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UNIDAD V

SÓLIDOS.

DESCRIPCIÓN CINÉTICA MOLECULAR DE LOS SÓLIDOS

Los sólidos llamados también fases condensadas, sus partículas se encuentran en forma

más compacta e interactuando fuertemente.

Llamamos sólido al estado de agregación caracterizado por ser compacto, incomprensible,

con forma y volumen propios, dependiendo esté último de las leyes de la dilatación,

también se caracteriza por tener sus partículas ordenadas cuyo movimiento es restringido.

Las partículas de un sólido no pueden fluir unas sobre otras y solamente pueden efectuar un

movimiento de vibración alrededor se su posición, por consiguiente los sólidos tienen

forma definida.

Como sus partículas están muy próximas, son incomprensibles y muy densos, en

relación con los gases. Las partículas de un sólido no difunden en otro sólido. Sin

embargo, el análisis de dos bloques de diferentes sólidos, como cobre y plomo

mantenidos juntos a presión durante varios años, mostró que cada bloque contenía

algunos átomos de otro elemento, lo que prueba que los sólidos difunden aunque muy

lentamente.

SUBLIMACIÓN.- Algunos sólidos como el Yodo y el Hielo seco, se vaporizan sin pasar

por el estado líquido a presión atmosférica, se dicen que subliman. A este proceso se

denomina también sublimación progresiva mientras que el paso directo de gas a sólido sin

pasar por el estado líquido se conoce como sublimación regresiva o deposición.

Ejemplos de sublimación tenemos los desodorantes ambientales, la naftalina etc.

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PUNTOS DE FUSIÓN.- El punto de fusión de un sólido que es el mismo que el punto de

congelación de un líquido es la temperatura a la que la velocidad de fusión de un sólido es

la misma que la velocidad de congelación de su líquido bajo una presión determinada, es

decir, la temperatura a la que el sólido y el líquido están en equilibrio.

Congelación

Líquido Sólido

Fusión

El punto de fusión normal de una sustancia es su punto de fusión a una atmósfera de

presión. Las variaciones de los puntos de fusión y ebullición de las sustancias suelen ser

paralelas, ya que son similares las fuerzas intermoleculares de las que dependen.

TRANSFERENCIA DE CALOR ENTRE LOS SÓLIDOS.- Cuando se suministra calor

a un sólido, por debajo de un punto de fusión, su temperatura aumenta. El número de

calorías necesarias para elevar un grado Celsius la temperatura de sólido es su calor

específico (Cal/goC). La capacidad calorífica molar (Kcal/mol

o C) es el número de

Kilocalorías que elevan en un grado Celsius la temperatura de un mol de sólido. Cuando se

suministra suficiente calor para alcanzar el punto de fusión del sólido la temperatura no

varia aunque se siga dando calor, pero el sólido licua. El número de calorías necesarias

para fundir un gramo de sólido en su punto de fusión es el calor de fusión (Cal/g), esté

término fusión significa “derretimiento “. El calor molar de fusión, ( ∆HKcal/mol), es el

número de Kilocalorías que debe absorber un mol de sólido en su punto de fusión para

fundir. El calor de fusión es una medida de las fuerzas intermoleculares de atracción en

estado sólido. Los calores de fusión aumentan generalmente con el aumento del punto de

fusión.

El calor de solidificación es igual en magnitud al calor de fusión.. Representa la cantidad de

calor que debe eliminarse de una cantidad dada de líquido en su punto de congelación para

que solidifique. Para el agua tenemos lo siguiente:

-79.8Cal/g

Agua Hielo a 0oC

+79.8 Cal/g

Están en equilibrio

Cuando se introduce cubos de hielo en

agua en un recipiente aislado, se

producen al mismo tiempo la

congelación y la fusión.

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PRESIÓN DE VAPOR.- Los sólidos tienen presiones de vapor muy inferiores a los

líquidos, los sólidos con presiones de vapor elevadas subliman muy fácilmente.

