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Propiedad de los Materiales




Enviado por javier-garcia



    Indice
    1.
    Historia de los materiales y su
    clasificación

    2. Tipos de
    materiales

    3. Regla de las fases de
    GIBBS

    4. Liga metálica de un material y
    enlaces existente para su configuración

    5. Conclusiones
    6. Bibliografía

    1. Historia de los materiales y
    su clasificación

    Los materiales son
    las sustancias que componen cualquier cosa o producto
    .Desde el comienzo de la civilización , los materiales
    junto con la energía han sido utilizados por el hombre para
    mejorar su nivel de vida. Como los productos
    están fabricados a base de materiales , estos se
    encuentran en cualquier parte alrededor nuestro .Los mas
    comúnmente encontrados son madera ,
    hormigón , ladrillo , acero , plástico ,
    vidrio , caucho ,
    aluminio ,
    cobre y
    papel .
    Existen muchos mas tipos de materiales y uno solo tiene que mirar
    a su alrededor para darse cuenta de ello . Debido al progreso de
    los
    programas de
    investigación y desarrollo ,
    se están creando continuamente nuevos materiales.
    La producción de nuevos materiales y el
    procesado de estos hasta convertirlos en productos
    acabados , constituyen una parte importante de nuestra economía actual. Los
    ingenieros diseñan la mayoría de los productos
    facturados y los procesos
    necesarios para su fabricación . Puesto que la producción necesita materiales , los
    ingenieros deben conocer de la estructura
    interna y propiedad de
    los materiales , de modo que sean capaces de seleccionar el mas
    adecuado para cada aplicación y también capaces de
    desarrollar los mejores métodos de
    procesado.

    Los ingenieros especializados en investigación trabajan para crear nuevos
    materiales o para modificar las propiedades de los ya existentes
    . Los ingenieros de diseño
    usan los materiales ya existentes , los modificados o los nuevos
    para diseñar o crear nuevos productos y sistemas .
    Algunas veces el problema surge de modo inverso : los ingenieros
    de diseño
    tienen dificultades en un diseño y requieren que sea
    creado un nuevo material por parte de los científicos
    investigadores e ingenieros.
    La búsqueda de nuevos materiales progresa continuamente .
    Por ejemplo los ingenieros mecánicos buscan materiales
    para altas temperaturas , de modo que los motores de
    reacción puedan funcionar mas eficientemente . Los
    ingenieros eléctricos procuran encontrar nuevos materiales
    para conseguir que los dispositivos electrónicos puedan
    operar a mayores velocidades y temperaturas .

    2. Tipos de
    materiales

    Por conveniencia la mayoria de los materiales de la
    ingenieria estan divididos en tres grupos
    principales materiales metálicos , poliméricos , y
    cerámicos

    Materiales metálicos .
    Estos materiales son sustancias inorgánicas que
    están compuestas de uno o mas elementos metálicos ,
    pudiendo contener también algunos elementos no
    metálicos , ejemplo de elementos metalicos son hierro
    cobre ,
    aluminio ,
    niquel y titanio mientras que como elementos no metalicos
    podriamos mencionar al carbono.
    Los materiales de cerámica , como los ladrillos , el vidrio la loza ,
    los ailantes y los abrasivos , tienen escasas conductividad tanto
    electrica como termica y aunque pueden tener buena resistencia y
    dureza son deficientes en ductilidad , conformabilidad y resistencia al
    impacto..
    Polimeros , en
    estos se incluyen el caucho (el hule) , los plásticos
    y muchos tipos de adhesivos . Se producen creando grandes
    estructuras
    moleculares apartir de moléculas orgánicas
    obtenidas del petroleo o productos agrícolas .

