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Prof. Ramón Rodríguez
Agosto de 2015
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE LOS MOCHIS
Departamentode Ingeniería Química y Bioquímica
Academia de Ingeniería Química
Química
Unidad II. Enlaces Químicos y el Estado Sólido (Cristalino)
Enlaces químicos y el estado sólido (cristalino)
1. Introducción
2. Conceptos de enlace químico
3. Clasificación de los enlaces químicos
4. Símbolos de Lewis y regla del octeto
5. Enlace iónico
6. Elementos que forman compuestos iónicos
7. Propiedades físicas de compuestos iónicos
8. Enlace covalente
9. Comparación entre las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes
10. Fuerza del enlace covalente
11. Enlace metálico y elementos semiconductores
12. Teoría de bandas
13. Estructura de los materiales
14. Estado sólido (cristalino)
15. Concepto y caracterización de sistemas cristalinos
16. Estado vítreo
17. Estructura amorfa
18. Propiedades características de un material vítreo
19. Metalurgia. Principales metales y aleaciones utilizados en la industria.
20. Cerámica. Principales materiales cerámicos utilizados en la industria.
Enlace
• Dícese de la interacción entre dos o más
átomos o grupos de átomos que los mantiene
juntos. Las fuerzas que permiten los enlaces
varían desde fuerzas intermoleculares
extremadamente débiles, de 0.1 kJ mol­1 hasta
enlaces químicos muy fuertes, 103 kJ mol­1.
¿Qué pasa en una reacción química?
¿Cómo ocurre una reacción química?
¿Porqué se forma un producto en una reacción química?
¿Porqué aumenta o disminuye la temperatura?
¿Porqué hay cambio de color?
Enlace químico
• Unión entre átomos que origina un agregado
suficientemente estable para considerarse una
especie molecular independiente. Los enlaces
químicos incluyen los enlaces covalentes,
electrovalentes, coordinados y metálicos.
Algunos autores incluyen también los enlaces
de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
Clasificación de los enlaces químicos
• Iónico o electrovalente
• Covalente
• Metálico
• Puro
• Polar
• Coordinado
• Enlace iónico o electrovalente (enlace iónico): fuerza de
unión entre iones en compuestos en los cuales los iones se
total de electrones de forman por transferencia total de
electrones de un elemento a otro. Por ejemplo, Na + Cl se
convierte en Na+ + Cl­. El enlace electrovalente se origina
por el exceso de fuerza de atracción neta entre iones de
carga opuesta sobre la fuerza de repulsión neta entre iones
de carga parecida. La magnitud de las interacciones
electrovalentes es de unos 102 – 103 kJ mol­1 los
compuestos electrovalentes casi siempre son sólidos de
redes iónicas rígidas y compactas. La fuerza de los enlaces
electrovalentes casi siempre varía con el recíproco de las
distancias interiónicas y se discute en términos de energías
de red.
Enlace iónico
• Enlace covalente: enlace formado cuando dos átomos
comparten un par de electrones. El enlace covalente se
representa con una línea; así, H­Cl indica que entre el átomo
de hidrógeno y el de cloro hay un par electrónico formado por
electrones de spin opuesto, lo cual implica que las fuerzas de
unión se localizan entre los dos átomos. Las moléculas de
unión covalente son de 103 kJ mol­1 aproximadamente.
Enlace covalente
Enlace covalente polar
• Enlace covalente en el cual los electrones de enlace no son
compartidos equitativamente entre los dos átomos. Un enlace
entre dos átomos de diferente electronegatividad se dice polarizado
en la dirección del átomo más electronegativo, o sea que los
electrones son atraídos preferencialmente hacia este átomo. Esto
origina una pequeña separación de carga y el desarrollo de un
momento dipolar de enlace, como por ejemplo en el fluoruro
hidrógeno, representado como: H ← F o como Hδ+ ­ Fδ­ (F es más
electronegativo).
• La separación de cargas es mucho más pequeña que en los
compuestos iónicos. Se dice que las moléculas cuyos enlaces son
fuertemente polares despliegan un carácter iónico parcial. El efecto
del elemento electronegativo se puede transmitir más allá de los
átomos adyacentes. Así por ejemplo, los enlaes C­C de CCl3•CH3 y
CH3•CHO son ligeramente polares.
Enlace covalente coordinado
• Enlace coordinado(enlace de coordinación): enlace
covalente en el cual el par de enlaces se visualiza como
apartado por una sola de las especies que lo
comparten, la otra se comporta como aceptor de
electrones. La definición incluye ejemplos tales como la
«donación» del par simple de la molécula de amoniaco
a H+ (el aceptor) para formar: NH4
+, o Cu2+ para formar:
[Cu(NH3)4]2+
• Los grupos donantes se conocen como bases de Lewis
y los aceptores son o bien iones de hidrógeno o ácidos
de Lewis. Combinaciones simples como: H3N → BF3 se
conocen como aductos.
• Enlace metálico: enlace formado por átomos de un
elemento metálico en estado de oxidación cero y con
una distribución similar de átomos. Los electrones
exteriores de cada átomo se consideran contribuyendo
a un «gas electrónico» que ocupa todo el cristal del
metal. La atracción de los centros atómicos positivos
por el gas electrónico negativo suministra la fuerza del
enlace metálico.
