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Cap. 02 (19-03-2021)
Cap. 02 (19-03-2021)
Cap. 02 (19-03-2021)
La teoría mas sencilla admite que los átomos están formados por un núcleo central y por unos
electrones que giran a su alrededor.
Los protones son partículas de poca masa y carga positiva, que coexisten entre si a pesar de la
repulsión de sus cargas gracias a los neutrones y demás partículas. Los neutrones, de masa
ligeramente superior a la de los protones, tienen carga eléctrica nula.
Para nuestro estudio podemos considerar al núcleo como una esfera de carga positiva. La
carga de esta esfera es igual a la suma de la de los protones y su masa atómica (Ma) igual al
número de protones (Z) y el de neutrones (N).
Ma = Z + N
En los elementos de masa pequeña, en general Z es igual a N, pero a medida que la Ma crece
se necesitan más neutrones que protones para que el núcleo sea estable.
Bohr
Los electrones son partículas de carga eléctrica negativa y módulo igual a la del protón, y de
masa despreciable.
En el átomo existe un número de electrones igual a Z que giran alrededor del núcleo a grandes
velocidades, por lo que se necesita de leyes estadísticas para su localización, dándose, no su
posición exacta, sino la probabilidad de encontrarlos en una zona determinada, en función del
tiempo. O sea, para definir la posición de un electrón hay que definir cuatro variables, las tres
espaciales y el tiempo.
Existen otros dos números cuánticos que nos definen el sentido de giro de los electrones, el
magnético (ml) que nos define el giro con respecto al núcleo, y el spin (ms), que nos define el
giro sobre si mismo. Como una carga eléctrica en movimiento y en determinadas condiciones
nos define un campo magnético, los valores de estos números cuánticos nos dirán cosas sobre
el magnetismo de los elementos.
Se hace observar que los niveles energéticos más estables son los más próximos al núcleo y
son los que primero se llenan. Pero ocurre a veces que hay subniveles de las capas superiores
más estables que otros de las inferiores, como por ejemplo el 3s que es más estable que el 2p.
El orden de llenado de los distintos niveles energéticos nos lo da esquemáticamente la Fig. 2.2.
En la Fig. 2.4. se dan los distintos elementos con sus correspondientes capas y electrones.
La Fig. 2.5. muestra la tabla periódica de los elementos, se observa que el primer periodo (H-
He) llena la capa 1s, el segundo periodo (Li-Ne) las capas 2s y 2p, y así sucesivamente. Todos
los períodos terminan en un gas noble que tienen su última capa, generalmente np, completa y
son estables.
Fig. 2.5. Tabla periódica de los elementos
2.2 Clasificación de los elementos.
Los metaloides se parecen a los metales en algunos aspectos y a los no metales en otros.
Generalmente tienen alguna conductividad, pero poca o ninguna plasticidad.
C, B y Si son ejemplos de metaloides.
El resto de los elementos se conoce como no metales, lo cual incluye los gases inertes, los
elementos del grupo VII A, y también el N, O, P y S.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan
violentamente con el agua que produce llamas cuando se moja. El elemento cloro es un gas
de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra
Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un
compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que lo comemos todos
los días: es la sal de mesa común!
Fig. 2.5.a
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se
formaban entre los átomos porque los electrones de los mismos interactuaban entre ellos.
Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho
electrones en su última órbita. El sugirió que los átomos con menos de ocho electrones en esta
órbita, se enlazaban para compartirlos y completar sus orbitas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como
incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo
estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos.
Hemos visto como a partir de neutrones, protones, electrones, etc. se forman los átomos.
Estos átomos se unen entre si de distintas formas, generando los distintos materiales. La
pregunta es pues: ¿Que enlaces mantienen juntos a los átomos?
Existen elementos que pierden con facilidad los electrones de su última capa para adquirir la
configuración del gas noble anterior. Este es el caso del Na (1s 2s2 2p6 3s1), que pierde su
último electrón quedando Na+ y adquiere la configuración del Ne, Fig. 2.6.
Por el contrario, otros como el Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5), tienen tendencia a captar electrones
para completar su última capa. El Cl con la captación de un electrón adquiere la configuración
del Ar (Cl -).