    Fases componentes de un sólido desde su estructura
    intermolecular
    Una sustancia pura como el agua puede
    existir en las fases sólido, liquido y gas, dependiendo
    de las condiciones de temperatura y
    presión. Un ejemplo familiar para todos de
    dos fases de una sustancia pura en equilibrio es
    un vaso de agua con cubos
    de hielo. En este caso el agua,
    sólida y liquida, da lugar a dos fases distintas separadas
    por una fase limite, la superficie de los cubos de hielo. Durante
    la ebullición del agua, el agua
    líquida y el agua vapor son dos fases en equilibrio.
    Una representación de las fases acuosas que existen bajo
    diferentes condiciones de presión y
    temperatura se
    muestra en
    la
    En el diagrama de
    fases presión-temperatura (PT} del agua existe un punto
    triple a baja presión (4579 torr) y baja temperatura
    (0,0098 0C) donde las fases sólida, liquida y
    gaseosa coexisten. Las fases liquida y gaseosa existen a lo largo
    de la línea de vaporización y las fases
    líquida y sólida a lo largo de la línea de
    congelación, como se muestra en la
    Figura 8.1. Estas lineas son lineas de equilibrio entre dos
    fases.
    El díagrama de fases en equilibrio (PT) se puede construir
    también para otras sustancias puras. Por ejemplo, el
    diagrama de
    fases de equilibrio PT del hierro puro se
    muestra en la Figura 8.2. Una diferencia fundamental de este
    diagrama de fases es que tiene tres fases sólidas
    distintas y separadas: Fe alfa (~, Fe gamma (y) y Fe delta
    (~).
    El hierro ~ y <5 tiene estructuras
    cristalinas BBC, mientras el hierro y tiene una estructura FCC.
    Las fases limite en el estado
    sólido tienen las mismas propiedades que entre liquido y
    sólido. Por ejemplo, bajo condiciones de equilibrio, el
    hierro ~ y y puede existir a una temperatura de 910 0C
    y una atmósfera de presión. Por encima de
    910 0C sólo existe la fase y, y por debajo de
    910 0C sólo existe la fase ~ Hay también
    tres puntos triple en el díagrama PT del hierro donde las
    tres fases diferentes coexisten: (1) líquido, vapor Fe
    <5; (2) vapor, Fe <5 y Fe y; y (3) vapor, Fe y y Fe
    ~.

    3. Regla de las fases de
    GIBBS

    A partir de consideraciones termodinámicas, J. W.
    Gibbs1 obtuvo una ecuación que permitía
    calcular el número de fases que pueden coexistir en
    equilibrio en cualquier sistema. Esta
    ecuación, llamada regla de fases de Gibbs, es:
    P+F= C+2
    donde:
    P = número de fases que pueden coexistir en el sistema elegido C
    = número de componentes en el sistema
    F = grados de libertad
    Normalmente, un componente C es un elemento, compuesto, o
    solución en el sistema. F son los grados de libertad, es
    decir, el número de variables
    (presión, temperatura y composición) que se pueden
    cambiar independientemente sin variar el número de fases
    en equilibrio en el sistema elegido.

    Consideremos la aplicación de la regla de Gibbs
    al diagrama de fases presión-temperatura PT del agua pura
    (Fig. 8.1). En el punto triple coexisten tres fases en
    equilibrio, y como hay un componente en el sistema (agua), se
    puede calcular el número de grados de libertad:
    P+F=C+2
    3 +F= 1+2
    F = O (cero grados de libertad)
    Como ninguna de las variables
    (presión o temperatura) se puede cambiar e incluso
    manteniendo las tres fases de coexistencia, el punto triple es un
    punto invariante.
    Consideremos ahora un punto de la curva de congelación
    sólido-liquido de la Figura 8.1. En cualquier punto de esa
    línea hay dos fases que coexisten. Así, aplicando
    la regla de fases,
    2+ F= 1+2
    F = 1 (un grado de libertad)

    Este resultado nos indica que tenemos un grado de
    libertad, y así, una variable (T o P) se puede cambiar
    manteniendo aun un sistema con dos fases que coexisten. Por
    tanto, si se específica una presión determinada,
    sólo hay una temperatura en la que las fases sólida
    y líquida coexisten. Para un tercer caso, consideremos un
    punto, dentro de una fase única, en el diagrama de fases
    PT del agua. Sólo habrá una fase presente (P = 1),
    y sustituyendo en la ecuación de la regla de las
    fases:
    1 +F= 1+2
    F = 2 (dos grados de libertad)

    Este resultado nos indica que pueden ser cambiadas dos
    variables independientemente (presión y temperatura), y el
    sistema permanecerá en una única fase.
    La mayor parte de los diagramas de fase
    binarios usados en Ciencia de
    Materiales son diagramas
    temperatura-composición,
    en los que la presión se mantiene constante, normalmente a
    una atm. En este
    caso, tenemos la regla de fases condensada, dada por
    P+F=C+ 1 (8.la)

    Sistemas de aleaciones
    isomorfas binarias
    Consideremos ahora una mezcla o aleación de dos metales en vez de
    sustancias puras. Una mezcla de dos metales se llama
    aleación binaria y constituye un sistema de dos
    componentes, puesto que cada elemento metálico en una
    aleación se considera un componente separado. Así,
    el cobre puro es un sistema de un único componente,
    mientras que una aleación de cobre y níquel es un
    sistema de dos componentes. Algunas veces un componente en la
    aleación se considera también un componente
    separado. Por ejemplo, aceros de carbono
    ordinario que contienen principalmente hierro y carburo se
    consideran sistemas de dos
    componentes.