Solidos Tipo de

enlace Dureza Punto de

fusión Conductividad

eléctrica Ejemplos

Iónico Iónico Duros y quebradizos

Bastante altos

Baja NaCl, K2CO3, Na2SO4

Molecular polar

Dipolos permanentes

Blandos Bajos Baja H2O, CO2, CH4

De red covalente

Covalente Duros Altos Baja Diamante Cuarzo (SiO2)

Metálico Metálico Variable Medios y altos

Buena o excelente

Fe, Al, Hg, Na

Molécula no polar

Por fuerzas de London

Muy blandos Muy bajos Muy baja Cl2, He, Ar

SÓLIDOS AMORFOS Y CRISTALINOS

Sólidos Amorfos.- Hay un pequeño grupo de sólidos no cristalinos, que no tienen una

estructura bien ordenada y definida, como por ejemplo el caucho, algunos plásticos y los

sulfuros.

A los vidrios se les denomina a veces sólidos amorfos y a veces líquidos subenfriados,

esto se justifica en que fluyen como líquidos aunque muy lentamente. Las estructuras

irregulares de los vidrios son intermedias entre los líquidos que fluyen libremente y la de

los sólidos cristalinos. Los vidrios y otros sólidos amorfos:

No tienen puntos de fusión bien definidos, ya que se ablandan en un intervalo de

temperatura.

Las partículas de los sólidos amorfos están agrupadas irregularmente de modo

que las fuerzas intermoleculares entre ellas varia dentro de una misma muestra.

Por ello la fusión de porciones diferentes de una misma muestra se produce a

distintas temperaturas, según se sobrepasan las fuerzas intermoleculares.

Estos dos tipos de sólidos poseen algunas propiedades en común y difieren en otras.:

Entre las primeras se puede mencionar la forma y el volumen propio (las fuerzas de cohesión en el sólido son suficientes como para contrarrestar las fuerzas externas),

La densidad que generalmente es mayor que la del líquido correspondiente y la difusión que es extremadamente lenta.

Al calentar un vidrio se observa que se ablanda gradualmente hasta que comienza a fluir, mientras que el

4

Hielo al ser calentado, mantiene sus propiedades mecánicas hasta que a la temperatura de 0°C y a una atmósfera de presión, comienza a fundir bruscamente mientras la temperatura se mantiene constante durante el cambio de estado.

Esta es una de las diferencias entre los sólidos cristalinos y los amorfos, el punto de fusión definido para los primeros y no observable para los segundos

Los sólidos amorfos, como los vidrios fundidos, con estructuras irregulares, se

rompen irregularmente produciendo trozos con bordes irregulares y diferentes sus

ángulos.

Un vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente

transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar

El SiO2 presenta una propiedad según sea enfriado, cuando es cristalino forma el Cuarzo , cuando es Amorfo forma el Vidrio. Los semicristalinos presentan un parte amorfa y una cristalina materiales plásticos como el polietileno y polipropileno son ejemplos típicos.

Diagrama molecular del vidrio (SiO2) en sólid Diagrama molecular del cuarzo (SiO2) en red . amorfa cristalina

Sólidos Cristalinos.-

Son sólidos caracterizados por un ordenamiento regular de las partículas. Los

sólidos cristalinos, como el hielo y el cloruro de sodio tienen temperatura de fusión

bien definida.

La rotura de un sólido cristalino produce fragmentos que tienen los mismos ángulos

interfaciales y las estructuras características de la muestra original. La rotura de un

cubo grande de “sal gema” origina cubos pequeños, está rotura simétrica suele

ocurrir a lo largo de planos del retículo cristalino, en los cuales las fuerzas

intermoleculares son menores.

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Los sólidos cristalinos pueden existir en más de una forma, estas formas se

denominan formas Alotrópicas o Alótropos por ejemplo el carbono que puede

existir en dos formas Alotrópicas como Grafito y Diamante.

Los cristales son poliedros que constan de agrupamientos de átomos, moléculas e iones repetidos en forma regular.

Los materiales cristalinos están formados por átomos.

Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en los cristales, hacen que los átomos

adopten ciertas disposiciones geométricas(motivos) cuya forma depende del número

y clases de átomos implicados.

