1. Ciencia de los
Materiales
Estructura de los
materiales

2. Ciencia e Ingeniería de Materiales

3. Tipos de materiales
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•
•
•
Metálicos
Polímeros
Cerámicos
Compuestos (Composites)
Electrónicos
Biomateriales/Nanomateriales

4. Tabla periódica

5. Metales
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•
•
•
Combinación de elementos metálicos
Pueden estar combinados con no metálicos
Inorgánicos y con estructura cristalina
Buenos conductores eléctricos y térmicos, alta
resistencia mecánica, moderada plasticidad y alta
tenacidad
• Ej.: Cobre, Aluminio, Hierro, Titanio

6. Cerámicos
• Combinación de elementos metálicos y no metálicos
• Materiales inorgánicos que pueden ser cristalinos,
no cristalinos o mezcla de ambos.
• Alta dureza, buena resistencia mecánica y al
desgaste.
• Muy buen aislante.
• Resisten el choque térmico
• Ej.: Porcelana, vidrio, Ladrillos refractarios

7. Polímeros
• Moléculas orgánicos y casi siempre son no
cristalinos.
• Baja conductividad eléctrica y muy utilizado como
aislante térmico.
• Baja densidad y baja temperatura de
descomposición.
• Ej.: Plásticos, Poly vinyl Chloride (PVC), Polyester y
cauchos.

8. Compuestos
• Mezclas de dos o más materiales.
• Consisten en un material de relleno y un aglutinante.
• Los materiales están trabados o unidos
mecánicamente, nunca disuelto uno en el otro.
• Principales tipos:
Fibrosos : Fibras en una matriz
Partículas : Partículas en una matriz
Matriz
: Pueden ser cerámica, metálica o polimérica
• Ej.: PRFV (Plástico reforzado con fibra de vidrio),
hormigón armado (barras de acero reforzadas en
cemento y arena).

9. Electrónicos
• Poseen propiedades eléctricas intermedias.
• Sus propiedades eléctricas son sensibles a la
presencia de impurezas.
• Se utilizan en la industria electrónica para la
fabricación de circuitos integrados.

10. Nanomateriales
• Largo característico < 100nm.
• Son más duros y resistentes que los materiales
macizos.
• Poseen características de biocompatibilidad.
• Su desarrollo también está orientado al campo de
los transistores y diodos.

11. El Átomo
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Demócrito (V a.C) Concepto de átomo
Dalton 1804
Átomos y Moléculas
Faraday 1834
Iones
Helmholtz 1860 Átomos de electricidad
Hittor 1869
Generación rayos catódicos
Thomson 1897 Carga y masa del electrón
Carga y masa de iones

12. Rutherford
• Determinó que las radiaciones de rayos a pasaban a
través de finas láminas metálicas, demostrando que
los átomos tenían huecos.
• Átomo elemental (Hidrógeno), 1 ión positivo y 1
electrón.
• Ley de Coulomb, equilibrio entre fuerzas de
atracción vs. Centrifuga.
• Contradice a Maxwell (electromagnetismo), emisión
energía a través de ondas electromagnéticas.
• La radiación de luz es a través de determinadas
frecuencias o niveles de energía (cuantos).

13. Cuantificación de la energía
• Max Plank (1900) definió al quantum (o átomo de energía). La
menor cantidad de energía que se requiere para emitir o
absorber una radiación. Dicha variación es de a “saltos” y no
continua. La energía de un quantum es:
E = h . f (Fotón)
h = Constante de Plank = 6.626176 x 10-34 y f = frecuencia de la radiación
• Como la energía está cuantificada, tenemos:
E = n. h . f
n = Número cuántico, que varía de 1 a 7
• La emisión de radiación se logra excitando a los átomos,
aumentando la energía cinética de sus electrones, permitiendo
dar un salto de energía.
Calentamiento (Energía termoiónica)
Bombardeo electrónico (emisión secundaria)
Campos eléctricos negativos intensos (emisión de campo)
Aplicación de una radiación (emisión fotoeléctrica)

14. Números cuánticos
• Principal
n
Nivel o capa de energía
• Secundario l
(Subniveles s, p, d y f)
• Magnético
m
Orientación espacial frente
a un campo magnético.
• Spin
ms Momento angular
Giro sobre su propio eje

15. Modelo atómico de Bohr

16. Átomo
Masa
Masa
relativa
Carga
Carga
relativa
Partícula
Kg
C
Protón
1.672 10-27
1
+1.602 10-19
+1
Electrón
0.905 10-30
0
-1.602 10-19
-1
Neutrón
1.672 10-27
1
0
0

17. Ne = 2 n2

21. Estados de la materia
Según la relación de fuerzas atómicas
y moleculares
• Gas
Fa > Fm
• Líquido
Corto alcance
• Sólido
Largo alcance
Celda

