Departamento de Tecnología.

IES Nuestra Señora de la Almudena

Mª Jesús Saiz

TEMA 1: ESTRUCTURA INTERNA DE LOS MATERIALES El átomo: Toda la materia está compuesta por átomos y éstos por partículas más pequeñas. El núcleo del átomo está integrado por neutrones y protones, y alrededor del núcleo se encuentran los electrones girando. Los electrones tienen carga negativa, los protones carga positiva y los neutrones, como su nombre lo indica, son neutros (carecen de carga positiva o negativa). Elementos electropositivos: l os que ceden electrones en las reacciones químicas (catión). Ejemplo: los metales. Tienen 3 o menos electrones en niveles externos y forman cationes por pérdida de electrones. Elementos electronegativos: cuando captan electrones en las reacciones químicas (anión). Ejemplo: los no metales. Tienen 4 o más electrones en niveles externos y forman aniones por ganancia de electrones. Energía de ionización: es la mínima energía que hay que suministrarle a un átomo para arrancarle un electrón.

Tabla periódica: Los elementos se agrupan en la tabla periódica según la estructura electrónica de sus átomos.

GRUPO Metales ligeros

No metales Metales de transición

Gases nobles Halógenos

Semimetales

PERIODO

Metales de bajo punto de fusión

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Todos los elementos que pertenecen a un grupo (columnas verticales) tienen la misma valencia atómica, el número de electrones en la última capa es el mismo, y por ello, tienen propiedades similares entre sí. Las filas horizontales de la tabla periódica se llaman períodos, y cada periodo corresponde con el nivel de energía en el que se colocan los electrones

Tipos de enlaces Enlace iónico: se forma entre átomos muy electropositivos y muy electronegativos (metales y no metales), consiste en la transferencia de electrones desde los átomos electropositivos a los electronegativos. Se dan fuerzas de enlace de Coulomb. Ejemplo: NaCl (sal común) ; HF; KCl., LiF

Propiedades: - Alta energía de enlace, y elevada temperatura de fusión. - Duros y frágiles. - Aislantes en estado sólido y conductores en disolución. Enlace covalente.: se forma entre átomos con pequeña diferencia de electronegatividad. Los átomos comparten sus electrones externos con otros átomos. Se pueden formar enlaces múltiples de pares de electrones. Ejemplo: F2, O2, N2

F F F F

O

O

O O

N

N

N

N

. El enlace covalente puede darse entre átomos produciéndose fuertes uniones; o entre moléculas mediante fuerzas de Van der Waals y puentes de hidrógeno, y en estos casos las uniones intermoleculares son débiles. Ejenplo de enlace covalente entre moléculas: H2O (agua); NH3 (amoniaco), polímeros o plásticos Propiedades enlace covalente entre átomos: - Alta energía de enlace, y elevada temperatura de fusión. - Duros y frágiles. - Aislantes en estado sólido y líquido - Solubilidad muy baja. Propiedades enlace covalente entre moléculas: - Baja energía de enlace, y baja temperatura de fusión. - Blandos y con propiedades de plasticidad. - Aislantes en estado sólido y líquido - Solubles en disolventes orgánicos.. Enlace metálico: se forma entre dos metales. Se produce una atracción de susu nucleos (iones +) y los electrones de la última capa (electrones de valencia) se colocan dispersos en forma de nube electrónica cubriendo un espacio y rodeando a los nucleos. Los electrones de valencia pueden moverse a lo largo de toda la red. Esto explica la alta conductividad eléctrica y térmica. También explica que la mayoría de los metales puedan deformarse considerablemente sin fracturas, ya que los enlaces se deslizan en lugar de romperse.

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Propiedades: - Energía de enlace variable y punto de fusión variable.. - Dúctiles y maleables. - Buenos conductores - Insolubles en general - Brillo metálico. Estructuras cristalinas Solido amorfo y sólido cristalino: En un sólido amorfo las partículas carecen de una estructura ordenada (ejemplo: vidrio). En los sólidos cristalinos, sus átomos están dispuestos de manera regular y ordenada formando redes cristalinas. Sistemas cristalinos Un material tiene estructura cristalina cuando todos sus átomos están ordenados en el espacio repitiendo una distribución espacial. Celda unitaria: es la unidad que se repite dentro de la estructura cristalina Casi todos los metales cristalizan en tres tipos de estructuras fundamentales: -

-

BCC Cúbica Centrada en el Cuerpo (CC): los átomos se sitúan en los vértices y en el centro del cubo. FCC Cúbica Centrada en las Caras (CCC): los átomos se sitúan en los vértices y en los centros de cada cara. HCP Hexagonal Compacta: los átomos s e sitúan en los vértices y centro de la

cara del hexágono y se colocan otros tres átomos internos en triángulo.

Alotropía: Indica el cambio que puede sufrir la estructura cristalina de un elemento o compuesto químico al variar la presión y la temperatura que le rodea. A estos diferentes estados los denominaremos polimórficos o alotrópicos. Ejemplo: El hierro a temperatura ambiente cristaliza en el sistema BCC, pero cuando está a temperaturas entre 912ºC y 1394ºC cristaliza n el FCC. El carbono puede cristalizar formando estructuras tetragonales (diamante) o colocarse en capas superpuestas formando hexágonos regulares (grafito)

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Constantes en las estructuras cristalinas: los datos más importantes de cada una de las estructuras cristalinas son: -

Número de átomos por celda unidad: es el número de átomos completos que le pertenecen, contando en cada átomo sólo la parte o fracción que le corresponde.

-

Constante reticular: es la arista “a” de la celda unitaria. Se expresa en función del radio atómico

-

Índice de coordinación (I.C): es el número de átomos tangentes a otro átomo. El I.C. de la red es el correspondiente al átomo que mayor I.C. tiene.

-

Masa de una celda unitaria (en gramos) (m): se obtiene como el número de átomos de la celda multiplicado por la masa atómica de cada átomo y dividido por el número de Avogadro (NA = 6,023 . 1023 ).

m

N º átomos.m

(g/mol) N A (at / mol ) atómica

 n: nº de átomos celda unidad.

n  1 8 

a

BCC: cúbica centrada en el cuerpo

1 2 8

Índice de coordinación: i =8 El I.C. de la celda c.c. es de 8, coincidiendo con el del átomo central.

 Constante reticular

a

4 R 3

 Ejemplo: Temperatura ambiente: Fe. FCC: cúbica centrada en las caras.  n : nº de átomos celda unidad.

1 1  8  4 2 8 a

n  6

 Índice de coordinación: i =12. Tiene un índice de coordinación de 12, correspondiente a los átomos de los centros de las caras  Constante reticular

a

4 R 2

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 Ejemplo: Temperatura ambiente: Cu, Ni y Al Estado alotrópico del hierro: 912ºC