Presentacion sobre los siguientes contenidos: estructura atómica de los materiales, Atracciones Inter-atómicas; comportamiento intermolecular de los materiales y Acomodamiento atómico

1. Estructura atómica de
los materiales
República Bolivariana de Venezuela
Instituto Universitario Politécnico Santiago Mariño
Extensión “San Cristóbal”
Estudiante: Luis Higuera
C.I:21.002.238
San Cristóbal, Marzo del 2017

2. Estructura Atómica
• El estudio de la estructura atómica de la materia sirve para explicar las
propiedades delos materiales. La materia está compuesta por átomos, que a
efectos prácticos se considerarán partículas esféricas de 10-10m de tamaño
Átomo: Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia que
tiene las propiedades de un elemento químico. No obstante, los átomos no
tienen límites bien definidos y hay diferentes formas de definir su tamaño que
dan valores diferentes pero cercanos. Los átomos son lo suficientemente
pequeños para que la física clásica dé resultados notablemente incorrectos.

3. La estructura atómica se puede dividir en:
• Corteza: Compuesta por partículas cargadas negativamente
que reciben el nombre de electrones. La cantidad de
electrones que tiene un átomo y el modo en que se
distribuyen en su corteza condiciona por completo
las propiedades físicas y químicas que va a poseer el
elemento.
• Núcleo: Compuesto por los protones, que tienen carga
positiva, y los neutrones, que son eléctricamente neutros.
Ambos tienen la misma masa.

4. Propiedades atómicas
• Masa: La mayor parte de la masa del átomo viene de los
nucleones, los protones y neutrones del núcleo. La unidad de
masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad
de masa atómica (u). Esta se define como la doceava parte de la
masa de un átomo neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo
contiene 6 protones y 6 neutrones, y equivale a 1,66 · 10−27 kg
aproximadamente.
• Tamaño: Los átomos no están delimitados por una frontera
clara, por lo que su tamaño se equipara con el de su nube
electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una
medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los
electrones. En la práctica, se define el radio atómico
estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la
cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la
distancia entre dos núcleos en una molécula.

5. Uniones Inter-atómicas
• Uniones Inter-atómicas: 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.

6. Uniones Inter-atómicas
• 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.
Aquí vemos un ejemplo de una unión
covalente entre el oxigeno 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.
Veremos un ejemplo más de
unión covalente. Esta vez con
tres átomos distintos.
Representaremos a la molécula
de ácido nítrico. (HNO3).

7. Uniones Inter-Atómicas
• 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. Esta
teoría establece que los pares electrónicos compartidos entre átomos y los no compartidos guardan entre si la
máxima distancia posible por la repulsión entre cargas negativas. Si por ejemplo estamos en presencia de solo dos
pares electrónicos estos se separaran unos 180°. Si tenemos tres pares en total, se separaran formando 120° de
separación entre sí y así sucesivamente. Esto ayuda a establecer la geometría molecular y electrónica que tendrán los
compuestos covalentes en el espacio.
En el CO2, el carbono se halla unido a dos átomos de oxígeno. Los dos momentos dipolares se dirigen
vectorialmente hacia los átomos de oxígeno ya que son más electronegativos que el de carbono. Estos
vectores son de igual magnitud pero de distinto sentido por lo tanto se anulan al formar un ángulo de
180°. La molécula CO2 resulta ser no polar. La G.M. coincide en este caso con la G.E. ya que no hay
electrones no compartidos. Esta geometría es lineal.