    En algunos sistemas binarios metálicos, los dos
    componentes son completamente solubles entre sí, tanto en
    estado
    sólido como liquido. En estos sistemas sólo existe
    un único tipo de estructura cristalina para todas las
    composiciones de los componentes y, por tanto, se llaman sistemas
    isomorfos. En relación a los dos elementos que se
    disuelven completamente entre si, normalmente satisfacen una o
    más de las siguientes condiciones formuladas por
    Hume-Rothery1 y conocidas como reglas de solubilidad
    de sólidos de Hume-Rothery:
    1. Las estructuras cristalinas de cada elemento de la muestra
    deben ser iguales.
    2. El tamaño de cada uno de los dos elementos no deben
    diferir en más del 15 por 100.
    3. Los elementos no deben formar compuestos entre si. No debe
    haber diferencias apreciables en las electronegatividades de los
    dos elementos.
    4. Los elementos deben tener la misma valencia.

    Todas las reglas de Hume-Rothery no son siempre
    aplicables para todos los pares de elementos que presentan
    solubilidad sólida.
    Un ejemplo importante de un sistema isomorfo de aleación
    binaria es el sistema cobre-níquel. Un diagrama de fase de
    este
    sistema con la temperatura como ordenada y la composición
    química en
    tanto por 100 en peso, como abscisa, se muestra en la Figura 8.3.
    Este diagrama se ha determinado para un sistema que se
    enfría lentamente o en condiciones de equilibrio con la
    presión atmosférica y no tiene aplicación
    para aleaciones que
    se enfrían rápidamente en el rango de la
    temperatura de solidificación. El área sobre la
    línea superior del diagrama, llamada liquidus, corresponde
    a la región de estabilidad de la fase líquida, y el
    área por debajo de la línea inferior, o solidus,
    representa la región de estabilidad para la fase
    sólida. Entre ambas líneas se representa una
    región de dos fases donde liquido y sólido
    coexisten.

    En la región de una sola fase de solución
    sólida ~, tanto la temperatura como la composición
    han de ser especificadas si se quiere situar un punto en el
    diagrama de fases. Por ejemplo, a la temperatura de 1050
    0C y 20 por 100 de Ni, se especifica el punto a del
    diagrama de fases Cu-Ni de la Figura 8.3. La microestructura de
    la solución sólida ~ a esta temperatura y
    composición aparece como la de un metal puro. Es decir, el
    único rasgo observable en el microscopio
    óptico serán los límites de
    grano. Sin embargo, debido a que la aleación es una
    solución sólida del 20 por 100 de Ni en Cu,
    ésta tendrá mucha más dureza y resistividad
    eléctrica que el cobre puro.

    En la región entre las líneas liquidus y
    solidus, ambas fases existen. La cantidad de cada fase presente
    depende de la temperatura y la composición química de la
    aleación. Consideremos una aleación de 53 por 100
    en peso en Ni, 47 por 100 en peso en Cu a 1300 0C
    (Fig. 8~3). Puesto que esta aleación contiene las fases
    líquida y sólida a 1300 0C, ninguna de
    estas fases puede tener la composición promedio de 53 por
    loo Ni y 47 por 100 Cu. La composición de las fases
    líquida y sólida se puede determinar al dibujar una
    isoterma desde la línea de liquidus a la de solidus a 1300
    0C, y luego bajar verticales hasta el eje horizontal
    de las composiciones. La composición de la fase
    líquida (w1) a 1300 0C es 45 por 100
    en peso de Ni y la de la fase sólida (w,> es del 58 por
    100 en peso de Ni, como indica la intersección de las
    líneas verticales de trazos con el eje de
    composición.

    Los diagramas binarios de equilibrio para componentes
    que son completamente solubles entre si en el estado
    sólido, se pueden construir a partir de una serie de
    curvas de enfriamiento liquido-sólido, como se muestra
    para el sistema Cu-Ní en la Figura 8.4.

