Fisica del estado solido

[pic 1]

FISICA DEL ESTDO SOLIDO

Ensayo

[Subtítulo del documento]

[pic 2]

[pic 3]

Índice

1. …………………………………………………………………………….Enlaces atómicos
2. …………………………………………………………………………….Regla del octeto
3. …………………………………………………………………………….Electronegatividad
4. …………………………………………………………………………….Energías de enlace
5. …………………………………………………………………………….Redes de Bravais
6. …………………………………………………………………………….Red y estructura cristalina
7. …………………………………………………………………………….Difracción
8. …………………………………………………………………………….Generación de rayos X
9. …………………………………………………………………………….Ley de Bragg
10. …………………………………………………………………………….Imágenes
11. …………………………………………………………………………….competencias

Enlaces atómicos.

Un enlace entre átomos es un proceso electrónico. Los enlaces primarios más fuertes se forman cuando los orbitales externos se transfieren o se comparten entre los átomos. Los enlaces secundarios son los más débiles y se forman como resultado de una atracción menos intensa entre las cargas positivas y negativas, pero sin que exista transferencia o compartición de electrones. (ejemplo, 1.1)

Tenemos varias formas en que los átomos se unen, algunas de ellas son:

• Enlaces metálicos
• Enlaces covalentes
• Enlaces iónicos
• Y enlaces de van der Waals

Los primeros tres son los mas fuertes y se les conoce como primarios, estos resultan de la transferencia o cuando se comparten electrones de orbitales externos. Las fuerzas de van der Waals son enlaces secundarios que se originan de otra forma y son más débiles.

Enlace metálico- Los elementos metálicos tienen átomos electropositivos que donan sus electrones de valencia para formar un mar de electrones que rodea a los átomos. Los electrones de valencia se mueven con libertad dentro de infinidad de electrones y se asocian con varias partes centrales de átomos. Las partes centrales de iones con carga positiva se mantienen unidas por medio de a atracción mutua al electrón, por lo que se produce un enlace metálico muy fuerte.

Gracias a que los electrones no están fijos la mayoría de los metales puros son muy buenos conductores de electricidad aun en bajas temperaturas aparte de que tienen muy buena ductilidad. (Ejemplo, 1.2)

Enlace covalente- el enlace covalente se caracteriza por enlaces que se forman por medio de la compartición de los electrones de valencia entre dos o más átomos. Estos enlaces son muy fuertes y existen tres tipos de ellos:

• Enlace sencillo, en donde se comparte un solo par electrónico.
• Enlace doble, en donde se comparten dos pares electrónicos.
• Enlace triple, en donde se comparten tres pares electrónicos.

Los enlaces covalentes son muy resistentes y duros y muestran un punto de fusión muy alto, por lo que pueden utilizarse en aplicaciones a altas temperaturas. La mayoría de los materiales con este enlace presentan ductilidad limitada, ya que sus enlaces son direccionales y su conductividad no es muy alta ya que los electrones están encerrados entre los átomos y no están fácilmente disponibles para la conducción. (Ejemplo, imagen 1.3)

Enlace iónico- cuando está presente más de un tipo de átomo en un material uno de estos dona sus electrones a otro para que pueda llenar su capa de energía externa dando como resultado que los dos átomos tengan sus niveles de energía externa llenos o vacíos, pero han adquirido una carga eléctrica y se comportan como iones. Al átomo que le da los electrones y se queda con una carga positiva neta se le llama catión, mientras que al átomo que recibe los electrones adquiere una carga neta negativa y se le llama anión. Esto nos quiere decir que los iones con cara opuesta son atraídos entre sí y producen el enlace iónico. (Ejemplo, imagen 1.4)

Enlace de van der Waals- el origen de las fuerzas de van der Waals entre los átomos u moléculas es de naturaleza mecánica cuántica. Las moléculas o átomos en los que hay un momento dipolar inducido o permanente se atraen entre sí. A la fuerza resultante se le conoce como fuerza de van der Waals. Estas fuerzas tienen su origen en las interacciones entre los dipolos que son inducidos o en algunos casos en las interacciones entre los dipolos permanentes que están presentes entre ciertas moléculas polares, estas fuerzas están presentes en todos los materiales.