Cuando un cristal se forma a partir de estas unidades, existen fuerzas adicionales

que hacen que estos “ motivos “iniciales se sitúen a distancias y direcciones

específicas unos de otros.

El resultado de esto es una repetición casi infinita del motivo en tres direcciones.

La unidad más pequeña de volumen de un cristal, que muestra todas las características de su retículo es la celda de unidad(Una celda unitaria es la unidad estructural esencial repetida de un sólido cristalino).

Buscar la celda de unidad es lo mismo que buscar la tira modelo de una pared empapelada, pero en tres dimensiones. Las celdas de unidad se apilan en tres dimensiones para constituir un cristal. Se a determinado que las celdas de unidad pueden clasificarse en siete categorías distintas, por la longitud relativa de sus ejes a, b, c que están relacionadas con los espacios entre capas y los ángulos entre dichos ejes α, β, γ.

Punto reticular

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En los

puntos reticulares:

• Átomos • Moléculas • Iones

Los cristalógrafos han mostrado que todos los materiales cristalinos existentes pueden

agruparse en 7 sistemas cristalinos, que son

Sistema Ejes Angulos ejemplo

Cúbico a = b = c = = = 90. NaCl

Tetragonal a = b c = = = 90. TiO rutilo

Ortorrómbico a b c = = = 90. MgSO4 .7H2O

Romboédrico a = b = c = = 90. CaCO3

Hexagonal a = b c = = 90=

120.

SiO2

Monoclínico a b c = = 90, 90 CaSO4.2H2O

Triclínico a b c 90 K2Cr2O7

.

En 1848 Bravais demostró que solo hay posibilidad de tener 14 tipos de redes espaciales

que cumplan la condición de que cada punto tenga idéntico alrededor. Por esta razón estas

redes fueron denominados retículos espaciales de Bravais y se muestran en la siguiente

figura 1 .

Según esta figura, se pueden definir cuatro tipos básicos de celda unidad:

Celda simple

Celda centrada en el cuerpo

Celda centrada en las caras

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Celda centrada en la base

En el sistema cúbico hay tres tipos de celdas, la simple, la centrada en el cuerpo y la

centrada en las caras.

En el sistema tetragonal están las celdas simple y centrada en el

cuerpo.

En el rómbico, hay los cuatro tipos de celdas.

En el romboédrico solo existe la celda simple.

En el hexagonal está la centrada en las bases, que es una derivación de la

centrada en las caras.

En el Monoclínico, está la simple y la centrada en las bases y en el

triclínico solo aparece la celda simple. Así se tiene un total de 14 redes. Para saber cuantos puntos o átomos hay en cada red, se utilizan las siguientes relaciones:

N Ni Nc +Nv Todos los sistemas cristalinos menos el hexagonal

2 8

N Ni Nc +Nv Sistema hexagonal

2 6

Ni : Número de puntos en el interior de la celda

Nc : Número de puntos en el centro de las caras

Nv : Número de puntos en los vértices de la celda

.

Figura 1. Redes espaciales de Bravais

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Empaquetamiento de esferas:

Las estructuras de muchos sólidos se pueden describir en términos de esferas apiladas que

representan átomos o iones .Especialmente útil es el estudio de las formas que se pueden

apilar de la forma mas compacta posible esferas de igual tamaño. En una capa las esferas se

disponen de manera que cada esfera este rodeada po otras 6 esferas numero de coordinación

.6

La apilación regular de estas capas manteniendo máxima compactación se puede producir

de 2 maneras dando lugar a empaquetamiento hexagonales o cubicos

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Agujeros en empaquetamientos compactos

Unas de las características de estructuras compactas es la existencia de 2 tipos de agujeros

octaédricos y tetraédricos . su importancia radica en que muchas estructuras compactas

