, al existir diferencia de electronegatividad cuando son distintos, el par electrónico queda más cerca del elemento más electronegativo.

Un ejemplo lo constituye la unión entre el cloro y el hidrógeno.

El par electrónico formado por dos electrones aportados uno por cada átomo esta muchos más inclinado hacia el cloro que es el elemento más electronegativo

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UNIONES METÁLICAS• En las uniones metálicas, los átomos se mantienen unidos gracias a que sus núcleos

positivos están rodeados de una nube de electrones en permanente movimiento. Adquieren una forma de red tridimensional donde los nudos están representados por los núcleos atómicos y estos están rodeados por otros. Esta característica es la responsable de algunas propiedades de los metales como ser excelentes conductores de la electricidad y tener cierto brillo

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ELECTRONEGATIVIDAD Representa la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones. Se dice que un elemento es electronegativo cuando sus interacciones químicas tienden más a adquirir electrones que a perderlos. Con base en este hecho se han diseñado escalas de electronegatividad una de ellas se extiende desde el Cesio hasta el Flúor, asignación hecha arbitrariamente por ser el flúor el átomo más electronegativo y el Cesio el menos. En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de cualquier periodo (al aumentar el número de electrones de valencia), y de abajo hacia arriba en cualquier grupo (con el decrecimiento de tamaño)

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En Resumen

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UNIONES INTERMOLECULARES• Son más débiles que las interatómicas. Podemos clasificar a las uniones

intermoleculares en tres tipos.

• Unión Puente de Hidrogeno y Fuerzas de Van der Waals. Dentro de estas últimas tenemos Las fuerzas de dispersión o de London, y las interacciones dipolo-dipolo o dipolo-dipolo inducido.

• Puente de Hidrógeno: Es la más fuerte de las intermoleculares y es la responsable del alto punto de ebullición que exhiben moléculas como el agua. Se da mucho en aquellas moléculas que tienen átomos de hidrógeno. El ejemplo más común es la molécula de agua. (H2O). Representemos primero le estructura electrónica de esta molécula.

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Fuerzas de Van der Waals Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas menos fuertes que las de puente de hidrógeno. Su naturaleza es eléctrica y aparece como consecuencia de la aparición de dipolos permanentes o transitorios en moléculas vecinas. En las de dipolo permanente cada molécula constituye un dipolo y su parte positiva se une con la parte negativa de la molécula vecina. Es decir, que este tipo de unión se da solo en las moléculas polares. En las uniones de dipolo transitorio, cada molécula es un dipolo por un período muy corto de tiempo. Estas uniones también se conocen como fuerzas de London. No son moléculas polares por tener una distribución electrónica muy simétrica alrededor del núcleo atómico. Sin embargo, en algunas circunstancias, estas moléculas pueden cambiar su distribución simétrica por algún choque contra el recipiente o con moléculas vecinas apareciendo los dipolos momentáneos y las interacciones con moléculas vecinas. Cabe aclarar que las fuerzas de London existen también en todas las moléculas polares ya que estas igual experimentan corrimientos en sus nubes electrónicas. Pero en las moléculas no polares son las únicas fuerzas intermoleculares que existen.

En otras ocasiones se pueden generar también dipolos inducidos por la aproximación de una molécula polar hacia otra no

polar. La polar inducirá un dipolo en la molécula no polar.