Área profesional: Metalurgia Docente: García Cano, Hugo
METALURGIA FÍSICA Y CORROCION
ATRACCIONES INTERATOMICAS INTERATOMICAS
Grupo: B -Ynoñan Leiva, Jenser Smith
INTRODUCCION
Algunas de las propiedades más importantes de los materiales solidos dependen de la disposición geométrica de los átomos y de las interacciones que existen entre los átomos y las moléculas constituyentes. En el siguiente informe se verá los diferentes tipos de enlaces químicos, tales como el enlace iónico, el enlace covalente, como también el enlace metálico.
RESUMEN
En los sólidos, el enlace atómico puede considerarse en términos de las fuerzas y energías atractivas y repulsivas. En los sólidos, los tres tipos de enlace primario son el iónico, el covalente y el metálico. Para los enlaces atómicos, los iones se cargan eléctricamente por la transferencia de electrones de valencia de un tipo de átomo a otro; las fuerzas son culómbicas. En el enlace covalente existe compartición de electrones de valencia formar un “mar de electrones” uniformemente distribuidos en torno a los iones metálicos y actúan de cemento de unión entre ellos. Los enlaces de Van der Waals y por puente de hidrogeno, denominados ambos enlaces secundarios, son débiles comparados con los primarios. Estos enlaces se originan por las fuerzas de atracción entre dipolos electrónicos, que pueden ser inducidos o permanentes. En el enlace por puente de hidrogeno se forman moléculas altamente polares al unirse covalentemente al hidrogeno o elementos no metálicos tales como el fluor.
ATRACCIONES INTERATOMICAS Enlaces interatómicos o intermoleculares. - enlace iónico, entre metal y no
metal. - enlace covalente, entre no metal y no metal. - enlace metálico, entre los átomos de un mismo metal. Enlaces intermoleculares. Son las que mantienen unidas las moléculas de una misma sustancia. - fuerzas de Van der Waals. - Puentes de hidrógeno. Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que cuando se encuentran por separado. Los gases nobles presentan una estructura electrónica ns2 np6 en el último nivel de energía (capa de valencia). Esta estructura con 8 e− de valencia recibe el nombre de octeto electrónico y tiene las siguientes características: •
Los gases nobles son muy estables y, por tanto, reacios a combinarse con otros elementos.
•
En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir esta estructura electrónica, con la que aumentan su estabilidad.
“Muchos elementos, al unirse a o tros, manifiestan la tendencia a adquirir la estructura electrónica externa propia de los gases nobles”.
Notación de Lewis Para representar los átomos que intervienen en la formación de un enlace, se utilizan los símbolos de Lewis. Para representar un átomo, se rodea el símbolo del elemento con un número de puntos o aspas igual al número de e − de valencia que tenga. H
He
Mg
Al
C
N
O
Cl
Ar
Para representar una molécula, se colocan los e − de enlace entre los átomos que lo forman.
H O H
H N H H
H H C H H
1. ENLACE IÓNICO Existen muchas sustancias en las que no hay átomos ni moléculas, sino que están constituidas por iones positivos y negativos.
Un elemento muy poco electronegativo puede perder 1, 2 ó más e − y un elemento muy electronegativo puede ganar 1, 2 ó más e −. Al transformarse en iones, los átomos han conseguido estructura de gas noble. Ocurre que entre dos elementos de electronegatividad muy diferente se forma un ENLACE IÓNICO. Los elementos metálicos, con pocos e − de valencia, baja energía de ionización y poco electronegativos, tienen tendencia a perder e − y, por tanto, a convertirse en cationes. Los elementos no metálicos, con muchos e − de valencia y afinidad electrónica muy negativa, tienen tendencia a ganar e − y, por tanto, a convertirse en aniones. Estos iones se unen de manera estable mediante ENLACE IÓNICO y forman los compuestos iónicos. “El enlace iónico es la
unión que resulta de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negat ivos para dar lugar a la formación de una red cristalina iónica”.