,incluyendo compuestos iónicos y aleaciones se pueden describir como empaquetamientos

compactos ,en la que iones o atomos adicionales ocupan estos agujeros

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Número de coordinación: se define como número de coordinación de un cristal al número de atomos con los que esta en contacto cada atomo en la celdilla unidad de una estructura compacta o el partículas que están a la menor e igual distancia de cada una de ellas, La observación de los diagramas de retículos cúbicos permite reconocer que en el retículo cúbico simple el número de coordinación es 6, en el cúbico centrado en el cuerpo es 8 y en el cúbico centrado en las caras es 12. El retículo cúbico simple es el que adoptan los iones Cl- y los iones Na+, independientemente, en la red cristalina del cloruro de sodio, o sea, conjuntos de iones todos iguales entre sí. El retículo centrado en el cuerpo caracteriza al CsCl, o sea, una sal binaria. Como la relación entre los números de aniones y cationes es 1:1 cada ion Cs+ puede visualizarse como ubicado en el centro de un cubo en cuyos ocho vértices hay sendos Cl-, o en un vértice de un cubo que tiene un Cl- como ion central. El retículo cúbico centrado en las caras es habitual en cristales binarios y en cristales formados por una única clase de iones, este tipo de retículo forma una de las estructuras conocidas como empaquetamiento compacto típico de los metales.

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1) Retículo cúbico simple: las partículas están ubicadas en los vértices de un cubo, como se observa en la parte a) de la siguiente figura.

a) b) c) Cada vértice es compartido por 8 cubos en la red “infinita” del cristal, luego en cada cubo del retículo simple hay 8 x 1/8 = 1 partícula neta, esto puede verse en la parte a) de la siguiente figura donde se muestra la porción de cada átomo que pertenece a la celda unitaria.

a) b ) c)

1) Retículo cúbico centrado en el cuerpo: hay partículas en cada uno de los 8 vértices y otra en el centro del cubo (parte b) de las figuras). En este retículo la partícula central pertenece con exclusividad al cubo, que resulta tener 8 x 1/8 + 1 = 2 partículas netas.

2) Retículo cúbico centrado en las caras: hay partículas en cada vértice y en el centro de cada cara (parte c) de las figuras). En este caso, como cada partícula de centro de cara es compartida por 2 cubos contiguos, en cada cubo hay 8 x 1/8 + 6 x ½ = 4 partículas netas.

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Cristales metálicos

Estructuras cristalinas de los elementos metálicos a 25ºC y 1

bar

Estructura cristalina Elemento Empaquetamiento hexagonal compacto (ehc) Be, Cd, Co, Mg, Ti, Zn.

Empaquetamiento cúbico compacto (ecc) Ag, Al, Au, Ca, Cu, Ni, Pb, Pt

Cúbica centrada (cc) Ba, Cr, Fe, W, metales alcalinos

Cubica primitiva (cúbica-P) Po

Se recuerda que las propiedades macroscópicas que caracterizan a la mayoría de los metales son: elevadas conductividades eléctrica y térmica, ductilidad, maleabilidad y brillo metálico. En estos sólidos, los electrones de enlace se encuentran totalmente deslocalizados ocupando orbítales moleculares que se extienden sobre la totalidad del cristal metálico, en el cual los cationes se ubican en posiciones fijas. La movilidad electrónica resultante explica la alta conductividad eléctrica y térmica de los metales. Se pueden suministrar electrones por medio de un generador de corriente eléctrica a un extremo de un alambre metálico y recuperar una cantidad igual en forma prácticamente instantánea por el otro extremo sin que se produzca ningún cambio observable en las propiedades físicas o químicas del metal. Cuando se calienta el metal los electrones libres pueden adquirir energía cinética térmica y al moverse rápidamente a través del cristal transportar el calor. También la maleabilidad y ductilidad se explican por la existencia de electrones deslocalizados que permiten que las capas de cationes se deslicen unas con respecto a otras y sea posible así laminar o estirar en forma de alambre al metal. Cuando un haz de luz choca con una superficie metálica, origina un movimiento

oscilatorio de los electrones superficiales que los convierte en nuevos sistemas emisores de radiaciones electromagnéticas (luz). El efecto neto es que el rayo de luz incidente se refleja dando como resultado el brillo metálico.

