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
Contenido
Contenido
2.4 La tabla periódica
2.5 Fuerzas y energías de enlace
2.6 Enlaces interatómicos primarios
2.7 Enlace secundario o enlace de van der Waals 2.8 Moléculas
CUESTIONES A TRATAR...
• ¿Por qué ocurren los enlaces?
Fundamentos de la ciencia
Fundamentos de la ciencia
e ingeniería de materiales
e ingeniería de materiales
http://www.phys.virginia.edu/classes/252/photoelectric_effect.html
• ¿Cuántos tipos de enlaces hay?
• ¿Qué propiedades se derivan de los distintos enlaces?
•
Sin
orden:
átomos
o
moléculas
están
ordenados al azar
•
Arreglo de corto alcance:
átomos y moléculas
Estructura de los materiales
Estructura de los materiales
•
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
Niveles de estructura Ejemplo de tecnología
Estructura atómica Diamante – punta de herramientas de corte
Arreglo atómico de Titanatos de plomo-zirconio largo alcance (LRO) [Pb(Zr Ti )]
Niveles de estructura
Niveles de estructura
largo alcance (LRO) [Pb(Zrx Ti1-x )]
Arreglo atómico de : Silica amorfa - fibras
Niveles de estructura Ejemplo de tecnología
Nanoestructura Nanopartículas de óxido de fierro - ferrofluidos
Microestructura Resistencia mecánica de
Niveles de estructura
Niveles de estructura
Microestructura Resistencia mecánica de aleaciones
Macroestructura Pinturas para automóviles
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
Contenido
Contenido
2.4 La tabla periódica
2.5 Fuerzas y energías de enlace
2.6 Enlaces interatómicos primarios
2.7 Enlace secundario o enlace de van der Waals 2.8 Moléculas
Electrones en orbitales: n = número cuántico
principal n=3 2 1
El átomo de Bohr
Núcleo: Z = nº de protones
= 1 para hidrógeno a 94 para plutonio
N = nº de neutrones
Atomos = núcleo (protones y neutrones) + electrones Estructura atómica
Cargas:
Electrones (-): protones(+) 1.6 × 10-19 Coulombs
Neutrones son eléctricamente neutros Neutrones son eléctricamente neutros
Masas:
Protones y neutrones ~1.67 × 10-27 kg
Electrón 9.11 × 10-31 kg
Número atómico (Z) = # protons
chemical identification of element
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.
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 12C es 12 amu Peso atómico, A
Es la razón de las masas promedio de los átomos de un elemento Peso atómico del carbón es 12.011 amu
Conceptos
Peso atómico del carbón es 12.011 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, Nav = 6.023 × 1023 átomos o moléculas
Ejemplo:
Densidad númerica, n: (número de átomos por cm3)
Densidad de masa, ρ (g/cm3)
Masa atómica, A (g/mol):
n = N × ρ / A
Algunos calculos simples
n = Nav × ρ / A
Grafito (carbón): ρ = 2.3 g/cm3, A = 12 g/mol
Algunos calculos simples
Diamante (carbón): ρ = 3.5 g/cm3, A = 12 g/mol
n = 6×1023 atoms/mol × 3.5 g/cm3/ 12 g/mol = 1.75 × 1023 atoms/cm3
Agua (H2O) ρ = 1 g/cm3,A = 18 g/mol
n = 6×1023 atoms/mol × 1 g/cm3/ 18 g/mol = 3.3 × 1022 atoms/cm3
Tamaño de un átomo o molécula
Si n = 6 × 1022 atoms/cm3
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
Calcular el número de átomos en 100 g de plata. A = 107.868 g/mol
Calculo del número de átomos en la plata
Solución
El número de átomos de plata =
) 868 . 107 ( ) 10 023 . 6 )( 100 ( 23 mol g mol atoms g × = 5.58 ×××× 1023 átomos
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
Contenido
Contenido
2.4 La tabla periódica
2.5 Fuerzas y energías de enlace
2.6 Enlaces interatómicos primarios
2.7 Enlace secundario o enlace de van der Waals 2.8 Moléculas
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.
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)
ml = magnetic 1, 3, 5, 7 (-l to +l)
Electrones en átomos
Los electrones forman una nube alrededor del núcleo
Radio ~ 0.05 – 1nm.
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. planetario.
• se disponen en estados energéticos discretos.
• tienden a ocupar en primer lugar los estados o niveles libres de menor energía.
Los electrones...