22. Enlaces
Fuertes
• Iónico (Heteropolar)
• Covalente (Homopolar)
• Metálico
Débiles o Secundarios
• Fuerzas de Van der Waals
• Puentes de Hidrógeno

23. Enlace Iónico
• Transferencia de electrones
Catión
Anión
Na → Na+ + 1 eCl + 1 e- → Cl-
• Atracción electrostática
• No direccional
• Número de coordinación, eficiencia de
empaquetamiento (r/R)
• Entre elementos de IA y IIA con VIIA y VIA

24. Enlace Iónico
• Fuerza de atracción electrostática
Fc = - K / a2
a = distancia entre centros
K = k0 (Z1.q). (Z2.q)
K0 = cte
Z1 y Z2 = Valencias de los iones
q = Carga electrón

25. Enlace Iónico
• Fuerza de repulsión
Fr = l . e-a/p
l y p = Constantes experimentales
a0 = Distancia de equilibrio para:
Fc + Fr = 0
a0 = r Na+ + rCl-

26. Energía de enlace

27. Enlace iónico

29. Enlace Covalente
Covalente = Coparticipación de electrones
Es un enlace direccional (ángulo de enlace)
Bajo Número de Coordinación y estructuras
atómicas más abiertas.
Molécula de Cloro (Cl2)
Cl – Cl
Molécula de Etileno (C2H4 )
H H
I
I
C=C
I
I
H H

30. Enlace Covalente
Las energías de enlace están asociadas con
enlaces múltiples
C–C
C=C
C≡C
370 kJ/mol
680 kJ/mol
890 kJ/mol

31. Enlace covalente

32. Enlace covalente

33. Enlace Metálico
• Distribución compartida de electrones y
adireccional
• Electrones deslocalizados (nube)
• Principio de Heisenberg
• El enlace se restablece después de
realizada una deformación plástica.
• Adireccionalidad = Nº Coordinación alto

34. Enlace metálico

35. Enlace metálico

36. Enlace Secundario
• También llamado de Van der Walls
• Enlace sin transferencia ni distribución
compartida de electrones
• Enlace entre átomos y moléculas de naturales
cuántica con valor de energía muy baja.
• Mecanismos de enlace es similar al iónico por
atracción de cargas opuestas.
• Dos átomos neutros pueden desarrollar entre
ellos carga muy débil.

37. Enlace Secundario
• La atracción depende de distribuciones
asimétricas de las cargas, dentro del átomo o
la molécula.
• Esta asimetría se llama dipolo.
• Los dipolos pueden ser:
- Inducidos (de baja energía de enlace) (Ar)
0.99 kJ/mol o 0.24 kcal/mol
- Permanentes (Puente de Hidrógeno).
21 kJ/mol o 5 kcal/mol

38. Enlace Secundario
• Las propiedades del agua derivan del Puente
de Hidrógeno
- Expansión del agua al congelarse.
(Alineamiento regular y repetitivo de moléculas)
- Al fundirse, las moléculas retienen el puente de
hidrógeno, pero se empacan en un arreglo más
denso.
- Alto punto de ebullición del agua
• Esta asimetría se llama dipolo.
• Este enlace es típico de lo polímeros.

39. Enlace Secundario

40. Tabla Comparativa
Material
Enlace
Ejemplo
Metal
Metálico
Hierro y
aleaciones
ferrosas
Cerámica/Vidrio
Iónico/Covalente
Sílice
Polímeros
Covalente y
Secundario
Polietileno
Semiconductores
Covalente o
Covalente/Iónico
Silicio o Sulfuro de
Cadmio

41. Tabla Comparativa
Material
Enlace
Punto de
Fusión
ClNa
Iónico
801ºC
C (Diamante)
Covalente
Polietileno
Covalente y Sec.
~ 120ºC
Cu
Metálico
1.083ºC
Ar
Secundario (Ind.)
- 189ºC
H2O
Secundario (Per)
0ºC
~3.550ºC

42. Tabla Comparativa
Propiedad
Iónico
Covalente
Metálico
Van der
Waals
Resistencia
Mecánica y
Dureza
Elevada
Muy Alta
Variable
Baja
Dureza (Mohs)
CaF = 4.0
Diamante = 10
Pt = 4.3
Au = 2.5
Benceno (0ºC) = 0.2
Punto de Fusión
(ºC)
Alto
NaCl = 801
Muy Alto
Diamante = 3800
Variable
Mo = 2610
Hg = -38.8
Bajo
Benceno = 5.5
Coef. Expansión
Moderado
Muy Bajo
Moderado
Muy Alto
Cond. Eléctrica
Escasa en
Pequeña en
sólido. Grande sólido y fundido
en solución y
fundido
Grande
Pequeña