Sin embargo, no todos los metales poseen las mismas propiedades, así por ejemplo, el tungsteno posee brillo metálico pero es quebradizo; el plomo es maleable pero no es buen conductor de la electricidad y el cobre es 65 veces mejor conductor de la electricidad que el bismuto. Otras propiedades como el punto de fusión, el punto de ebullición y la dureza, varían dentro de un amplio intervalo de valores: el mercurio es líquido a temperatura ambiente, mientras que el tungsteno tiene el punto de fusión más alto entre todos los elementos de la tabla periódica, los metales alcalinos son tan blandos que algunos pueden ser cortados con un cuchillo, mientras que el osmio es tan duro que puede marcar el vidrio. Estas diferencias dependen de la fuerza del enlace metálico, debida a la atracción electrostática entre los cationes y los electrones deslocalizados. Esta fuerza es tanto mayor cuanto mayor es la carga de dichos cationes y el número de electrones del enlace metálico. El cobre es un ejemplo típico de cristal metálico.

a) Cristales iónicos

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Estos son, en general, duros, quebradizos, buenos aislantes y tienen puntos de fusión y ebullición altos. En la red cristalina iónica, se alternan aniones y cationes, entre los cuales actúan fuerzas electrostáticas de magnitud considerable y no dirigidas, es decir que cada ion del cristal está ligado por fuerzas coulómbicas a todos los otros iones, de tal manera que no hay grupos discretos de partículas. Las fuerzas coulómbicas entre iones de distinto signo son atractivas (negativas) y entre iones de igual signo son repulsivas (positivas)y el valor de la energía de formación del cristal depende de la importancia relativa de cada tipo de fuerza coulómbica. Naturalmente, la estabilidad de los cristales iónicos existentes indica que prevalecen las fuerzas de atracción sobre las de repulsión. Estas fuerzas interiónicas explican la dureza y los altos puntos de fusión y ebullición; esto, sumado a la resistencia a la movilidad de los iones de la red, impide la conductividad eléctrica y los convierte en buenos aislantes. En cambio, cuando están fundidos son buenos conductores eléctricos porque los movimientos iónicos se hacen más amplios. Son poco solubles en la mayoría de los solventes, sólo lo hacen en los más polares, como por ejemplo el agua. En estos casos las fuerzas atractivas ion-solvente deben superar las fuerzas interiónicas (catión-anión). Esto equivale a decir que la energía de hidratación de los iones supera a la energía reticular del cristal. El cloruro de sodio es uno de los ejemplos de sólido iónico. Son también típicamente iónicos los óxidos, sulfuros, nitruros y haluros de los metales alcalinos y alcalinotérreos. En los cristales iónicos binarios el empaquetamiento no alcanza la compactación en los cristales metálicos porque los radios aniónico y catiónico son, naturalmente, distintos. Algunos retículos característicos son el del CsCl (cúbico centrado en el cuerpo), que aparece en la parte a) de la siguiente figura:

En la estructura de la cicblenda, ZnS (parte b) de la figura anterior), los iones S2- adoptan una celda cúbica centrada en las caras, con los iones Zn2+, más pequeños, dispuestos de modo que cada uno está rodeado por cuatro iones S2- que forman un tetraedro. El CuCl también adopta esta estructura.

La estructura del NaCl (que consiste en un retículo cúbico simple de Na+ interpenetrado con otro igual de Cl-), característico también de los óxidos y sulfuros de los metales alcalinotérreos. En la parte a) de la siguiente figura hay iones Cl- en las esquinas de la cela unitaria, en b) hay iones Na+ en las esquinas de la celda unitaria:

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Otro retículo es el del CaF2 (retículo de la fluorita, que se observa en la parte c) de la figura de la página anterior) que también adoptan otros compuestos binarios tipo B2+A2

-. Se denominan retículos de la antifluorita a los de compuestos binarios de fórmula general B2

+A2- como los óxidos y sulfuros de los metales alcalinos. Un retículo más complicado es el de algunos aluminatos u óxidos dobles naturales llamados espinelas que incluyen el ion Al3+ e iones Me2+. La espinela prototipo es la de magnesio: Al2O3.MgO o (AlO2)2Mg.

