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Tecnología de los Materiales

Tecnología de los Materiales. EII 441-01 Profesor: Andrea Fredes. Objetivos. Capacitar al alumno en: La comprensión de las estructuras básicas de los materiales de construcción, más usados en los diseños de ingeniería, y sus propiedades inherentes.

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  1. Tecnología de los Materiales EII 441-01 Profesor: Andrea Fredes

  2. Objetivos • Capacitar al alumno en: • La comprensión de las estructuras básicas de los materiales de construcción, más usados en los diseños de ingeniería, y sus propiedades inherentes. • Criterios que le permitan fundamentar en el diseño, la diferenciación y selección de materiales apropiados, para las aplicaciones que aparecen en la práctica de la Ingeniería. EII 441-01 Andrea Fredes

  3. Contenido • Repaso General Química • Introducción a los Materiales • El Estado Cristalino y sus Estructuras • Procesos de transformación de los metales • Los materiales metálicos • Los materiales cerámicos EII 441-01 Andrea Fredes

  4. Los polímeros y los materiales plásticos • Los materiales compuestos • El deterioramiento de los materiales • Selección en el uso de materiales EII 441-01 Andrea Fredes

  5. BIBLIOGRAFIA • Ciencia de materiales: selección y diseño • Pat L. Mangonon, Prentice Hall, Primera Edición. • Ciencia de Materiales para ingenieros • James F. Shackelford, Prentice Hall, TerceraEdición. • Fundamentos de la ciencia e ingeniería de materiales • William F. Smith, McGraw Hill, SegundaEdición. • Ciencia e ingeniería de los materiales • Donald R. Askeland, PradeepP. Phulé, Thomson, Cuarta Edición EII 441-01 Andrea Fredes

  6. Evaluación • Se realizará 1 prueba (30 %). • El desarrollo del curso considera: • Controles (30 %). • 1 trabajo de investigación-disertación (40 %). • Los alumnos que falten a la prueba, deberán justificar su inasistencia . • Las causas justificadas serán sometidas a una prueba acumulativa a final del curso. (Toda la materia, incluyendo disertaciones) EII 441-01 Andrea Fredes

  7. Aprobación • Asistencia: no • Derecho a Examen: Todas las notas • Nota Presentación:60% • Nota Examen:40% • Eximición: Promedio de Notas > o = a 5.0 • Nota de aprobación: 4.0 o superior EII 441-01 Andrea Fredes

  8. I.REPASO GENERALMOLÉCULAS Y IONES

  9. Clasificación de la Tabla Periódica Grupo IA: Metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs y Fr. • Son blandos, brillantes y de bajo punto de fusión. • Debido a su gran reactividad no se encuentran en estado libre en la naturaleza. Grupo II A: Metales alcalino térreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra. - Son menos reactivos que los alcalinos y poseen punto de fusión más alto. .

  10. Clasificación de la Tabla Periódica Grupo IV A: Familia del Carbono: C, Si, Ge, Sn y Pb. - El carbono tienen alta capacidad de combinación, siendo parte de muchas moléculas (orgánicas e inorgánicas). • El Si y el Ge tienen grandes aplicaciones en electrónica. • El Sn, por su bajo punto de fusión se utiliza en soldaduras y el Pb en blindajes contra la radiación, ambos son metales

  11. Clasificación de la Tabla Periódica Grupo VII A: Halógenos: F, Cl, Br, I y At. • Son muy reactivos por lo que no se encuentran libres en la naturaleza, sino formando compuestos unidos a metales alcalinos o alcalinotérreos. Grupo VIII A: Gases Nobles: He, Ne, Ar, Xe y Rn. • Son los únicos elementos que se encuentran en la naturaleza de manera aislada, son muy poco reactivos.

  12. Clasificación de la Tabla Periódica Grupo VIII B: • Está compuesto por tres columnas de elementos que tienen propiedades similares. • Un conjunto lo forma la familia del Hierro (Fe, Co, Ni) , son metales moderadamente activos. • Otro conjunto lo forma la familia del platino (Ru, Ro, Pd, Os, Ir, ) son muy estables al ataque químico.

