Als aliatges, es troben mesclats en diferents proporcions dos o més metalls. La preparació d'aquests aliatges es duu a terme fonen els metalls. Després es barrejen en la proporció adequada i es deixen solidificar.
·Exemples d'aliatges:
- Bronze: El bronze es conegut des de la prehistòria. Es tracta d'una mescla de coure amb estany. A l'antiguitat s'utilitzaba per fabricar objectes domestics, armes i escultures.
Escultura feta en bronze
- Llautó: aquest aliatge és una mescla de coure amb zinc. S'utilitza en objectes de decoració. Té una gran resistènica a la corrosió (desgast lent d'un material).
- Acer: aliatge d'una gran utilització actualment. Es una mescla de ferro amb una petita proporció de carboni. S'utilitzen a tot tipus de maquinària i instruments (turbines, carrosseries, coberteries, etc). Un tipus d'acer molt conegut és el inoxidable, als quals se'ls afegeix a més de ferro i carboni, crom i niquel.
- Un altre tipus d'aliatges de ferro i carboni és el ferro colat, amb una major proporció de carboni. El ferro colat s'utilitza per fer peces de disseny complicat.
L'enllaç metàl·lic es produeix entre els àtoms metàl·lics.
Els àtoms metàl·lics perden els electrons de valència i els cations formen una estructura ordenada en la qual els electrons es mouen amb llibertat, formant un núvol electrònic. Les forces d'atracció entre els ions positius i els electrons són molt fortes.
Les forces d'atracció entre els cations i els electrons són fortes, i això determina que els punts de fusió i ebullició dels metalls siguen alts.
La mobilitat dels electrons permet justificar la conductivitat elèctrica dels metalls.
Les propietats de deformació sense trencament del cristall (ductilitat i mal·leabilitat), s'expliquen per la possibilitat de lliscament de les capes de cations sense canviar l'entorn dels ions, com es pot vorer en aquesta altra imatge:
Propietats:
Els punts de fusió i ebullició dels metalls són alts.
Són conductors del corrent elèctric.
Són deformables, és a dir dúctils i mal·leables.
Tenen una brillantor característica, anomenada metàl·lica.
Dos videos per a mostrar-vos l'estructura interna d'aquestes dues substàncies tan semblants. Tenen tantes coses en comú, que fins i tot els autors d'aquestos dos videos, tot i ser diferents, no han posat so en els mateixos.
L'enllaç covalent té lloc entre àtoms d'elevada electronegativitat, no metàl·lics. Com que tots els àtoms que intervenen en aquest enllaç tenen tendència a captar electrons i no alliberar-los, el que fan no és desprendre's d'algun dels seus electrons sinó compartir-los. Trobarem enllaços covalents estructurats en xarxes covalents o cristalls atòmics (com el diamant) i ellaços covalents formant substàncies moleculars (com l'aigua).
Cada parell d'electrons compartits formarà un enllaç.
Si es comparteix un parell d'electrons (2e-) l'enllaç serà simple.
Si es comparteixen dos parells d'electrons (4e-) l'enllaç serà doble.
Si es comparteixen tres parells d'electrons (6e-) l'enllaç serà triple.
Polaritat dels enllaços.
Quan els àtoms que formen un enllaç covalent són iguals aquests àtoms tindran la mateixa tendència a atraure els electrons i estaran igualment compartits pels dos àtoms que formen l'enllaç. L'enllaç covalent és, aleshores, NO POLAR. S'anomena llavors enllaç covalent perfecte o covalent pur.
Exemples: H2, O2, Cl2, N2, CH4...
Però quan els àtoms que formen un enllaç covalent són diferents llavors es podrà generar polaritat: els electrons estaran desigualment compartits i llavors direm que l'enllaç és POLAR.
Exemples: H2O, HCl, CH3Cl...
Per tant, per molècules diatòmiques (dos àtoms) es complirà que:
Si els dos àtoms són iguals la molècula sempre serà apolar. Si els dos àtoms són diferents la molècula sempre serà polar.
L'enllaç iònic és un dels tres tipus d'enllaç químic habituals. Correspon a la unió d'ions de signe oposat per atracció electrostàtica i sempre ve format per un metall (catió) i un no metall (anió). Quan en l'enllaç iònic apareix aquesta força electrostàtica les substàncies que hi intervenen no formen molècules sinó que constitueixen xarxes cristal·lines iòniques formades per un gran nombre d'anions i cations.
La unió entre ions amb càrregues elèctriques oposades constitueix l'enllaç iònic.
L'enllaç iònic només es forma quan la diferència d'electronegativitat entre els elements que el composen és elevada, ja que si s'enllaçen elements de caràcter metàl·lic amb electronegativitats semblants es produeix un enllaç metàl·lic i els elements no metàl·lics s'uneixen amb enllaços covalents.
Les propietats de les substàncies iòniques són les següents:
* Tenen punts de fusió i ebullició elevats * Són durs i fràgils * No condueixen el corrent elèctric en estat sòlid, però si quan es fonen o es dissolen. * Són solubles en aigua. * Son sòlids a temperatura ordinària. * Si els ions de la mateixa càrrega queden a prop, es repel·leixen. Aquesta és la causa que els sòlids iònics es trenquin fàcilment.
Els cristalls iònics són fràgils, es trenquen fàcilment: si es fan lliscar unes capes de cristall sobre unes altres, queden a prop ions de la mateixa càrrega, la qual cosa fa que el cristall es trenqui per repulsió electrostàtica. [edita] Exemples
En la formació del fluorur sòdic, el sodi (Na) és un metall alcalí que cedeix un electró al Fluor (F), que és l'halogen amb més tendència a capturar electrons;
En la configuració electrònica del sodi;
Na (Z=11); 1s2 2s2 2p6 3s1
veiem que té un electró sol al nivell 3s, el més llunyà del nucli. En canvi en la configuració electrònica del fluor;
F (Z=9); 1s2 2s2 2p5
A la capa exterior 2p, on hi caben 6 electrons només n'hi han 5, per tant serà molt fàcil omplir-la amb l'electró solitari de la capa 3s del sodi, formant-se un enllaç iònic entre aquests dos elements;
Na + F → NaF format per cations Na+ i anions F-
Un altre exemple és el sulfur d'alumini on veiem en les respectives configuracions electròniques que l'alumini té facilitat per perdre els tres electrons més externs (3s i 3p) i el sofre en necessita dos per a completar el nivell 3p;
Al (Z=13); 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 S (Z=16); 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Al + S → Al2S3 format per cations Al3+ i anions S2-
Un exemple més simple seria el de la sal comuna (NaCl) o clorur de sodi:
Les relacions personals al cap i a la fi són com les relacions entre els àtoms dels elements químics. En aquest video es podeu fer una idea del que dic. Adentreu-vos en aquesta Chemical Party:
Aquest blog va a tractar de mantenir-nos en contacte en Internet. Es tracta d’un blog de la classe, per això va dirigit a tots els que cursen aquesta assignatura.
Ací al llarg del curs trobareu recursos (activitats, textos, webs, videos, imatges, etc), debats, humor, concursos, etc. al voltant de l'assignatura.
D'aquesta manera podren aprendre i gaudir de les ciències d'una manera molt més divertida i profitosa.
En la ma de tots nosaltres està que açò resulte i tire endavant. Així que, a per totes, i que comence la funció!!