b) Cristales de redes covalentes o atómicos

Se caracterizan por una elevada dureza, altos puntos de fusión y ebullición, baja conductividad eléctrica y por ser prácticamente insolubles en la mayoría de los solventes. Las unidades estructurales son átomos unidos en una red tridimensional por enlaces covalentes direccionales. Este enlace covalente, de pares de electrones localizados, extendido a todo el cristal es lo suficientemente fuerte para justificar las propiedades citadas. Ejemplos típicos de estos sólidos son el diamante, el silicio, un alótropo del estaño y el carborundo, SiC. En el diamante cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos de carbono como se muestra en la parte a) de la siguiente figura:

.

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Esta matriz tridimensional interconectada de fuertes enlaces sencillos

carbono-carbono contribuye a la inusitada dureza del diamante. Los diamantes de grado industrial se emplean en las cuchillas de las sierras para los trabajos de corte más exigentes. En congruencia con su estructura y enlaces, el diamante también tiene un elevado punto de fusión, 3550°C.

En el grafito los átomos de carbono están dispuestos en capas de anillos hexagonales interconectados como se muestra en la parte b) de la figura anterior. Cada átomo de carbono está unido a otros tres de la capa. La distancia entre carbonos adyacentes en el plano, 1,42 Å, es muy cercana a la distancia C-C en el benceno, 1,395 Å. De hecho, los enlaces

se parecen a los del benceno, con enlaces deslocalizados que se extienden sobre las capas. Los electrones se mueven libremente por los orbitales deslocalizados, y esto hace que el grafito sea un buen conductor de la electricidad a lo largo de las capas (el electrodo central de la batería está hecho de grafito). Las capas, separadas 3,41 Å, se mantienen unidas por débiles fuerzas de dispersión. Las capas se deslizan fácilmente unas sobre otras cuando se frotan, lo que da a la sustancia una sensación grasosa. El grafito se utiliza como lubricante y para fabricar la punta de los lápices.

c) Cristales moleculares

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Estos sólidos tienen puntos de fusión y ebullición bajos o moderados, son blandos, conductores pobres de la corriente eléctrica tanto en estado sólido como cuando están fundidos y son generalmente, insolubles en agua. Las fuerzas de unión intermoleculares son interacciones dipolo inducido-

dipolo inducido de London en los sólidos no polares y dipolo-dipolo o puente de hidrógeno para los polares. Dado que dichas fuerzas son débiles se justifican las propiedades macroscópicas. La mayor parte de las sustancias que a temperatura ambiente son gases, cuando cristalizan forman sólidos moleculares, por ejemplo el oxígeno. En cambio aquellas sustancias cuyas moléculas son fácilmente polarizables, a la misma temperatura, son sólidos. Un ejemplo es el naftaleno.

En la siguiente tabla se resumen las propiedades de los distintos tipos de cristales:

Cristal Tipo de enlace

Dureza Punto de fusión

Conductividad eléctrica

Ejemplos

Iónico Iónico Duros y quebradizos

Bastante altos

Baja NaCl, K2CO3, Na2SO4

Molecular polar

Dipolos permanentes

Blandos Bajos Baja H2O, CO2, CH4

De red covalente

Covalente Duros Altos Baja Diamante Cuarzo (SiO2)

Metálico Metálico Variable Medios y altos

Buena o excelente

Fe, Al, Hg, Na

Molécula no polar

Por fuerzas de London

Muy blandos Muy bajos Muy baja Cl2, He, Ar

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.

Las propiedades que presentan las diferentes sustancias están relacionadas con su tipo de enlace, por lo que podemos usar algunas propiedades para identificar el tipo de enlace que presentan: iónico, covalente o metálico.

Las propiedades físicas de un compuesto reflejan la naturaleza de su enlace químico, es decir, la naturaleza de las fuerzas existentes ente sus átomos.