    Las curvas de enfriamiento para metales puros muestran
    horizontales de estabilización térmica en sus
    puntos de solidificación, como muestra la Figura 8.4a para
    el cobre y níquel puros en AB y CD. Las
    soluciones
    sólidas binarias presentan cambios de inclinación
    en sus curvas de enfriamiento en las líneas liquidus y
    solidus, como muestra la Figura 8.4a con composiciones de 80 por
    100 Cu-20 por 100 Ni, 50 por 100 Cu-50 por 100 Ni, y 20 por 100
    Cu-80 por 100 Ni. Los cambios de inclinación
    L5, L2 y L3 en la Figura 8.4a
    corresponden a los puntos de la línea líquidus
    L5, L2 y L3 de la Figura 8.4b.
    Análogamente, los cambios de pendiente de S1,
    S2 y S3 de la Figura 8.4a se corresponden
    con los puntos de la línea sólidus S1,
    S2 y S3 de la Figura 8.4b. Para más
    exactitud en la construcción del diagrama de fase del
    Cu-Ni, se pueden calcular más curvas de enfriamiento de
    aleaciones con composiciones intermedias.

    4. Liga metálica de
    un material y enlaces existente para su
    configuración

    Enlaces metálicos
    En metales en estado
    sólido , los átomos se encuentran empaquetados
    relativamente muy juntos en una ordenación
    sistemática o estructura cristalina . Por ejemplo la
    disposición de los átomos de cobre en el cobre
    cristalino consiste que los átomos están tan juntos
    que sus electrones externos de valencia son atraídos por
    los núcleos de sus numeroso vecinos . En el caso del cobre
    sólido cada átomo
    está rodeado por otros 12 átomos más
    próximos . Los electrones de valencia no están por
    lo tanto asociados férreamente a un núcleo en
    particular y así es posible que se extiendan entre los
    átomos en forma de una nube electrónica de carga de baja densidad o
    gas
    electrónico. Los átomos en un enlace
    metálico sólido se mantienen juntos por enlace
    metálico para lograr un estado de más baja
    energía ( o más estable) . Para el enlace
    metálico no hay restricciones sobre pares
    electrónicos como en el enlace covalente o sobre la
    neutralidad de carga como en el enlace iónico . En el
    enlace metálico los electrones de valencia más
    externos de los átomos son compartidos por muchos
    átomos circundantes y de este modo , en general , el
    enlace metálico no resulta direccional

    Fuerzas de van der Waals
    Excepto en un gas muy dispersado las moléculas ejercen
    atracciones y repulsiones entre sí . Estas proceden
    fundamentalmente de interacciones dipolo-dipolo . Las
    moléculas no polares se atraen entre sí mediante
    interacciones débiles dipolo-dipolo llamadas fuerzas de
    London que surgen como consecuencia de dipolos inducidos en una
    molécula por otra. En este caso los electrones de una
    molecula son debilmente atraídos hacia el nucleo de otra
    pero entonces los electrones de esta son repelidos por los
    electrones de la primera. El resultado es una distribución desigual de la densidad electrónica y , en consecuencia , un dipolo
    incluido . Las diferentes interacciones dipolo-dipolo (atractivas
    y repulsivas) se denominan conjuntamente fuerzas de van der Waals
    . La distancia entre las moléculas juega un importante
    papel en la
    intensidad de dichas fuerzas . Se llama radio de van der
    Waals a la distancia a la que la fuerza
    atractiva es máxima .Cuando dos átomos se aproxima
    a distancias mas cortas que el radio de van der
    Waals , se desarrollan fuerzas repulsivas entre los
    núcleos y las capas electrónicas . Cuando la
    distancia entre dos moléculas es mayor al radio de van der
    Waals las fuerzas atractivas entre las moléculas
    disminuyen.