  13. Propiedades físicas de los metales y no metales

  14. Tabla Periódica

  15. Clasificación de los elementos en la tabla periódica

  16. De todos los elementos, sólo 6 gases nobles del grupo 8A de la tabla periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) existen en la naturaleza como átomos sencillos. Gases monoatómicos • La mayor parte de la materia está compuesta por moléculas o iones formados por átomos

  17. Moléculas • Agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas Enlaces Químicos • Hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, diatómicas • Grupo 7A • Agua • Moléculas con más de 2 átomos, poliatómicas

  18. ION • Un ion es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa • La pérdida de uno o más electrones a partir de átomo neutro forma un catión. (ion con carga neta positiva). Ej Na+ • Átomo de Na - ion Na+ • 11p° 11p° • 11e° 10e°

  19. ION • Anión • Ion cuya carga neta es negativa, debido a un aumento en el número de electrones. • Cl, puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl- • Átomo de Cl – Ion Cl- • 17 p° 17 p° • 17e° 18e°

  20. IONES • Se dice que NaCl es un compuesto iónico • Un átomo puede perder o ganar más de un electrón, • Ej, Mg 2+, Fe 3+, S 2-,N 3- , iones monoatómicos. • En la tabla periódica se muestran las cargas de iones monoatómicos. • Salvo algunas excepciones, los metales tienden a formar cationes y los no metales aniones

  21. IONES • Es posible combinar dos o más átomos y formar un ion que tenga carga neta positiva o negativa • Los iones que contienen más de 1 átomo, como OH-, CN-, NH4+, se llaman poliatómicos

  22. FÓRMULAS QUÍMICAS • Se utilizan para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos, por medio de símbolos químicos. • Composición significa no sólo los elementos presentes, sino también la proporción en la cual se combinan los átomos. • Fórmulas moleculares • Fórmulas empíricas

  23. Fórmula molecular: • Indica número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. • H2, O2, O3, H2O… • O2 y O3, alótropos • Diamante y grafito, alótropos del C.

  24. “CH” fórmula empírica 180 grs/mol glucosa Fórmula molecular = (CH2O)n Masa CH2O = 12 + 2 + 16 = 30, (CH2O)6 = 6 n = 30 grs de CH2O C6H12O6 Fórmula molecular La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C6H6. C6H6 fórmula molecular Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica. Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular.

  25. Fórmula empírica: • Indica cuales elementos están presentes y la relación mínima, en número entero entre sus átomos. • La fórmula molecular del peróxido de hidrógeno, H2O2 • Su relación de átomos es 2: 2 o 1: 1 • La fórmula empírica es HO

  26. b) Y se divide por el menor número de moles 1 mol de K / 0.170 mol K = 1 mol K /mol K = 0.170 mol de K 6.64 grs de K x 39.1 grs de K 1 mol de Cr = 1 mol Cr /mol K / 0.170 mol K 8.84 grs de Cr x = 0.170 mol de Cr 52.0 grs de Cr 1 mol de O / 0.170 mol K = 3.5 mol O /mol K 9.52 grs de O x = 0.595 mol de O 16.0 grs de O 1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7 Fórmula empírica A partir de la composiciónde un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen. Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O. a) Se calcula el número de moles de cada elemento:

  27. Guía N° 2: Átomos moléculas, iones • Lectura de Referencia: • “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., B.E. Bursten • Referencia: Capítulos 2 Brown • 1. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los siguientes átomos: • a) 40Ar, b) 55Mn c) 65Zn d) 79Se e) 184W f) 235U • R: • Especie Protones Neutrones Electrones • 40Ar 18 22 18 • 55Mn 25 30 25 • 65Zn 30 35 30 • 79Se 34 45 34 • 184W 74 110 74 • 235U 92 143 92

  28. 2. Complete la siguiente tabla suponiendo que cada columna representa un átomo neutro: Símbolo 39K Protones 25 82 Neutrones 30 64 Electrones 48 56 Número de masa 137 207 R: Símbolo 39K 55Mn 112Cd 137Ba 207Pb Protones 19 25 48 56 82 Neutrones 20 30 64 81 125 Electrones 19 25 48 56 82 Número de masa 39 55 112 137 207

