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Fundamentos Científicos del Diseño - La materia

Curso 1º

Grado en Diseño

Bloque III

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LA MATERIA

  • Clásicamente
    • se consideraba que la materia es aquello que tiene tres propiedades, que juntas la caracterizan:

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      • que ocupa un lugar en el espacio
      • que tiene masa
      • duración en el tiempo.

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LA MATERIA

  • En el contexto de la física moderna
    • se entiende por materia cualquier campo, entidad, o discontinuidad traducible a fenómeno perceptible que se propaga a través del espacio-tiempo y a la que se pueda asociar energía. Así todas las formas de materia tienen asociadas una cierta energía pero sólo algunas formas de materia tienen masa.

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Materia no-másica*

  • Una gran parte de la energía del universo corresponde a formas de materia formada por partículas o campos que no presentan masa, como la luz y la radiación electromagnética, las dos formada por fotones sin masa.

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  • *masa - en física, es la magnitud que cuantifica la cantidad de materia de un cuerpo. La unidad de masa, en el S. I. es el kilogramo (kg). Es una cantidad escalar y no debe confundirse con el peso, que es una fuerza.

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Materia másica

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  • La manera más adecuada de definir materia másica es describiendo sus cualidades:
      • Presenta dimensiones, es decir, ocupa un lugar en un espacio-tiempo determinado.
      • Presenta inercia: la inercia se define como la resistencia que opone la materia a modificar su estado de reposo o movimiento.
      • La materia es la causa de la gravedad o gravitación, que consiste en la atracción que actúa siempre entre objetos materiales aunque estén separados por grandes distancias

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Materia másica

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  • La materia másica está jerárquicamente organizada en varios niveles y subniveles. La materia másica puede ser estudiada desde los puntos de vista:

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      • microscópico
      • macroscópico

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Materia másica - microscópico

Agregado de moléculas

Moléculas

Átomos

Protones, Neutrones y Electrones

Partículas subatómicas

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Materia másica - macroscópico

  • Macroscópicamente, la materia másica se presenta en uno de cuatro estados de agregación molecular:

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    • Sólido,

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    • Líquido

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    • Gaseoso

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    • Plasma.

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Según estimaciones recientes, resumidas en este gráfico de la NASA, alrededor del 70% del contenido energético del Universo consiste en energía oscura, cuya presencia se infiere en su efecto sobre la expansión del Universo pero sobre cuya naturaleza última no se sabe casi nada.

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Grecia Antigua

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      • El concepto de átomo fue propuesto por los filósofos griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.

Un poco de Historia

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • S. XVIII

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      • El siguiente avance significativo no se realizó hasta 1773, el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma.";

Un poco de Historia

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • S. XIX

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      • En 1804, el químico inglés John Dalton realizó una serie de experimentos donde, tras medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro, demostrando además lo afirmado unos años antes por Lavoisier.

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Un poco de Historia

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • S. XIX

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      • En 1811, Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.

Un poco de Historia

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • S. XIX

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      • El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla periódica de los elementos como la conocemos actualmente.

Un poco de Historia

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

Un poco de Historia

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • S. XX

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      • La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.

Un poco de Historia

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Modelo de John Dalton (1808)
  • Modelo de Thomson (1897)
  • Modelo de Rutherford (1911)
  • Modelo de Bohr (1913)
  • Modelo de Schrödinger (1926)

Modelos atómicos

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Fue el primer modelo atómico con bases científicas, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.
  • En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria simple.

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Modelo atómico de John Dalton (1808)

    • Explicaba porqué las sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en ciertas proporciones.
    • El modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

Modelo atómico de John Dalton (1808)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Tras el descubrimiento del electrón por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel.

Modelo atómico de Thomson (1897)

  • El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa.

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

Modelo atómico de Thomson (1897)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos.

Modelo atómico de Rutherford (1911)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Experimento de Rutherford

Modelo atómico de Rutherford (1911)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales.
  • No explicaba los espectros atómicos.

Modelo atómico de Rutherford (1911)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases.