    Enlace iónico
    Los enlaces iónicos se pueden formar entre elementos muy
    electropositivos (metálicos) y elementos muy
    electronegativos (no metales) . En el proceso de
    ionización los electrones son transferidos desde los
    átomos de los elementos electropositivos a los
    átomos de los elementos electronegativos , produciendo
    cationes cargados positivamente y aniones cargados negativamente
    . Las fuerzas de enlace son debidas a la fuerza de
    atracción electrostática o culombiana entre iones con
    carga opuesta . Los enlaces ionicos se forman entre iones
    opuestamente cargados por que se produce una disminución
    neta de la energía potencial para los iones
    enlazados

    Enlace covalente
    Un segundo tipo de enlace atómico primario es el enlace
    covalente . Mientras el enlace iónico involucra
    átomos muy electropositivos y electronegativos , el enlace
    covalente se forma entre átomos con pequeñas
    diferencias de electronegatividad y ubicados muy próximos
    en la tabla
    periódica . En el enlace covalnete los átomos
    generalmente comparten sus electrones externos s y
    p como otros átomos , de modo que cada átomo
    alcanza la configuración de gas noble. En un enlace
    covalente sencillo cada uno de los átomos contribuye con
    un electrón a la formación del par de electrones de
    enlace , y las energías de los dos átomos asociadas
    con el enlace covalente son menores (mas estables) como
    consecuencia de la interacción de los electrones . En el
    enlace covalente , se pueden formar enlaces mútiples de
    pares de eletrones por un átomo consigo mismo o con otros
    átomos.

    Redes cristalograficas existentes
    Sistemas cristalográficos
    Los cristalógrafos han
    demostrado que son necesarias solo siete tipos diferentes de
    celda unidad para crear todas las redes puntuales . La mayor
    parte de etos siete sistemas cristalinos presentan variaciones de
    la celda unida básica . A. J. Bravais mostró que
    catorce celdas unidad estándar podian describir todas las
    estructuras reticulares posibles .Hay cuatro tipos de celdas
    unidad :

    • Sencilla
    • Centrada en el cuerpo
    • Centrada en las caras
    • Centrada en la base

    En el sistema cúbico hay tres tipos de celdas
    unidad : cúbica sencilla , cúbica centrada en el
    cuerpo y cúbica centrada en las caras. En el sistema
    ortorrómbico están representados los cuatro tipos .
    En el sistema tetragonal hay solo dos: sencilla y centrada en el
    cuerpo. En el sistema monoclínico tiene celdas unidad
    sencilla y centrada en la base , y los sistemas
    romboedríco hexagonal y triclínico, tienen solo una
    celda unidad .

    Estructuras cristalográficas
    La mayoría de los metales elementales alrededor del 90 %
    cristalizan en tres estructuras cristalinas densamente
    enpaquetadas : cúbica centrada en el cuerpo (BCC) ,
    cúbica centrada en las caras (FCC) y hexagonal compacta
    (HCP) . La estructura HCP es una modificación más
    densa de la estructura cristalina hexagonal sencilla . La mayor
    parte de los metales cristalizadas en esas estructuras densamente
    enpaquetadas debido a que se libera energía a medida que
    los átomos se apróximan y se enlazan cada vez
    más estrechamente entre sí . De este modo , dichas
    estructuras densamente enpaquetadas se encuentran es
    disposiciones u ordenamientos de energía cada vez
    más baja y estable Examinemos ahora detalladamente la
    disposición de los átomos en las celdas unidad de
    las tres principales estructuras cristalinas . Aunque solo sea
    una aproximación consideremos a los átomos de estas
    estructuras como esferas rígidas. La distancia entre los
    átomos en las estructuras cristalinas puede ser
    determinado experimentalmente por análisis de rayos X. Por
    ejemplo , la distancia interatómica entre dos
    átomos de aluminio en un fragmento de aluminio puro a 20
    0 C es 0.2862 nm.
    Se considera que el radio del aluminio en el aluminio metal es la
    mitad de la distancia interatómica , o 0.143
    nm.

    Planos cristalinos
    Dirección en la celda
    A menudo , es necesario referirnos a posiciones
    específicas en las redes cristalinas . Esto es
    especialmente importante para metales y aleaciones con
    propiedades que varían con la orientación
    cristalográfica . Para cristales cúbicos los
    indices de las direcciones cristalográficas son los
    componentes vectoriales de las direcciones resueltos a lo largo
    de cada eje coordenado y reducido a los enteros mas
    pequeños .
    Para indicar en un diagrama la dirección en una celda cúbica
    unitaria dibujamos un vector de dirección desde el origen
    (que es normalmente una esquina de la celda cúbica) hasta
    que sale la superficie del cubo .Las coordenadas de
    posición de la celda unidad donde el vector de
    posición sale de la superficie del cubo despues de ser
    convertidas a enteros son los indices de dirección .Los
    indices de dirección se encierran entre corchetes sin
    separación por comas.