Ejemplo: Elemento metálico Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Cede 1 e− Forma un catión Na+: 1s2 2s2 2p6 Elemento no metálico Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Gana 1 e− Forma un anion Cl−: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
El número de electrones que un elemento toma o cede para transformarse en ión se le denomina valencia iónica o electrovalencia. Estructura de los compuestos iónicos. Los compuestos iónicos forman cristales, es decir, estructuras sólidas constituidas por cationes y aniones. En dichos cristales, los iones se colocan de manera ordenada en las tres direcciones del espacio, de tal forma que se maximice la atracción electrostática entre ellos. Para que se forme una red iónica deben cumplirse las siguientes condiciones: •
Para que el cristal sea eléctricamente neutro, el número de cargas positivas debe ser igual al número de cargas negativas.
•
Los iones se ordenan de manera que se consiga el empaquetamiento más compacto posible. El grado de empaquetamiento dependerá del tamaño de los iones.
Se llama índice de coordinación, al número de iones que rodean un átomo de signo contrario. Ejemplos: El número de coordinación del cloro en el NaCl es 6 y el del sodio, también. Se expresa: El número de coordinación del NaCl es 6:6 El número de coordinación del CaF 2 es 8:4 Los compuestos iónicos se representan siempre por sus fórmulas empíricas, puesto que no forman moléculas sino redes cristalinas. Así, CaF2 indica que en el cristal iónico hay un ion Ca 2+ por cada dos iones F−. Energía reticular. Se define como la energía necesaria para separar los iones negativos de los iones positivos de un mol de sustancia cristalina, hasta una distancia infinita entre ellos. Los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas muy estables. La formación de un cristal iónico es un proceso muy exotérmico, es decir, se desprende mucha energía.
Ejemplo:
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s)
La formación de NaCl tiene lugar en varios pasos. Para formar los iones Na + y Cl−, el metal tendrá que separar sus átomos entre sí (sublimación) y luego perder un e − cada uno; el no metal primero tendrá que romper la molécula (disociación) y después captar un e − cada átomo. Energía de formación Na (s) + ½ Cl
2
(g)
NaCl (s)
Afi nidad electrónica Cl (g)
Cl
−
(g)
Pro ceso exotérmico Energía de ionización Na (g)
Na
+
(g)
Proceso endotérmico
Na (s) + E s → Na (g)
Esublimación = 109 KJ/mol
Na (g) + Ei → Na+ (g) + e−
Eionización = 496 KJ/mol
½ Cl2 (g) + E d/2 → Cl (g)
Edisociación / 2 = 122 KJ/mol
Cl (g) + e− → Cl− (g) + E af
Eafinidad
= 348 KJ/mol
Pero la energía desprendida (348 KJ/mol) no supera a la suministrada: 109 + 496 + 122 = 727 KJ/mol; faltan 379 KJ/mol. El enlace iónico se puede formar porque hay que considerar la energía reticular. En el NaCl, E r = 790 KJ/mol Na+ (g) + Cl − (g) → Na +Cl− (s) + 790 KJ/mol
Por tanto, en el proceso global de formación de NaCl a partir de sus elementos, se desprenden: 790 – 379 = 411 KJ/mol Na (s) + ½ Cl 2 (g) → Na+Cl− (s) + 411 KJ/mol
El desarrollo seguido constituye el CICLO DE BORN-HABER, que se trata de un caso particular de la Ley de Hess. Propiedades de los compuestos iónicos. En los compuestos iónicos no hay moléculas. La naturaleza del enlace le confiere a los sólidos iónicos unas propiedades características. •
Conductividad. En estado sólido no conducen la corriente; pero fundidos o disueltos en agua, son buenos conductores de la electricidad.
•
Fragilidad. Son bastante frágiles ya que cualquier ligero golpe puede provocar el desplazamiento de los iones, de tal forma que éstos pueden quedar más próximos. Esto aumentaría las fuerzas de repulsión entre iones del mismo signo, favoreciendo la rotura del cristal.
•
Dureza. Debido a la fortaleza del enlace, estos sólidos presentan una elevada resistencia a ser rayados.