Los compuestos iónicos no forman moléculas individuales. Cómo las fuerzas electrostáticas entre iones son intensas, los compuestos iónicos poseen puntos de fusión y de ebullición elevados, por lo que a temperatura ambiente son sólidos. Son solubles en agua, pues los iones abandonan la red y se rodean de moléculas de agua y solo conducen la electricidad fundidos o en disolución.

Las sustancias covalentes pueden ser atómicos o moleculares. Las moleculares tienen puntos de fusión y de ebullición bajos, ya que las fuerzas intermoleculares son muy débiles comparadas con las fuerzas intramoleculares

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(los enlaces covalentes entre los átomos). Suelen ser gases, y si las fuerzas intermoleculares son muy fuertes pueden ser sólidos blandos o, si son intermedias, líquidos a temperatura ambiente. No se disuelven en agua por ser apolares, se disuelven en disolventes apolares u orgánicos como el CCl4. No conducen la corriente ni siquiera fundidos o en disolución.

Las sustancias covalentes atómicas (como el grafito o el diamante) se denominan sólidos covalentes, poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos, ya que solo se pueden fundir rompiendo los enlaces covalentes

Los compuestos covalentes pueden ser moleculares o atómicos, según se recoge en la siguiente tabla:

Geometría de las sustancias

Tipos de sustancias según sus enlaces Compuestos

iónicos Compuestos covalentes

moleculares

Compuestos covalentes

atómicos

Metales

Partículas en el cristal

(Especies químicas

enlazadas)

Iones: Cationes y

aniones.

(Cristales

iónicos)

Moléculas. Átomos

(cristales covalentes)

Cationes y electrones

deslocalizados

(cristales

metálicos)

Fuerzas

presentes

Enlaces

iónicos.

Enlaces

covalentes intramoleculares.

Fuerzas

intermoleculares. (De Van der

Waals o de puentes de

Hidrógeno)

Enlaces

covalentes.

Enlaces

metálicos.

Puntos de fusión

Altos, por encima de

600 ºC

Bajos en general, de -272

ºC a 400 ºC.

Elevados, entre 1.200 ºC y

3.600 ºC.

Variados, de -39 ºC a 3.400 ºC.

Solubilidad Solubles en

agua y otros

disolventes polares.

Insolubles en

agua.

Las sustancias apolares son

solubles en disolventes

apolares

Insolubles. Insolubles

Solubles en otro metal fundido

(aleaciones).

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(orgánicos). Las

polares, en disolventes

polares (como el

agua).

Conductividad

eléctrica

Conductores

sólo en disolución o

fundidos.

(Electrolitos de 2º orden)

Sustancias

apolares, no conductoras.

Sustancias

polares, algo conductoras.

No conductores, Buenos

conductores en estado sólido.

(electrones libres)

Otras características

Forman redes

cristalinas de

gran estabilidad.

La disolución de

los compuestos

iónicos produce la

disociación iónica de

éstos. Duros,

frágiles y quebradizos.

En condiciones ordinarias

pueden ser

gases, líquidos o sólidos volátiles

Sólidos muy blandos

Puntos de fusión y de ebullición

bajos porque al fundir o hervir

sólo se rompen las atracciones

intermoleculares.

Los más duros de todos los

sólidos como

consecuencia de la gran

estabilidad de sus enlaces.

No conducen la

electricidad, ya que no tienen

iones y sus electrones de

valencia,

claramente localizados,

carecen de libertad de

desplazamiento.

Los valores más altos de puntos

de fusión

corresponden a los metales de

las series de transición.

Densidades

elevadas, debido a sus

estructuras compactas.

Buenas propiedades

mecánicas: tenaces,

dúctiles y maleables.

