estructura atómica de los materiales

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Análisis de la estructura electrónica del átomo

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estructura atómica de los materiales

  1. 1. Alumno: Kristhian Camacho C.I. 25151640 Escuela 46
  2. 2. ENLACE ATOMICOS Un enlace atómico es un enlace químico. El enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones entre átomos y moléculas. Hay dos tipos diferentes de enlaces atómicos: los primarios y los secundarios. Los enlaces primarios producen los enlaces químicos que mantienen a los átomos unidos y se dividen en tres, el metálico, el covalente y el iónico. Los enlaces secundarios son subdivisiones de los enlaces, y se consideran más débiles incluyen los de hidrógeno y los de van der Waals.
  3. 3.  La fuerza de enlace total, FB, es la suma de las fuerzas de atracción y repulsión; es decir,  FB = FA + FR  e1 e2  Fuerza de atracción de largo alcance entre cargas  Positivas (núcleos) y cargas negativas (electrones)  Fuerza de repulsión de corto alcance entre  Cargas del mismo signo (electrones - electrones) Esquema de dos átomos separados, donde se indican las fuerzas de atracción y de repulsión
  4. 4. Los enlaces fuertes o primarios se establecen cuando los átomos transfieren o comparten electrones, llenando completamente sus niveles externos, estos enlaces son: Metálicos, Iónico y Covalente. Enlace metálico Los enlaces metálicos son un metal y comparten vínculos externos con los átomos de un sólido. Cada átomo desprende una carga positiva perdiendo sus electrones más externos, y los electrones (de carga negativa) mantienen a los átomos metálicos unidos. ENLACE PRIMARIOS
  5. 5. Enlace iónico En Química, un enlace iónico o electro Valente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro Los átomos está rellenos con una capa externa de electrones. Estas capas de electrones se llenan transfiriendo electrones de un átomo al de al lado. Los átomos donantes obtienen una carga positiva y los receptores tendrán carga negativa. Se atraerán entre ellos al ser positivo y negativo, y entonces ocurrirá el enlace.
  6. 6. Enlace covalentes Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica, en cambio, solo es posible la compartición de electrones con el fin de alcanzar la mayor estabilidad posible; para que un enlace covalente se genere es necesario que el delta de electronegatividad sea menor a 1,7. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo no metal y entre distintos no metales. Cuando distintos átomos de no metales se unen, a pesar de que ocurra el compartimento electrónico. Estas polaridades permiten que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre si por fuerzas electrostáticas relativamente débiles, pero lo suficientemente fuertes para, en la mayoría de los casos, crear un estado de agregación líquido a la sustancia.
  7. 7. ENLACE SECUNDARIOS Un enlace común es el enlace de hidrógeno. Son los más comunes en las moléculas con enlace covalente que contengan hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno se producen entre átomos covalentes y oxigenados. Esto lleva a cargas eléctricas muy pequeñas alrededor del enlace de hidrógeno, y cargas negativas alrededor de los enlaces oxigenados. Enlaces de hidrógenos •Es un caso especial de enlace entre moléculas polares. •Es el tipo de enlace secundario más fuerte. •Densidad: Depende de peso atómico, radio atómico (iónico) y distribución atómica espacial. •Conductividades, eléctrica y térmica: Están asociadas a la movilidad de los portadores de carga, que a la vez depende de la distribución electrónica espacial.
  8. 8. Enlaces de van der Waals En fisicoquímica, las fuerzas de Van der Waals o interacciones de Van der Waals, son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras. El término incluye: • Fuerza entre dos dipolos permanentes (interacción dipolo-dipolo o fuerzas de Keesom). • Fuerza entre un dipolo permanente y un dipolo inducido (fuerzas de Debye). • Fuerza entre dos dipolos inducidos instantáneamente (fuerzas de dispersión de London). Los enlaces de van der Waals son el enlace más débil, pero son unos gases increíblemente importantes, que son enfriados a temperaturas bajas. Estos enlaces son creados por pequeñas cargas de electrones positivos y negativos que producen una carga débil. Los enlaces de van der Waals se anulan por la energía térmica, causándoles una disfunción.
  9. 9. ORBITAS ATOMICAS Un orbital atómico es una determinada solución particular, espacial e independiente del tiempo, a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señalan unívocamente a un estado mono electrónico posible. Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del electrón, el momento angular orbital y la proyección del mismo sobre el eje z del sistema del laboratorio. Un orbital también puede representar la posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula, en cuyo caso se denomina orbital molecular. La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza electrónica, representada por el modelo de capas, el cual se ajusta a cada elemento químico según la configuración electrónica correspondiente.
  10. 10. En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la mecánica cuántica a la descripción de los electrones en los átomos (modelo posterior al modelo atómico de Bohr),2 se denomina orbital atómico a cada una de las funciones de onda mono electrónicas que describen los estados estacionarios y espaciales de los átomos hidrogenoides. Es decir, son los estados físicos estacionarios en representación de posición, que se obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger independiente del tiempo, es decir, las funciones propias del operador hamiltoniano. No representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no puede conocerse dada su naturaleza mecano cuántica, sino que representan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada (por lo que en ocasiones al orbital se le llama Región espacio energética de manifestación probabilística electrónica o REEMPE). La función de Ondas
  11. 11. Formas de los Orbitales  Orbital S: El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura siguiente se muestran dos formas alternativas para representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en que el electrón pasa la mayor parte del tiempo y por último se observa el electrón.  Orbitales F: Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.
  12. 12.  Orbitales P: La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p" representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre la distancia del núcleo y el orbital.
  13. 13.  Orbitales D: Los orbitales d tienen formas más diversas. Cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales. Este tiene 5 orbitales y corresponde al número cuántico l (azimutal)

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