    Planos en una celda unitaria
    Las superficise cristalinas en celdillas unidad HCP pueden ser
    identificadas comúnmente utilizando cuatro indices en
    lugar de tres. Los indices para los planos cristalinos HCP
    ,llamados indices Miller-Bravais, son designados por las letras h
    , k , i , l y encerrados entre parentesis ( hkil ) . estos
    indices hexagonales de 4indices estan basados en un sistema
    coordenado de 4 ejes .
    Existen 3 ejes basicos , a1 , a2 ,
    a3, que forman 1200 entre si. El cuarto eje
    o eje c es el eje vertical y esta localizado en el centro de la
    celdilla unidad . La unidad a de medida a lo largo de los ejes
    a1 a2 a3 es la distancia entre
    los átomos a lo largo de estos ejes .la unidad de medida a
    lo largo del eje es la altura de la celdilla unidad . Los
    recíprocos de las intersecciones que un plano cristalino
    determina con los ejes , a1 , a2 ,
    a3 proporciona los indices h , k e i mientras el
    recíproco de la intersección con el eje c da el
    índice l

    Notación para planos
    Los planos basales de la celdilla unidad HCP son muy importantes
    para esta celdilla unidad puesto que el plano basal de la
    celdilla HCP es pralelo a los ejes , a1 ,
    a2 , a3 las intersecciones de este plano
    con estos ejes serán todas de valor infinito
    . Así , a1 = ¥ , a2 = ¥ a3 =
    ¥ El eje c , sin
    embargo , es unico puesto que el plano basal superior
    intersecciona con el eje c a una distancia unidad . Tomando los
    reciprocos de estas intersecciones tenemos los indices de
    Miller-Bravais para el plano Basal HCP. Así , H =0 K=0 I =
    0 y L=1. El plano basal es , por tanto un plano
    cero-cero-cero-uno o plano (0001) .

    Importancia del indice de Milller
    A veces es necesario referirnos a planos reticulares
    específicos de átomos dentro de una estructura
    cristalina o puede ser interesante conocer la orientación
    cristalográfica de un plano o grupo de
    planos en una red
    cristalina. Para identificar planos cristalinops es estructuras
    cristalinas cúbicas se usa la notación de Miller .
    Los indices de Miller de un plano cristalino estan definidos como
    los reciprocos de las intersecciones , que el plano determina con
    los ejes x , y , z de los tres lados no paralelos del cubo
    unitario .Las aristas de una celda cúbica unitaria
    presentan longitudes unitarias y las intersecciones de los planos
    de una red se miden
    en base a estas longitudes unitarias .El procedimiento de
    determinación de los indices de Miller para un plano de un
    cristal cúbico es el siguiente:

    • Escoger un plano que no pase por el origen en
      (0,0,0)
    • Determinar las interacciones del plano en base a los
      ejes x,y,z cristalográficos para un cubo unitario ,
      estas interacciones pueden ser fraccionarias
    • Construir los recíprocos de estas
      intersecciones

    Despejar fracciones y determinar el conjunto mas
    pequeño de números esteros que estén en la
    misma razón que las intersecciones. Esos números
    enteros son los índices de Miller de un plano
    cristalográfico y se encierran entre paréntesis sin
    usar comas. La notación (hkl) se usa para indicar
    índices de Miller en sentido general , donde h ,k, y l son
    los indices de Miller para un plano de un cristal cúbico
    de ejes x,y,z respectivamente.

    5.
    Conclusiones

    Es sin duda impresionante la manera en la que han
    evolucionado los materiales y lo importante que es conocer sus
    propiedades no tan solo físicas o mecánicas sino
    también a otro nivel como bien podría ser a nivel
    atómico ya que de esto depende en buena parte el
    comprender como habrá de comportarse un material en
    ciertas condiciones y de esa manera conjeturar algunas características como su dureza o su
    resistencia a algunos esfuerzos.

    6. Bibliografía

    Fundamentos de la ciencia e
    ingenieria de los materiales
    William F. Smith 2a Edición
    McGraw Hill
    Química orgánica
    Ralph J. Fessenden y Joan S Fessenden
    Grupo
    Editorial Iberoamérica
    Microsoft
    Encarta 98 Encyclopedia

     

     

    Autor:

    Javier Rosas

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