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Modelo atómico de Bohr (1913)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • “El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
  • Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
  • Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
  • Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

Modelo atómico de Bohr (1913)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

Modelo atómico de Bohr (1913)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • A cada una de estas órbitas o capas le corresponde un nivel de energía y cuanto más alejada esté del núcleo, mayor será dicha energía.
  • El número máximo de electrones por capa es 2n2, siendo "n" el número de la órbita o capa (1,...), también llamado número cuántico principal.
    • Así, por ejemplo, en la capa 2, el número máximo de electrones permitidos es 8.

Modelo atómico de Bohr (1913)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo.

Modelo atómico de Schrödinger (1926)

  • En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

  • La función de onda de un electrón de un átomo de hidrógeno posee niveles de energía definidos y discretos denotados por un número cuántico n=1, 2, 3,... y valores definidos de momento angular caracterizados por la notación: s, p, d,...
  • Las áreas brillantes en la figura corresponden a densidades de probabilidad elevadas de encontrar el electrón en dicha posición.

Modelo atómico de Schrödinger (1926)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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  • Números cuánticos:
    • Número cuántico principal “n” – 1, 2, 3, … , n
    • Número cuántico azimutal “l” – 0, 1, … , n-1
    • Número cuántico magnético “ml” – -(l-1), … , 0, … , (l-1)
    • Spín “ms” - +1/2, -1/2

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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El átomo (Del lat. atŏmum, y este del gr. ἄτομον)

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La molécula

  • Es la unidad mínima de una sustancia que conserva sus propiedades químicas. Puede estar formada por átomos iguales o diferentes.

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La molécula

  • Uniones de átomos
      • Enlace iónico
      • Enlace covalente
      • Enlace metálico

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  • Uniones secundarias
      • Enlaces de van der Waals
      • Puentes de hidrógeno

Enlaces químicos

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La molécula

  • Es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento mas electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.

Enlace iónico

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La molécula

  • Los elementos con 3, 4 o 5 electrones de valencia, no pueden cederlos fácilmente, sin embargo los pueden compartir hasta obtener un orbital completo y estable, formando orbitales híbridos.

Enlace covalente

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La molécula

  • Este tipo de enlace es muy frecuente en la formación de moléculas simples, como H2, Cl2, O2, Na2 y también en moléculas orgánicas.
  • El caso del carbono (C)
      • Estructura atómica:1s2, 2s2, 2p2
      • Le faltan 4 electrones para completar capa 2
      • Los 4 electrones de la capa 2 por repulsión modifican sus funciones de onda hasta hacerlas virtualmente iguales apuntando a los vértices de un tetraedro, generando orbitales híbridos.

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Enlace covalente

C CH4 (metano) C2H6 (etano)

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La molécula

  • Se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. Lo que hacen es compartir electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten

Enlace metálico

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La molécula

  • En los átomos y en las moléculas, los electrones no están fijos, sino que describen órbitas constantes, así el movimiento de los electrones produce un dipolo en continua fluctuación. Cuando los átomos se aproximan en movimiento dipolar de uno afecta al movimiento de los electrones del otro y si las fluctuaciones se producen en simpatía mutua se produce atracción. Son fuerzas que actúan débilmente pero a grandes distancias.

Enlaces de van der waals

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La molécula

  • El puente de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo (N, O, F). El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula (nuevamente, N, O, F).

Puentes de hidrógeno

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La molécula

  • Uniones de átomos

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  • Uniones secundarias

Enlaces químicos

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La molécula

  • Aunque los tres enlaces primarios aparecen bastante diferenciados, en la práctica el enlace de una determinada sustancia no se ajusta exactamente a ninguno de los tres tipos.
  • Dos átomos con electronegatividades semejantes forman enlaces covalentes o metálicos, según puedan aceptar o liberar electrones.
  • Cuando las electronegatividades entre los dos átomos difieren, el carácter de su enlace es parcialmente iónico. Este carácter aumenta con la diferencia de electronegatividad. (p.e. una dif. de 1,9 enlace 50% iónico)

Enlaces mixtos

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La molécula

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  • La fuerza de enlace se mide por medio de la energía necesaria para romperlo.

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Tipo de enlace Valor de su fuerza *

      • Van der Waals 0,02 a 2,4
      • Puentes de hidrógeno 4,4 a 6,8
      • Metálico 26 a 94
      • Iónico 121 a 243
      • Covalente 85 a 283

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* Energía basada en el calor de vaporización medido en kcal/mol

Valor de la fuerza de enlace