8. Comportamiento Intermolecular
• Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar
diferente)
• Fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas apolares)
• Fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula
apolar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática)

9. Comportamiento intermolecular
• Las Fuerzas Intermoleculares, son fuerzas de atracción y
repulsión entre las moléculas. El comportamiento molecular
depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las
fuerzas que unen o separan las moléculas, y el estudio de esos
fenómenos fue parte importante del desarrollo de la química
física en el siglo XX. Las fuerzas de atracción explican la
cohesión de las moléculas en los estados liquido y sólido de la
materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o Fuerzas de Van
der Waals en honor al físico holandés Johannes van der Waals.
Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos
y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión
superficial y la viscosidad. Entre las diferentes fuerzas de orden
intermoleculares que mantienen unidos los átomos dentro de la
molécula y mantener la estabilidad de las moléculas individuales.
Hay varios tipos de interacciones: -Fuerzas de orientación
(aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente) -
Fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en
una molécula apolar una separación de cargas por el fenómeno
de inducción electrostática)
Las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga
neta se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de van der
Waals. Dichas fuerzas pueden dividirse en tres grandes grupos: las debidas a la
existencia de dipolos permanentes, las de enlace de hidrógeno y las debidas a
fenómenos de polarización transitoria (fuerzas de London). A continuación
realizaremos un estudio elemental de cada uno de dichos grupos.

10. Fuerzas de Van der Waals
• Es una fuerza intermolecular atractiva, pero poco
intensa, que se ejerce a distancia entre moléculas. Son
fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre
dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos
permanentes. Las sustancias moleculares están
formadas por moléculas individuales entre las que
únicamente existen interacciones de tipo residual que
son las responsables del enlace conocido como fuerza
de Van der Waals. Pero este tipo de fuerza no sólo está
presente en los sólo los sólidos moleculares, sino que
también aparece entre los átomos o iones sometidos a
cualquier clase de enlace, ya sea iónico, metálico o
covalente; por eso se considera como una interacción
residual. Su energía es mucho menor que la de los otros
tipos de enlace y normalmente aparezca enmascarada.
Por otra parte, la interacción conocida como fuerza de
Van der Waals se caracteriza también porque carece de
carácter dirigido y porque opera a distancias mucho
mayores.
Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas
apolares como es el caso del oxigeno, nitrógeno o cloro, y también entre átomos
como el helio o neòn, y reciben el nombre de fuerzas de dispersión. Este tipo de
fuerzas es el responsable de que estas sustancias pueden ser licuadas e incluso
solidificadas. Las nubes electrónicas de las moléculas o delos átomos sufren
vibraciones y producen dipolos con una orientación determinada, pero de vida muy
breve ya que en un instante después el dipolo tiene la orientación contraria. Estos
dipolos inducen otra deformación en las moléculas contiguas y originan fuerzas de
atracción entre ellas.

11. Acomodamiento Atómico
• Se llama cristales a los acomodamientos
atómicos repetitivos en las tres dimensiones.
Esta repetición de patrones tridimensionales se
debe a la coordinación atómica dentro del
material, algunas veces este patrón controla la
forma externa del cristal. El acomodamiento
atómico interno persiste, aunque la superficie
externa se altere. Los acomodamientos
cristalinos pueden tomar uno de siete
principales patrones de acomodamiento
cristalino. Estos están estrechamente
relacionados con la forma en la que se puede
dividir el espacio en iguales volúmenes por
superficies planas de intersección
Cristales Cúbicos: Los átomos pueden acomodarse en un patrón
cúbico con tres diferentes tipos de repetición: cúbico simple (cs),
cúbico de cuerpos centrados (ccc), y cúbico de caras centradas
(ccac).
Cúbico simple: Es hipotética para metales puros, pero representa
un buen punto de partida. Además de las tres dimensiones axiales a
iguales y los ejes en ángulos rectos, hay posiciones equivalentes en
cada celdilla. Cada celdilla tiene contornos idénticos al centro a los
de todas las celdillas unitarias en el cristal. Del mismo modo,
cualquier posición específica es idéntica en todas las celdillas
unitarias.
Cúbica de caras centradas: Este tipo de estructura se caracteriza
por que en la esquina de cada celdilla unitaria y en centro de cada
cara hay un átomo, pero no hay ninguno en el centro del cubo.