  29. 3. Escriba el símbolo correcto, con subíndice y superíndice, de cada uno de las siguientes especies: a) el isótopo de sodio con masa 23 b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutrones c) una partícula alfa d) el isótopo de cloro que tiene una masa de 37 e) el núclido de magnesio que tiene el mismo número de protones y de neutrones. R: (a) el isótopo de sodio con masa 23 = 23Na11 (b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutrones = 51V23, (c) una partícula alfa = 4He2 (d) el isótopo de cloro que tiene una masa de 37 = 37Cl17 (e) el núclido de magnesio con el mismo número de protones y de neutrones = 24Mg12

  30. 4. Para cada uno de los siguientes elementos, escriba su símbolo, localícelo en la tabla periódica e indique si es un metal, un metaloide o un no metal: a) plata b) helio c) fósforo d) cadmio e) calcio f) bromo g) arsénico. R: a) plata = Ag (metal) b) helio = He (No metal) c) fósforo = P (no metal) d) cadmio = Cd ( metal) e) calcio = Ca (metal) f) bromo = Br (no metal) g) arsénico = As (metaloide). .

  31. 5. Escriba el nombre y el símbolo químico para cada uno de los elementos del grupo 6 A (los calcógenos) y clasifique cada uno como, metal, metaloide o no metal. R: • O = oxígeno, no metal; • S = azufre, no metal; • Se = selenio, no metal; • Te = Teluro, metaloide; • Po = polonio, metal. (algunos piensan que el Po tiene más características de metaloide) • 6. Dos compuestos tienen la misma empírica, ¿deben tener la misma fórmula molecular? • R: No, dos moléculas con igual fórmula empírica pueden tener diferente fórmula molecular, por ejemplo CH2O es la fórmula empírica para el formaldehído CH2O y la glucosa C6H12O6

  32. 7. Complete la siguiente tabla: Símbolo 31 P -340 Ca+2 52 Cr+3 Protones 23 28 Neutrones 28 45 31 Electrones 21 36 Carga Neta -2 +2 R: Símbolo Protones Neutrones Electrones Carga Neta 31 P -3 15 16 18 3- 40 Ca+2 20 20 18 2+ 51V2+ 23 28 21 2+ 79Se2- 34 45 36 2- 59 Ni2+ 28 31 26 2+ 52 Cr+3 24 28 21 3+

  33. 8. Cada uno de los elementos siguientes puede formar un ión en reacciones químicas. Consultando la tabla periódica, prediga la carga del ión más estable de cada uno: a) Al; b) Ca; c) S; d) I; e) Cs f) Rb; g) Sr; h) Se; i) At • R: a)Al3+; b)Ca2+; c)S2-; d)I-; e)Cs+, f)Rb+; g)Sr2+; h)Se2-; i)At- • 9. Prediga la fórmula empírica de los compuestos iónicos formado por los pares • de elementos e iones siguientes: a) Ca y S; b) Na y F; c) Mg y N; d) Al y O; • e) Ca+2 y Br-; f) NH4+1 y Cl-1; g) Al+3 y C2H3O2-1; h) K+1 y SO4-2; i) Mg+2 y PO4-3 • R: a)Ca S; b)NaF; c)Mg3N2; d)Al2O3; e)CaBr2; f)NH4Cl; g)Al(C2H3O2)3 h)K2SO4 • i)Mg3(PO4)2

  34. 10. Prediga si cada uno de los compuestos siguientes es molecular o iónico: (a) B2H6; (b) CH3OH; (c) LiNO3; (d) Sc2O3; (e) CsBr; (f) NOCl; (g) NF3; (h) Ag2SO4 R: Moleculares (todos los elementos son no metales): a)B2H6; b)CH3OH; f) NOCl 6 ;g)NF3 Son Iónicos (formados por iones, usualmente contienen un catión metálico) c)LiNO3 d) Sc2O3 e)CsBr h)Ag2SO4

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