Cuando el Na esta en presencia del Cl, se forman los iones Na+ y Cl- que se unen por
atracción electrostática, pero sin compartir electrones.
Serían como dos imanes esféricos unidos por atracción eléctrica. Aunque este enlace siempre
se extiende a un nº grande de bolas.
El resultado es:
un ión de sodio cargado
positivamente (izquierda) y
un ión de cloro cargado
negativamente (derecha).
Fig. 2.6.b
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que
el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de
los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones
cargados Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace
ionico. Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las
moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el
sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados abajo como
pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente
(esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro
están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de
sodio es atraído igualmente por todos los iones de cloro vecinos, y de la misma manera por
la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales
iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con
altos puntos de fusión debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos.
Fig. 2.6.c
2.3.2 Enlace covalente.
En este caso los átomos comparten electrones para alcanzar la configuración estable.
En el ejemplo de la Fig. 2.7., el N necesita tres electrones para tomar la configuración del Ne,
y el H necesita un electrón para adquirir la del He. En este caso, el N en presencia de tres H
comparte un electrón con cada uno de ellos formando el amoniaco, NH3.
En este caso el símil físico seria una bola a la que se le sueldan otras tres. Es un enlace rígido.
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al
contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones,
el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace
covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los
electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no
metales se enlazan. Ya que ninguno de los elementos que participan en el enlace querrán
perder electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus órbitas de
valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de
hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera órbita.
Puesto que la capacidad de esta órbita es de dos electrones, cada átomo hidrógeno “querrá”
ganar un segundo electrón. En un esfuerzo por tomar un segundo electrón, el átomo de
hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el
compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán
cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera,
ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Ya que los electrones están compartidos en moléculas covalentes, no se forman cargas iónicas.
Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal
como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos covalentes son
gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos. Las
moléculas covalentes tienden a tener una atracción intermolecular más debil.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un
enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones,
formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de
valencia) necesita dos electrones para completar su orbita de valencia. Cuando dos átomos de
oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos
enlaces covalentes.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía
para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como
el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las
estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Fig. 2.7.b
Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos.
Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por
un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace).
Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.
H2 :
H H -
H H
or
O2
Fig. 2.7.c
En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalentes. La molécula H2 es un buen ejemplo de
enlace covalente no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción
(o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos
por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del
mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar.
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos
átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad
hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los
electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan
pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los
electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la
molécula de agua.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno
(dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul).
El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos
electrones adicionales para completar su orbita de valencia.
Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente, el
oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno
para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio,
comparte dos de sus propios electrones con los dos hidrógenos, Fig. 2.7 d
completando la orbita de valencia de los mismos.
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los
electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los
electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más
fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una
desigual participación.
Los Dipolos
Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del
átomo de oxígeno que de los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno de la molécula
desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la
misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Sin
embargo, no se forman iones, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga
eléctrica parcial, llamada dipolar.
La interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de
una molécula polar y el negativo de otra
2.3.3 Enlace metálico.
Los enlaces metálicos son, como su nombre lo indica, un tipo de unión química que se produce
únicamente entre los átomos de un mismo elemento metálico. Gracias a este tipo de enlace los
metales logran estructuras moleculares sumamente compactas, sólidas y resistentes, dado que
los núcleos de sus átomos se juntan a tal extremo, que comparten sus electrones de valencia.
En el caso de los enlaces metálicos, lo que ocurre con los electrones de valencia es que
abandonan sus órbitas alrededor del núcleo atómico cuando éste se junta con otros, y
permanecen alrededor de los núcleos, como una especie de nube electrónica. De esta manera
las cargas positivas y negativas mantienen su atracción, sujetando firmemente al conjunto
atómico y alcanzando márgenes importantes de dureza, compactación y durabilidad, que son
típicos de los metales en barra.
Podemos decir que el enlace metálico constituye un vínculo atómico muy fuerte, propio de
átomos metálicos de la misma especie. Es importante no confundir el enlace metálico con
las aleaciones, que son mezclas homogéneas de distintos metales, o de metales y
otros elementos.
