ORGANIZACION ATOMICA

Elaborado por: Ing. Xavier Sánchez 1

CIENCIA E INGENIERIA EN MATERIALES

Carrera de Ingeniería Mecánica

ORGANIZACION ATOMICA


ORGANIZACIÓN ATÓMICA

Estructura de los átomosLos átomos están constituidos de tres partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones. El modelo más simple: núcleo (10exp-14 m de diámetro) nube de electrones poco dispersa y de densidad variable (10exp-10 m de diámetro)


El núcleo toda la masa del átomo La nube de electrones todo el

volumen del átomo “Los electrones, particularmente los

más externos, determinan la mayor parte de las propiedades eléctricas, mecánicas, químicas y térmicas de los átomos”

ORGANIZACIÓN ATÓMICA


NÚMEROS ATÓMICOS Y MASAS ATÓMICAS

El número atómico Indica protones que hay en su núcleo. En un átomo neutro es igual al número de electrones de su nube de carga. Masas atómicas (g/mol) La mas atómica relativa de un elemento es la masa en gramos de 6.023 10exp23 átomos (número de Abogador NA) del elemento Unidad Alterna de masa atómica (uma) La masa del carbono 12 (con 6 protones y 6 neutrones) es tomada como referencia y es así que la unidad de masa atómica (uma) es un doceavo de la masa correspondiente a este átomo.



Una molécula gramo (mol) de un elemento se define como el número en gramos de ese elemento igual al número que expresa la masa atómica relativa molar, de ese elemento.Contantes Significativas:Carga q(e)=1.60 x 10exp-19 C.Masa protón o neutrón = 1.67 x 10epx-24grMasa (e) = 9.11 x 10epx-28gr



Ejercicio 1La hoja de aluminio utilizada para guardar alimentos pesa aproximadamente 0.3 g por pulgada cuadrada ¿Cuántos átomos de aluminio están contenido en la hoja? (Ref:Ask3, p.35,Ej 2.1)



Ejercicio 2A fin de recubrir una pieza de acero que tiene una superficie de 200 plg2 con una capa de níquel de 0,002 plg de espesora)¿Cuántos átomos de níquel se requieren?b)¿Cuántos moles de níquel se requieren? (Ref:Ask3, p.35,Ej 2.5)


EL ATOMO DE HIDRÓGENO

El átomo de hidrógeno Es el átomo más sencillo y consta básicamente de un electrón circundando a un protón. Si consideramos el movimiento orbital del electrón de hidrógeno en torno a su núcleo, sólo son permitidas órbitas definidas (niveles de energía). Es así que un electrón es excitado a fin de llevarlo hacia una orbita superior, a este se le deberá entregar un valor discreto de energíaDurante la transición de un átomo a una órbita de menor energía, el electrón de hidrógeno emitirá una cantidad discreta (cuanto) de energía, en forma de radiación electromagnética llamada fotón.


EL ATOMO DE HIDRÓGENO

El cambio de energía asociado con la transición del electrón desde un nivel a otro está relacionado con la frecuencia (nu) del fotón, por la ecuación de PlanckE = h c = E = hc /

En donde h (constante de Planck) = 6.63 10exp-34 ( J · s )c (velocidad de la luz) = = 3.00 10exp8 m/s = longitud de onda.


NÚMEROS CUÁNTICOS

La moderna teoría atómica establece que la energía y el movimiento del electrón alrededor de su núcleo está caracterizado por cuatro números cuánticos

Número cuántico principal n. Número cuántico secundario l Número cuántico magnético ml. Número cuántico de spin electrónico

ms.


Número cuántico principal n. Corresponde a la n en la ecuación de Bohr. Representa el nivel electrónico principal del electrón, y representa es espacio en el cual la probabilidad de encontrar un electrón aumenta, y los valores de en pueden ser de 1 a 7, siendo 1 para el nivel mas cercano al núcleo y 7 para el más alejado

NÚMEROS CUÁNTICOS


NÚMEROS CUÁNTICOS

Figura 1. Estructura atómica del sodio número atómico

11 mostrando los electrones en las capas 1,2,3


NÚMEROS CUÁNTICOS

Número cuántico secundario l. Este número cuántico especifica el subnivel dentro de los comprendidos entre los niveles principales, especificando donde es más alta la probabilidad de encontrar un electrón si ese nivel energético está ocupado. Los valores permitidos para l son de 0, 1, 2, ... , n-1, usándose algunas las letras para determinar los niveles como sigue:

0 1 2 3s p d f


NÚMEROS CUÁNTICOS

/ = 0

(s)

/ = 1

(p)

/ = 2

(d)

/ = 3

(f)

/ = 4

(g)

/ = 5

(h)

N = 1 (K) 2 …… …… …… …… ……

N = 2 (L) 2 6 …… …… …… ……

N = 3 (M) 2 6 10 …… …… ……

N = 4 (N) 2 6 10 14 …… ……

N = 5 (O) 2 6 10 14 18 ……

N = 6 (P) 2 6 10 14 18 22

Nota: 2,6,10,14……. se refiere al número de electrones en cada nivel de energía

Tabla 1 Patrón utilizado para la asignación de electrones a los niveles de energía


NÚMEROS CUÁNTICOS

Número cuántico magnético ml. Especifica la orientación espacial de un orbital atómico e influye muy poco en la energía de un electrón. El número de orientaciones posibles está determinado por el valor de l y van de - l a + l incluyendo el 0, es decir hay 2l + 1 valores para ml.


Número cuántico de spin electrónico ms. Especifica la dirección de entre las dos posibles en la que un electrón gira sobre su propio eje, al igual que el numero cuántico magnético influye muy poco en la energía del electrón y sus valores permitidos son + ½ y – ½ . Dos electrones pueden ocupar un mismo orbital si tienen espines opuestos.

NÚMEROS CUÁNTICOS


ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE

ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS Tamaño atómico. Cada átomo puede

ser considerado en una primera aproximación como una esfera de radio definido. En forma general del tamaño aumenta conforme a un elemento se le añaden niveles sucesivos, al incrementar el número cuántico principal, a pesar de que existe alguna excepciones. El tamaño atómico será importante en el estudio de la difusión atómica en las aleaciones metálicas.


ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS

Configuraciones electrónicas de los elementos. La configuración electrónica describe cómo los electrones están ordenados en orbitales en un átomo.

7s 7p 7d6s 6p 6d 6f5s 5p 5d 5f4s 4p 4d 4f3s 3p 3d2s 2p1s

Figura 2 Un recurso nemotécnico para seguir el orden correcto es disponer como se muestra y utilizar una serie de flechas dibujadas sobre los orbitales. Siguiendo las flechas de la cola a cabeza el orden queda establecido



Valencia Se relaciona con la capacidad del mismo átomo para entrar en una combinación química con otros elementos y se determina por lo general por el número de electrones más externos en los niveles combinados s, p



Ejercicio 3Suponga que un elemento tiene valencia 2 y un número atómico de 27 con base únicamente en los números cuánticos ¿Cuántos electrones de energía deben estar presentes en el nivel de energía 3d? (Ref: Ask 3, p.35, Ej2-6).


ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y REACTIVIDAD QUÍMICA

Gases nobles. Las propiedades químicas de los átomos dependen principalmente de la reactividad de sus electrones más externos. Los más estables y menos reactivos son los gases nobles, es así que todos los gases a excepción del helio (1s2) tienen una configuración s2p6 para la capa mas externa, lo que confiere una elevada estabilidad química, lo que corresponde la relativa inactividad para reaccionar con otros átomos.


ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y REACTIVIDAD QUÍMICA

Elementos electropositivos y electronegativos. Los elementos electropositivos son metálicos por naturaleza y ceden electrones en las reacciones químicas para dar iones positivos o cationes. Los elementos más electronegativos están el grupo 6A y 7A de la tabla periódica, algunos elementos de los grupos 4A y 6A pueden comportarse en una forma electronegativa o electropositiva, un ejemplo de estos son el carbono, germanio, arsénico, antimonio, y fósforo.


ELECTRONEGATIVIDAD

Electronegatividad. La electronegatividad muestra la capacidad de atraer hacia si a los electrones de enlace. La electronegatividad de mide en escala de 0 a 4,1 y cada elemento tiene asignado un valor sobre esta escala. Los elementos más electropositivos son los alcalinos y los más electronegativos son el flúor, oxígeno y nitrógeno, con 4.1 , 3.5 y 3.1 respectivamente


ELECTRONEGATIVIDAD

Figura 2.Electronegatividades de elementos seleccionados, en relación con su posición en la tabla periódica


ENLACES ATÓMICOS PRIMARIOS

Son aquellos que desarrollan grandes fuerzas interatómicas, pueden dividirse en: Enlaces iónicos Enlaces covalentes Enlaces metálicos



Enlaces iónicos Actúan fuerzas intermoleculares relativamente grandes. Por transferencia electrónica se producen iones positivos y negativos que se mantienen unidos por fuerzas de Coulomb y no es direccional.