•
Son solubles en disolventes polares como el agua. Las moléculas del disolvente se orientan alrededor de los iones, estableciéndose interacciones ion-dipolo que acaban por conseguir la disgregación del cristal.
2. ENLACE COVALENTE. El enlace covalente se forma por compartición de electrones entre los diferentes átomos que forman la molécula. Los elementos que forman estos compuestos son los más electronegativos, es decir, los no metálicos. Cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble, compartiendo uno o varios pares de electrones. Se llama electrovalencia, al número de electrones que comparte un átomo. Ejemplos: NH 3, H2O, O2, H2
Teoría de Lewis. Lewis, basándose en la regla del Octeto, establece que cada átomo tiende a tener ocho electrones en su última capa. “los elementos forman enlace compartiendo uno o varios pares de e lectrones, de forma que su capa de valencia adquiera configuración de gas noble”.
Normalmente, la presencia de enlaces covalentes en las sustancias da lugar a la formación de moléculas.
Los electrones de valencia que forman parte del enlace se denominan electrones enlazantes, y los otros electrones de valencia reciben el nombre de electrones no enlazantes.
En función del número de electrones necesarios para completar el octeto, dos elementos podrán compartir entre si hasta tres pares de e- dando lugar a enlaces simples, dobles y triples. - Enlace Simple: Se forman cuando dos átomos comparten un par de electrones H2: H – H
HCl: H – Cl
H2O:
O H
-
H
H – N – H H
Enlace Doble: se forman cuando dos átomos comparten dos pares de e-
O2: O = O -
NH3:
CO2: O = C = O
H H C2H4: C=C H H
Enlace Triple: Se forman cuando dos átomos comparten tres pares de eN2: N ≡ N
HCN: H – C ≡ N
C2H2: H – C ≡ C – H
En general, cuanto mayor es el número de pares de e- compartidos, más fuerte es el enlace porque los átomos estarán más próximos entre si y porque para romper el enlace hay que suministrar más cantidad de energía.
Cuando el par compartido es aportado totalmente por uno de los dos átomos enlazados, el enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado o dativo y es tan fuerte como cualquier enlace simple. Ejemplo: NH3 + BF3
NH3-BF3
Teoría del enlace de valencia. Ésta teoría establecida por Pauling y Slater, dice que dos átomos se unirán para formar un enlace covalente si cada uno de ellos posee al menos un electrón desapareado. Se denomina covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que puede formar, o al número de electrones desapareados que tiene. El enlace covalente se forma al superponerse los dos orbitales semiocupados para formar un orbital común, en el que se emparejan los dos e- . Los demás orbitales quedan intactos. Cuanto mayor es la superposición de los orbitales semiocupados, mayor es la estabilidad del enlace covalente. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos núcleos, en los que la probabilidad de encontrar los dos e- es máxima. En el caso del H 2, como consecuencia del solapamiento de la nube electrónica Ej: H2: HCl:
H: 1S1 H: 1S1
Enlace covalente simple 1
H: ………………………….1s
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py2 3pz2 H20:
Enlace covalente simple
H: …………....1S1
O: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
2 enlaces covalentes
1
H: …………............1S
simples O—H
1
NH3: H: ……....1S N: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 H: …………....1S1
3 enlaces covalentes simples N—H
H: ……...….............1S1
En los enlaces múltiples también se da la superposición de pares orbitales atómicos semiocupados. O2:
O: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 O: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz 1
N2:
N: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 2
2 2
Enlace covalente doble
2 2
N: 1s 2s 2px 2py 2pz
Enlace covalente triple
El tipo de enlace constituido por solapamiento de dos orbitales siguiendo la línea de los núcleos se llama enlace sigma (σ). En los dobles y triples enlaces interviene el enlace pi (π) que se produce por solapamiento lateral de dos orbitales p y es más déb il que el σ. σ:
π:
Teoría de Orbitales Moleculares. Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones para los que hay que resolver la ecuación de Schrödinger, de tal forma que se obtienen los orbitales moleculares (regiones del espacio donde es más probable encontrar a los electrones de la molécula). Ejemplo: H2. Al principio se tienen dos átomos de hidrógenos separados, cada uno con un electrón en su respectivo orbital atómico 1s. Cuando se forma la molécula, desaparecen los orbitales atómicos (OA) y se forman un nuevo tipo de orbitales llamados orbitales moleculares (OM). De los OM formados, uno de ellos tiene menos energía, es decir, es más estable que los OA 1s del H. Es el OM enlazante y los electrones que lo ocupan favorecen el enlace. En este caso, dicho orbital está lleno ya que los OM alojan como máximo 2e − (principio de exclusión de Pauli). El otro OM tiene más energía que los OA iniciales, es decir, es menos estable y los electrones que lo ocupan perjudican la formación del enlace. Se llama OM antienlazante y, en este caso, está vacío porque solo hay dos electrones en total. 3. ENLACE METÁLICO La mayor parte de la tabla periódica esta formada por metales. Estos no pueden unirse mediante enlace iónico porque se unen con átomos del mismo elemento. Tampoco forman enlaces covalentes porque no suelen disponer de suficientes electrones de valencia como para unirse a todos los átomos de su entorno más próximo. Así pues, surge un nuevo tipo de enlace, el enlace metálico . Las hipótesis del modelo de la nube electrónica, son las siguientes: -
Los átomos del metal pierden sus e- de valencia convirtiéndose en cationes de forma esférica que se ordenan geométricamente en una red cristalina tridimensional.
-
Los e- de valencia forman una nube electrónica como si fueran un gas alrededor de los cationes y neutralizan la carga positiva.
-
Estos e- pueden desplazarse en el interior del metal pero no pueden escapar de la red catiónica por su potencial eléctrico atractivo.
La interacción entre los iones positivos y la nube de electrones estabiliza el cristal. En general, el enlace metálico es tanto más fuerte cuanto mayor es el número de e- de valencia del metal. La unión entre los iones no es rígida ni demasiado fuerte, de tal forma que las capas de iones positivos pueden desplazarse unas sobre otras. El hecho de que todos los iones sean del mismo tamaño permite que los metales formen redes cristalinas muy empaquetadas. Las más frecuentes son las siguientes: - Hexagonal compacta (Mg, Cd, …): se trata de un prisma hexagonal con átomos situados en los vértices, en el centro de cada base, y tres dentro del prisma, en los huecos dejados por los otros átomos. - Cúbica centrada en las caras (Na, Ba, …): los átomos se sitúan en los vértices y en el centro de las caras de un cubo. - Cúbica compacta (Al, Au, Cu, …): sobre la base de un cubo, los átomos se sitúan en los vértices y en el centro del cubo. El modelo de la nube electrónica tiene sus limitaciones, por eso surge el modelo cuántico, procedente de la TOM, llamado MODELO DE BANDAS, cuya explicación es la siguiente: Se considera que el enlace metálico es un caso extremo de enlace covalente, en el cual los electrones de valencia de todos los átomos son compartidos conjunta y simultáneamente. Ahora, desaparecen los orbitales atómicos y se forman orbitales moleculares con energías tan próximas que, todos en conjunto, ocupan una franja o banda de energía.
n OM n OA E Átomos aislados
Átomos en el cristal
Aunque la banda o conjunto de OM se llena con electrones, empezando por los niveles de menor energía, éstos están tan cerca unos de otros que los electrones pueden ocupar libremente cualquier posición dentro de la banda. La banda de energía formada con los OA de valencia se denomina banda de valencia. La banda formada por los primeros OA vacíos se llama banda de conducción. A veces, ambas bandas solapan energéticamente. En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia está o semillena, como el Na, tipo I, o bien llena, pero solapada con la banda de conducción que está vacía, es el caso de Mg, tipo II. En ambos casos, los electrones disponen de OM vacíos que pueden ocupar con un mínimo aporte de energía; son electrones casi libres, portadores de la corriente eléctrica.