Tampoco debe confundirse a este tipo de enlaces con los enlaces iónicos (metal-no metal) o
los covalentes (no metal-no metal), si bien comparten con estos últimos ciertos rasgos
funcionales, ya que los átomos involucrados intercambian los electrones de su capa de valencia
Este tipo de enlaces se da entre átomos y moléculas neutras como por ejemplo las fuerzas de
Van-Der-Waals en los gases nobles (Fig. 2.9)
Cuando los átomos se acercan, como en el caso del He, hay una separación de cargas positivas
y negativas, creándose unos enlaces débiles, pero sin compartición de electrones.
Este tipo de enlaces solo tienen importancia a bajas temperaturas, ya que con el calor
desaparecen. Serían como dos esferas de carga neutra unidas por un hilo finísimo, que rompe
con suma facilidad tanto por esfuerzos mecánicos como por la acción del calor.
La importancia de estos enlaces, sobre todo los puentes de Hidrógeno (Fig. 2.10) se pone de
manifiesto al tratar de materiales poliméricos.
Fig. 2.10. Enlace débil por puente de hidrogeno entre moléculas de agua
Cuando dos átomos cualesquiera están próximos y a una distancia r, Fig. 2.11., se
producen sobre ellos unas fuerzas de atracción y repulsión.
La energía necesaria para alejar estos dos átomos desde la posición r (equilibrio) hasta el
infinito será:
A una distancia r0 las fuerzas que actúan sobre los átomos se anulan y la energía presenta un
mínimo, E0, por lo que es la posición más estable.
r0 es la distancia de equilibrio del enlace, puesto que una vez que los átomos están en esa
posición, para separarlos o juntarlos hay que aplicar unas fuerzas exteriores, o lo que es lo
mismo, cierta energía.
En la tabla de la Fig. 2.13. se dan las energías de enlace y las temperaturas de fusión
(directamente relacionadas) para ciertos enlaces.
Como puede observarse, los enlaces mas fuertes son los covalentes, iónicos y metálicos, salvo
ciertas excepciones como el Hg. Los enlaces débiles por el contrario tienen poca energía de
enlace.
Parece indudable que las características, mecánicas, eléctricas, etc., de un material, van a
depender, al menos en gran medida, de su tipo de enlace atómico. El conocimiento de las
propiedades o características de un material es sumamente importante, puesto que de ellas
dependerá el comportamiento en servicio de dicho material.
Enumerar y estudiar todas las propiedades de los materiales sería demasiado precipitado para
el estado actual de conocimiento, por lo que nos limitaremos, por ahora, a las que se pueden
deducir intuitivamente, aunque con un mínimo rigor científico, de la configuración de los
enlaces atómicos, y a alguna otra de gran interés en la asignatura.
En primer lugar, diremos que los materiales cerámicos presentan estructuras iónicas o
covalentes y los materiales metálicos presentan estructura metálica. En cuanto a los
materiales poliméricos podemos decir que la mayoría de ellos son como grandes moléculas
lineales (similares a collares de perlas estirados) formadas por cadenas de carbono. Estas
macromoléculas están constituidas por enlaces fuertes del tipo covalente (rara vez iónico), y
se unen entre si por enlaces débiles o fuertes, según el polímero sea termoplástico o
termoestable, Fig. 2.14
El brillo metálico característico se debe a que los electrones libres, al absorber los fotones
luminosos, quedan excitados, y son capaces de devolver esta energía, de forma que brillan.
Por el contrario, el resto de los materiales, en el caso de brillar lo hacen por la reflexión de la
luz en los planos formados por los átomos en superficies lisas.
Los polímeros termoplásticos (cadenas de polímero unidas entre si por enlaces débiles)
presentan gran deformabilidad plástica, Fig. 2.16. Si sometemos las cadenas a fuerzas que
intenten deslizarlas una sobre la otra, lo que hacen es estirarse, además de romper con
facilidad los puentes débiles, de forma que, al dejar de actuar la fuerza, el polímero queda
deformado plásticamente. Los termoestables, sin embargo, admiten muy poca deformación
plástica, ya que sus puentes son fuertes.
Los materiales con enlaces covalentes, algunos cerámicos, por ejemplo, no admiten ningún
tipo de deformación plástica, ya que para ello tendríamos que romper los enlaces, puesto que
estos son rígidos.