Figura 3. Se crea un enlace iónico entre dos átomos distintos con electronegatividades diferente. Cuando el sodio dona su electrón de valencia al cloro , cada uno se convierte en un ion, la atracción ocurre y se convierte en enlace iónico



Describa el enlace iónico entre el magnesio y cloro



Enlaces covalentes Actúan fuerzas interatómicas relativamente grandes creadas por la compartición de electrones entre átomos



Figura 4. El enlace covalente requiere que los electrones sean compartidos entre átomos de tal forma que cada uno de los átomo llene el orbital externo sp. En el caso del silicio , con valencia de cuatro, deben formarse4 enlaces covalentes



Figura 5. Estructura tetraédrica del sílice (SiO2), que contiene enlaces covalentes entre los átomos de silicio y de oxígeno



Enlaces metálicos Actúan fuerzas interatómicas relativamente grandes creadas por la compartición de electrones deslocalizados que conducen a la formación de un fuerte enlace no direccional entre átomos.



Figura 6. El enlace metálico se forma cuando los átomos ceden sus electrones de valencia creando un mar de electrones . Los cuerpos centrales atómicos positivamente cargados quedan enlazados mediante la atracción mutua con los electrones libre de carga positiva



Ejercicio 4 En los metales la carga eléctrica se transfiere mediante el movimiento de los electrones de valencia. ¿Cuántos electrones de carga potenciales existen en un alambre de aluminio de 1mm de diámetro y 100 m de longitud? (Ref:Ask3, p.35, Ej 2-9)


ENLACES MIXTOS

Ejercicio 5El metano CH4 tiene una estructura tetraédrica similar al silicio SiO2 (figura 2.8 con un átomo de carbono cuyo radio mide 0,77 x 10exp-8cm en el centro y átomos de hidrógeno cuyo radio de 0,46 x 10exp-8cm en cuatro de sus 8 esquinas. Calcule el tamaño del cubo tetraédrico del metano . (Ref:Ask3, p36 Ej.2-13)


ENLACES ATÓMICOS SECUNDARIOS Y MOLECULARES

Enlaces de dipolo permanente (Vander Walls)

Enlaces de dipolo oscilante



Enlaces de dipolo permanente (Vander Walls) Son enlaces intermoleculares relativamente débiles formados entre moléculas que poseen dipolos permanentes, es decir algunas porciones de la molécula se encuentran cargadas positivamente



Figura 7.El enlace de Van der Walls esta formado como resultado de la polarización de moléculas o grupos de átomos. En el agua, los electrones de oxígeno tienen tendencia a concentrarse lejos de los del hidrógeno. La diferencia de carga resultante permite que la molécula se enlace débilmente con otras moléculas de agua



Enlaces de dipolo oscilante Enlaces muy débiles de dipolo eléctrico se producen entre átomos debido a la distribución asimétrica de las cargas eléctricas de estos átomos crean dipolos eléctrcos. Este tipo de enlace se denomina oscilante, puesto que la densidad eléctrica está continuamente cambiando. (Gases Nobles)


ENLACES MIXTOS Iónico-covalente La mayoría de las

moléculas con enlaces covalentes poseen cierto carácter iónico y viceversa. El carácter iónico parcial de los enlaces covalentes puede ser interpretado en términos de la escala de electronegatividades. Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades de los elementos involucrados en un enlace iónico-covalente mayor es el grado del carácter iónico de enlace.


ENLACES MIXTOS

La fracción del enlace iónico puede ser estimada mediante la ecuación:

Donde ΔE = Diferencia de electronegatividades.

Fracción covalente )25.0exp( 2E


ENLACES MIXTOS

Ejercicio 6 El compuesto AlP es un material semiconductor formado por enlaces mixtos, iónico y covalente Calcule la fracción del enlace iónico. (Ref:Ask3, p36 Ej.2-13)


ENERGÍA DE ENLACE Y ESPACIAMIENTO INTERATÓMICO

Espaciamiento interatómico la distancia entre átomos se debe a un equilibrio entre fuerzas de repulsión y atracción. El espaciamiento interatómico de equilibrio ocurre cuando la energía total del par de átomos llega a un mínimo o cuando ninguna fuerza neta actúa sea para atraer o repeler.

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