Estados energéticos electrónicos
4p 4d N-capa n = 4 1s 2s 2p K-capa n = 1 L-capa n = 2 3s 3p M-capa n = 3 3d 4s Energía
• átomos con orbitales s y p completos.
• tienden a ser no reactivos, inertes, estables, (nobles).
Configuraciones electrónicas estables...
Z Elemento Configuración
Configuraciones electrónicas estables
Z Elemento Configuración
2 He 1s2
10 Ne 1s22s 22p 6
18 Ar 1s22s22p 63s23p6
• La mayoría de los elementos: configuraciones no estables.
Elementos químicos
Elemento Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbono Nº atómico 1 2 3 4 5 6 Configuración electrónica 1s1 1s2 (estable) 1s22s1 1s22s2 1s22s22p1 1s22s22p2• ¿Por qué? Capa de valencia (externa) no suele estar completa.
Carbono ... Neón Sodio Magnesio Aluminio ... Argón ... Kriptón 6 10 11 12 13 18 ... 36 1s22s22p2 ... 1s22s22p6 (estable) 1s22s22p63s1 1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p1 ... 1s22s22p63s23p6 (estable) ... 1s22s22p63s23p63d104s246 (estable)
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
para enlazarse a otros y por consiguiente a
controlar las propiedades químicas
– ejemplo: C (número atómico = 6) 1s2 2s2 2p2
Estructura atómica
• Los electrones de valencia determinan
las siguientes propiedades:
1) Químicas
2) Electricas
2) Electricas
3) Térmicas
4) Opticas
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
Contenido
Contenido
2.4 La tabla periódica
2.5 Fuerzas y energías de enlace
2.6 Enlaces interatómicos primarios
2.7 Enlace secundario o enlace de van der Waals 2.8 Moléculas
• Columnas: La misma capa de valencia. He Ne g a se s n o b le s C e d e 1 e -F Li Be Metal No metal Intermetálico H O Mg
La tabla periódica
C e d e 2 e -C e d e 3 e -A ce p ta 1 e -A ce p ta 2 e-Elementos electropositivos: Tienden donar electrones y se transforman en cationes.
Elementos electronegativos: Tienen a aceptar electrones y se transforman en aniones.
Ar Kr Xe Rn Na Cl Br I At S Mg Ca Sr Ba Ra K Rb Cs Fr Sc Y Se Te Po C e d e 3 e
*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.
grupo
• Tiene valores en el rango de 0,7 a 4,0. He -Ne -Ar -F 4,0 Cl 3,0 Li 1,0 Na 0,9 H 2,1 Be 1,5 Mg 1,2
• A mayor valor: mayor tendencia a aceptar electrones.
Electronegatividad
Menor electronegatividad Mayor electronegatividad
-Kr -Xe -Rn -3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 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
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
Contenido
Contenido
2.4 La tabla periódica
2.5 Fuerzas y energías de enlace
2.6 Enlaces interatómicos primarios
2.7 Enlace secundario o enlace de van der Waals 2.8 Moléculas
Fuerzas y energías de enlace
Fuerzas y energías de enlace
• Distancia de enlace, r • Curva de Energía de enlace, Eo F F r • Temperatura de Fusión, TF r Energía (r) ro
PROPIEDADES de los ENLACES: T
FEo= “energía de enlace” Energía potencial f(r) ro r Distancia de equilibrio r Mayor TF Menor TF TF es mayor si Eo es mayor. a tr a c c ió n re p u ls ió n
• Módulo elástico, E • E ~ curvatura a energía r sección transversal área Ao ∆L longitud, Lo F No deformado deformado ∆L F Ao= E Lo Módulo elástico
PROPIEDADES de los ENLACES: E
• E ~ curvatura a energía ro
r
Módulo elástico mayor
Módulo elástico menor
rodistancia de equilibrio E es mayor si E
• Coeficiente de expansión térmica, α α ∆L longitud, Lo No caliente, T1 calentado, T2
=
α
(
T
2-
T
1)
∆L Locoef. expansión térmica
PROPIEDADES de los ENLACES:
α
• α ~ asimetría en ro α es mayor si Eo es menor. r Menor α Mayor α Energía ro
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
Contenido
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2.4 La tabla periódica
2.5 Fuerzas y energías de enlace
2.6 Enlaces interatómicos primarios
2.7 Enlace secundario o enlace de van der Waals 2.8 Moléculas
• Enlace iónico
• Enlace covalente
TIPOS DE ENLACES
• Enlace metálico
Na (metal) Cl (no metal) • Ocurre entre iones + (cationes) e iones - (aniones). • Requiere transferencias de electrones.