Como se observa en la Fig. 2.18., los materiales que presentan enlaces iónicos, podrían en
teoría deformarse plásticamente. Para ello los átomos tendrían que desplazarse dos (o un nº
par) posiciones. Esto, sin embargo, se da pocas veces o en áreas pequeñas del material, ya
que para conseguirlo tienen que estar enfrentadas, en el paso intermedio, esferas del mismo
signo, y el material tiende a romper. Se debe decir por tanto que los cerámicos iónicos no
soportan, por tanto, deformaciones plásticas.
Además de las propiedades enumeradas, vamos a definir alguna otra de interés para esta
asignatura:
- Dureza. Podría definirse como la oposición que presentan los materiales a ser deformados
plásticamente. Para deformar plásticamente los átomos tienen que cambiar de sitio, con lo que
tienen que romperse enlaces, por tanto, en la dureza interviene la aptitud para deformarse
plásticamente y la energía de enlace. En este sentido, y de forma muy general, los materiales
mas blandos serían los polímeros termoplásticos, aunque existen otros como el talco, etc.,
muy blandos, de poco interés en ingeniería. Los metales presentarían durezas intermedias, y
los cerámicos covalentes serían los más duros, el diamante es el ejemplo típico.
- Resistencia Mecánica. Sería la fuerza que es capaz de soportar un material sin romperse, o
la fuerza necesaria para causarle la rotura. Esta fuerza, lógicamente, habrá que definirla por
unidad de superficie, puesto que no es lo mismo romper una varilla delgada, que otra más
gruesa. En un principio, las varillas del mismo material de la Fig. 2.19., romperían para
distintas fuerzas (F1 y F2), pero para la misma tensión σR, que seria la carga de rotura, o
resistencia mecánica.
L1
L2
Fig. 2.19. Estiramiento hasta la rotura de dos varillas distintas del mismo material
Al igual que para la dureza, una resistencia mecánica mas o menos elevada, no se explica de
forma sencilla en función del tipo de enlace, aquí intervienen las fuerzas de atracción entre los
átomos. De todos modos, podríamos decir que un material polimérico termoplástico es poco
resistente, ya que los enlaces entre macromoléculas rompen para cargas aplicadas pequeñas y
las macromoléculas se van deslizando una sobre otra, hasta la rotura del material. Para el
resto de enlaces solo diremos por ahora, que la resistencia dependerá en gran medida de la
energía de los enlaces y que los materiales que presentan mayor resistencia son los de enlaces
fuertes.
- Tenacidad. Podemos definirla como la energía mínima necesaria que debemos aplicar a un
material para producirle la rotura. En este caso entran en juego la fuerza que aplicamos sobre
el material, y lo que se deforma plásticamente. En la Fig. 2.19. y de forma sencilla, la
tenacidad seria F1ΔL1 y F2ΔL2 para las muestras fina y gruesa, pero como ambas muestras son
del mismo material, tienen la misma tenacidad, por lo que esta se expresa en energía por
unidad de volumen, es decir
Un material sería por lo tanto muy tenaz si se deformase mucho antes de romper y si además
necesitásemos aplicar grandes cargas para conseguirlo.
Los plásticos, por lo general, se deforman mucho, pero para cargas pequeñas, por lo tanto son
poco tenaces. Los cerámicos iónicos o covalentes, aunque son resistentes, no admiten
deformaciones plásticas, por lo que son muy poco tenaces.
Los materiales tenaces por excelencia son los metales, que necesitan cargas elevadas para su
rotura, y además admiten grandes deformaciones plásticas.
Se debe insistir que lo dicho hasta ahora no es rigurosamente cierto, por ejemplo, para la
tenacidad, habría que integrar la fuerza aplicada en cada instante por la diferencial de la
longitud, etc. Sin embargo, ayuda a distinguir las propiedades de los materiales que se utilizan
más usualmente a lo largo de esta asignatura. En capítulos posteriores, estas propiedades
serán definidas con más exactitud.
Para terminar, comentar que todas las propiedades mecánicas suelen estar relacionadas unas
con otras. En general, y para un mismo material, si la dureza aumenta, también lo hacen la
fragilidad y la resistencia mecánica, pero disminuyen la tenacidad y la capacidad para ser
deformados plásticamente.