Banda de conducción
Banda valencia
de
Na (tipo I) - PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS METÁLICOS. -
-
-
-
Mg (tipo II)
Son excelentes conductores de la corriente eléctrica. Esto se explica porque los e- , muy móviles, pueden ser arrastrados fácilmente, dando lugar a una corriente eléctrica. Al aumentar la temperatura, disminuye la conductividad porque aumenta la vibración de los e- y se dificulta el transporte de la corriente a través del metal. Transportan con facilidad energía en forma de calor. Es consecuencia de los choques que se producen entre los e- al desplazarse por todo el metal. Esto hace que la energía se transmita con facilidad de un extremo a otro. Poseen un brillo característico debido a que, al estar libres los e- de valencia, les es muy fácil absorber y emitir radiación electromagnética de todas las frecuencias. Otras propiedades: •
Al ser estructuras muy compactas (con pocos huecos) suelen tener densidades altas.
•
•
•
•
No son frágiles porque el desplazamiento de una capa de átomos sobre la otra da lugar a una distribución similar a la inicial. Es un enlace fuerte aunque menor que el iónico y el covalente. Como los átomos que forman la estructura metálica tienen el mismo tamaño, se favorece el desplazamiento de las diferentes capas de átomos. Esto hace que los metales presente propiedades como la ductilidad (capacidad para formar hilos) y la maleabilidad (capacidad para formar láminas). Su dureza varía siendo algunos blandos, como los metales alcalinos.
- FUERZAS INTERMOLECULARES Son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas y que permiten que existan sustancias líquidas y sólidas, ya que sin estas fuerzas, todo estaría en estado gaseoso. Se consideran dos tipos: A) Fuerzas de Van der Waals: Se dividen en: - Fuerzas de dispersión: aparecen entre moléculas no polarizadas. En un momento dado, una de estas moléculas experimenta un ligero desplazamiento de su nube electrónica respecto del núcleo y forma un dipolo instantáneo. Éste induce la formación de un dipolo en una molécula cercana y entre ambos dipolos aparece una fuerza atractiva. Su intensidad aumenta a medida que crece el tamaño de la molécula. - Atracciones dipolo-dipolo: Aparecen entre el extremo positivo de una molécula polarizada y el extremo negativo de otra. Estas fuerzas atractivas aumentan con la polaridad de la molécula y disminuye con el aumento de la temperatura. Dentro de cada grupo de la tabla periódica, las fuerzas de Van der Waals aumentan con el número atómico, ya que aumenta también el radio atómico y resulta más fácil “deformar” la molécula.
B) Puentes de Hidrógeno: Se produce cuando el hidrógeno actúa como puente entre dos átomos pequeños y muy electronegativos (F, O o N), ya que el hidrógeno está muy polarizado positivamente y puede ser atraído por el extremo negativo de la otra molécula: Aγ- - Hγ+ - - B γEs un enlace de fuerzas intermedia entre los enlaces iónicos, covalente y metálico y las fuerzas de Van der Waals: Ejemplo
Como consecuencia los puntos de fusión y de ebullición de estas sustancias son más altos de lo que cabría esperar. 4. PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS MOLECULARES
Se llaman sólidos covalentes los formados por una red cristalina de átomos unidos por enlaces covalentes. Ejemplos: Diamante, Grafito, SiO 2 , SiC, BN. Las propiedades de estos compuestos no dependen de la presencia de las débiles fuerzas intermoleculares que las mantienen unidos, sino del enlace covalente que es muy fuerte. -
La fuerza del enlace covalente hace que se trate de sólidos de gran dureza y alto punto de fusión. Las estructuras tetraédricas son muy frecuentes como la del SiO 2 , por ser de baja coordinación. No son conductores de la corriente eléctrica porque no existen iones ni electrones libres. No se disuelven con ningún disolvente a no ser que reaccionen con él.
-BIOGRAFIA: http://recursos.salonesvirtuales.com/wpcontent/uploads/bloques/2012/07/Est ructura-atomica.pdf. https://www.educ.ar/recursos/15028/fuerzas-intermoleculares-y-propiedadesfisicas-de-las-sustancias https://es.slideshare.net/josemaxano/atomo-y-estructura-atomica
-ANEXOS:
Formación de un par iónico
Energía potencial interatómica