Hay tres tipos de interacciones de van der Waals, llamadas fuerzas de London, fuerzas de Keesom y fuerzas de Debye. Si las interacciones son entre dos dipolos que están inducidos en los átomos o moléculas se conocen como fuerzas de London (por ejemplo, el tetracloruro de carbono). Cundo un dipolo inducido (esto es, un dipolo que se introduce en un átomo o una molécula que de otra manera seria no polar) interacciona con una molécula que tiene un momento dipolar permanente, esta interacción se y conoce como interacción de Debye.

Si las interacciones son entre las moléculas que están polarizadas de manera permanente (por ejemplo, las moléculas de agua que atraen otras moléculas de agua u otras moléculas polares), se conocen como interacciones de Keesom. La atracción entre las regiones con carga positiva de una molécula y las regiones con carga negativa de una segunda molécula producen un enlace atractivo entre ambas. (Ejemplo, imagen 1.5)

Regla del octeto.

La regla de octeto o regla del octeto es un postulado que se emplea en el contexto de la química. Se trata de la tendencia que evidencian los átomos de completar su nivel energético con ocho electrones para alcanzar estabilidad.

El científico estadounidense Gilbert Newton Lewis fue quien, en 1917, postuló la regla de octeto. Lewis advirtió que, al combinarse entre sí, los átomos intentan lograr la configuración estructural que tiene el gas noble ubicado más cerca en la tabla periódica de elementos.

Al observar esta tabla, se puede advertir que los gases nobles disponen de ocho electrones en su última capa. La deducción llevó a Lewis a afirmar que esta configuración es la de mayor estabilidad para cualquier clase de átomo.

La regla de octeto, en definitiva, indica que dos átomos iguales, al enlazarse, desarrollan una organización específica para que, al constituirse el enlace por la compartición de los pares de electrones, cada átomo adquiera la estructura de un gas noble. Así, ambos átomos se encontrarán rodeados de ocho electrones en su última capa energética.

la regla del octeto también tiene excepciones. El oxígeno, el nitrógeno y el carbono son compuestos que no cumplen con la mencionada regla ya que se organizan de manera diferente. De esta forma, al formarse los enlaces, no se registra la tendencia de la regla de octeto.

No hay que pasar por alto que se considera, de igual modo, que son excepciones a la regla de octeto otros tres elementos más:

-El aluminio (Al). En concreto, se establece que este consigue la citada estabilidad con la existencia de seis electrones en lo que es la llamada capa de valencia.

-El berilio (Be). Este otro elemento también es establecido como una clara excepción a la regla y teoría impuesta por Newton Lewis. En su caso concreto es debido a que su estabilización la halla en cuatro electrones, ya que tiene la capacidad de formar compuestos únicamente con lo que son dos enlaces simples.

-El boro (B). ¿Por qué rompa la regla? Básicamente porque forma sustancias con lo que son tres enlaces simples, de ahí que no tenga que llegar a los ocho fijados por las mencionada máxima.

Para explicar mejor la formación de enlaces químicos Walter Kossel y Gilbert N. Lewis enunciaron la regla del octeto, o de los ochos, la cual dice que la tendencia de los átomos de los elementos es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones al que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble, es decir, con 8 electrones.

Según la regla del octeto, cuando se forma una unión química los átomos pierden, ganan o comparten electrones, de tal manera que la última capa o capa de valencia de cada átomo completa 8 electrones. En general, los átomos que tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones de carga positiva, como es el caso de los metales. Por otro lado, los átomos con 5, 6 y 7 electrones de valencia tienden a ganar electrones y convertirse en iones con carga negativa. Pero algunos átomos con 4 electrones de valencia son más aptos para compartir.

...