• Requiere una gran diferencia de electronegatividad. • Ejemplo: NaCl
ENLACE IÓNICO
/3s1 /3s23p5 e -Na (metal) inestable Cl (no metal) inestable electrón+
-Atracción coulómbica Na+ (catión) estable(config. del Ne: /…2p6)
Cl- (anión)
estable
/3s1 /3s23p5
*Ocurre entre elementos con su configuración electrónica casi completa.
• Enlace predominante en cerámicas. He -Ne -Ar -F 4,0 Cl 3,0 Li 1,0 Na 0,9 H 2,1 Be 1,5 Mg 1,2 CsCl MgO CaF2 NaCl O 3,5
EJEMPLOS de ENLACE IÓNICO
Donantes de electrones Aceptores de electrones
-Kr -Xe -Rn -3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 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
• Requiere que átomos vecinos compartan electrones.
• Ejemplo: CH4
C: tiene 4 e- de valencia,
y necesita 4 más
Electrones compartidos por el átomo de carbono
H
CH4
ENLACE COVALENTE
H: tiene 1 e- de valencia,
y necesita 1 más
Sus valores de electronegatividad son parecidos.
Electrones compartidos por átomos de hidrógeno H
H
H
C
Silicio (Si) es el semiconductor más importante
Electrones libres en Silicio
• Tiene 14 Protones en el núcleo, y 14 electrones orbitando. • Tiene 4 electrones de Valencia.
He -Ne -Ar -Kr -F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 H 2,1 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Ti 1,5 Cr 1,6 Fe 1,8 Ni 1,8 Zn 1,8 As 2,0 SiC C (diamante) H2O C 2,5 H2 Cl2 F2 Si 1,8 Ga 1,6 Ge 1,8 O 2,0 co lu m n a I V A
EJEMPLOS de ENLACE COVALENTE
• Moléculas con átomos no metálicos (ej., F2, Cl2)
• Moléculas con metales y no metales (ej., H20, CH4)
• Sólidos elementales (IVA tabla periód., ej., diamante, Ge, Si)
• Compuestos sólidos (cercanos a la columna IVA, ej., GaAs)
-Xe -Rn -2,8 I 2,5 At 2,2 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9 Ra 0,9 1,5 1,6 1,8 1,8 1,8 1,6 2,0 GaAs 1,8 Sn 1,8 Pb 1,8
• Se entiende como una nube de electrones de valencia compartidos por todos los átomos (1, 2, ó 3 de cada átomo).
+
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ENLACE METÁLICO
Nube electrónica e- libres de circular Cationes núcleo y e -s de no valencia• Enlace fundamental en los metales y sus aleaciones.
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*Caso totalmente opuesto al covalente: la nube electrónica se forma porque los átomos “quieren” soltar los electrones que le sobran, pero “nadie” los adopta.
e
-s libres de circular por todo el metal
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)
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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2.5 Fuerzas y energías de enlace
2.6 Enlaces interatómicos primarios
2.7 Enlace secundario o enlace de van der Waals
Surge de la interacción “física” entre dipolos.
• Dipolos inducidos fluctuantes – átomos polares:
H
H H H
H2 H2
enlace por puentes de H: 2ario
ej: nobles, Cl2, H2 líquido:
Nubes electrónicas asimétricas
+
-
enlace+
-secundario
ENLACE DÉBIL o SECUNDARIO
(FUERZAS de Van der Waals)
• Dipolos permanetes o inducidos por moléculas polares.
+ - +
-H Cl H Cl
enlace por puentes de H: 2ario
secundario -caso general: -ej: HCl líquido -ej: polímero enlace 2ario enlace 2ario
-ej: HF, H2O, NH3 (dip. permanentes)
TIPO
Iónico CovalenteENERGÍA
Grande Variable alta-Diamante pequeña-BismutoCARACTERÍSTICAS
No direccional (cerámicos) Direccional semiconductores, cerámicos Cadenas de polímerosRESUMEN: ENLACE
Metálico Secundario pequeña-Bismuto Variable alta-Volframio pequeña-Mercurio La menor Cadenas de polímeros No direccional (metales) DireccionalDentro de cadena (polímeros)
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.
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
RESUMEN: ENLACES en MATERIALES
Polímeros
(Covalentes y secundarios):
E moderado
α moderada
Propiedades direccionales
donde domina el enlace secundario
TF pequeña
E pequeño
α alto