Ejemplos NaCl; CaBr2 ;

KI, CaO; K2O; K2SO4

H2O (s), I2, S8,

C10 H8

(naftaleno)

C12H22O11 (sacarosa)

C6H12O6 (glucosa)

Gases: H2; O2; N2; NH3; HF

C (diamante),

SiO2 (cuarzo); SiC

(carborundo)

Al, Na, Ca, Fe,

Cu, Au; Ag

Las sustancias químicas se clasifican en metálicas, iónicas, covalentes y moleculares. Los metales se caracterizan por: presentar brillo metálico y conducir la corriente eléctrica y la energía térmica. En general, tienen puntos de

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fusión y ebullición elevados, y además, son dúctiles, tenaces y maleables. Las sustancias iónicas presentan puntos de fusión y ebullición altos, caracterizándose por su dureza y fragilidad. Las sustancias covalentes, que forman redes bi y tridimensionales, son muy duras y tienen puntos de fusión y ebullición muy altos. Las sustancias moleculares suelen ser gases, líquidos y sólidos que presentan puntos de fusión y ebullición bajos.

En los metales, los átomos se encuentran muy empaquetados, de tal forma que sus orbitales atómicos más externos se encuentran solapados y los electrones de valencia están deslocalizados a lo largo del conjunto de orbitales de valencia vacíos. Es decir, los electrones se sitúan en un gran orbital molecular deslocalizado que engloba a toda la red metálica.

Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos de un enlace es muy grande, se puede admitir la existencia de iones que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas. Este enlace iónico podrá formarse si la energía necesaria para obtener los iones a partir de los átomos es compensada en la formación del sólido iónico. Se denomina energía reticular a la energía liberada por cada mol del cristal formado a partir de iones gaseosos aislados. Es grande cuando los iones son pequeños y muy cargados. Cuanto mayor sea la energía reticular tanto más estable será el cristal iónico

Tipos de sólidos Unidad estructural Fuerzas de atracción Ejemplos

Molecular átomos o moléculas intermoleculares CO2, H2O

Metálicos átomos enlaces metálicos Fe,Cu, Ag

Iónico iones enlace iónico NaCl, CsCl

Covalente atomos enlace covalente diamante

Tipos de sólidos Punto de fusión Dureza o fragilidad Conductividad eléctrica

Molecular bajo blando, quebradizo no conductor

Metálicos variable variable, maleable conductor

Iónico alto- muy alto duro, quebradizo sólido no conductor

solución conductor

Covalente muy alto muy duro usualmente no conductor

Clasificación de los sólidos

Propiedades de los físicas

DIFRACCIÓN DE RAYOS X

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Las longitudes de onda de algunos rayos X son más menos iguales a la distancia entre planos de átomos de sólidos cristalinos. Cuando una radiación electromagnética incide sobre una superficie provista de un gran número de elementos espaciados regularmente a intervalos aproximadamente iguales a la longitud de onda de la radiación, se produce el fenómeno de difracción, consistente en la separación del rayo incidente en una serie de haces que se dispersan en todas direcciones.

LEY DE BRAGG

Se hace incidir un haz (de electrones, neutrones, rayos X) sobre un cristal que posee una familia de planos atómicos paralelos definidos por sus índices de Miller (h,k,l) y separados una distancia d. Cada plano refleja una porción de la radiación.

El haz incidente forma un ángulo sobre la familia de planos, entonces únicamente se obtienen haces difractados cuando las reflexiones en los sucesivos planos atómicos paralelos interfieran aditivamente. Esto sucede cuando la diferencia de trayectoria entre los rayos reflejados por dos planos adyacentes sea

un múltiplo entero de su , es decir :

n = 2dsen

Siendo la longitud de onda de los electrones muy pequeña esta ley se satisface

para ángulos muy pequeños, es decir rayos casi paralelos a los planos cristalinos.

Cristal Tipo de enlace

Dureza Punto de fusión

Conductividad eléctrica

Ejemplos

Iónico Iónico Duros y quebradizos

Bastante altos

Baja NaCl, K2CO3, Na2SO4

Molecular polar

Dipolos permanentes

Blandos Bajos Baja H2O, CO2, CH4

De red covalente

Covalente Duros Altos Baja Diamante Cuarzo (SiO2)

Metálico Metálico Variable Medios y Buena o Fe, Al, Hg, Na

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altos excelente

Molécula no polar

Por fuerzas de London

Muy blandos Muy bajos Muy baja Cl2, He, Ar