• El tratamiento mecánico cuántico del gas electrónico
restringe la energía de una serie de «bandas». El
comportamiento de los electrones en estas bandas da
origen a los semiconductores.
Enlace metálico
• Los elementos más electronegativos son los no metales (grupos 5A­7A), y los elementos menos
electronegativos son los metales alcalinos y alcalinotérreos (grupos 1A­2A), y el aluminio (grupo 3A). El
berilio es el primer miembro del grupo 2A, y principalmente forma compuestos covalentes.
Geometría molecular
Geometría de moléculas con más de un átomo central
• Hasta aquí hemos estudiado la geometría de las moléculas que tienen sólo un átomo central.
• La geometría global de las moléculas con más de un átomo central es difícil de definir en la
mayoría de los casos. Con frecuencia podemos describir sólo la forma alrededor de cada
átomo central. Por ejemplo, considere el metanol, CH3OH, cuya estructura de Lewis es:
• Los dos átomos centrales (no terminales) en el metanol son C y O. Los tres pares enlazantes
CH y el par enlazante CO tienen una distribución tetraédrica en torno al átomo de C.
• El ángulo de los enlaces HCH y OCH es aproximadamente de 109°.
• El átomo de O en este caso se parece al del agua, que tiene dos pares libres y dos pares
enlazantes. Por tanto, la parte HOC de la molécula es angular y el ángulo HOC es
aproximadamente igual a 105°.
Estado sólido
Tipos de cristales
• Las estructuras y propiedades de los cristales, como punto de fusión, densidad y dureza,
están determinadas por el tipo de fuerzas que mantienen unidas a las partículas. Cualquier
cristal se puede clasificar en uno de cuatro tipos: iónico, covalente, molecular o metálico.
Iónico
Covalente
Molecular
O
metálico
• Los cristalesionicos tienen dos caracteristicasimportantes:
(1) estan formados de especies cargadasy
(2) los aniones y los cationes suelen ser de distinto tamano.
• El conocimiento del radio de los iones ayuda a comprender la estructura y
estabilidad de estos compuestos.
• No es posible medir el radio de un ion individual, pero en ocasiones es posible
obtener un estimado razonable de esta propiedad. Por ejemplo, si sabemos que el
radio del ion I– en el KI es de unos 216 pm, podemos calcular el radio del ion K+ en
el KI, y a partir de este el radio del Cl– en el KCl, y asi sucesivamente.
• Los radios iónicos que se muestran en la siguiente figura son valores promedio de
muchos compuestosdistintos.
Cristales iónicos
Radio iónico
El radio iónico (en picómetros) de algunos elementos comunes, ordenados de acuerdo con su posición en la tabla periódica.
Estructuras cristalinas de: a) CsCl, b) ZnS y c) CaF2. En cada caso, el catión es la esfera
más pequeña.
Enlace iónico en el NaCl
a) Estructura del NaCl sólido. b) En realidad, los cationes están en contacto con los aniones. Tanto en a) como en
b) las esferas más pequeñas representan iones Na+ y las esferas más grandes, iones Cl—. c) Cristales de NaCl.
Considere el cristal de NaCl, el cual tiene una red cubica centrada en las caras (vea la siguiente figura fuperior). La
figura en la parte inferior muestra que la longitud de la arista de la celda unitaria del NaCl es el doble de la suma de
los radios ionicos de Na+ y Cl–. Con los valores dados en la figura de la diapositiva anterior de los radios ionicos
encontramos que la longitud de la arista es de 2(95 + 181) pm o 552 pm. Sin embargo, la longitud de la arista dada
en la figura 11.25 y determinada por difraccion de rayos X es de 564 pm. La discrepancia entre estos dos valores
indica que el radio de un ion en realidad varia ligeramente de un compuesto a otro.
Relación entre los radios de los iones Na+ y Cl– y las
dimensiones de la celda unitaria. En este caso la longitud
de la arista de la celda es igual al doble de la suma de los
dos radios iónicos.
Porciones de iones Na+ y Cl– en una celda
unitaria cúbica centrada en las caras.
Los niveles del arregloatómico en los materiales:
(a) los gases inertes no tienen un orden regular en sus átomos.
(b, c) Algunos materiales, incluyendo el vapor de agua y el vidrio, tienen orden en una
distanciamuy corta.
(d) Los metales y muchos otros sólidos tienen un orden regular de los átomos que se
extiende por todo del material.
Conceptos básicos
Estructura Cristalina: se refiere al tamaño, la forma y
la organización atómica dentro de la red de un material.
Red: Conjunto de puntos, conocidos como puntos de red,
que estan ordenados de acuerdo a un patron que se repite
en forma identica.
Puntos de Red: Puntos que conforman la red cristalina. Lo
que rodea a cada punto de red es identico en cualquier otra
parte del material.
Celda Unitaria: es la subdivision de la red cristalina que
sigue conservando las caracterisiticas generales de toda la
red.
a) Una celda unitaria y b) su
extensión en tres dimensiones. Las
esferas negras representan átomos o
moléculas.
Los siete tipos de celdas unitarias. El
ángulo α está definido por las aristas b
y c, el ángulo β mediante las aristas a
y c, y el ángulo γ mediante las aristas a
y b.
Tipos de celdas unitarias
Redes espaciales de Bravais
Redes espaciales de Bravais:
14 celdas unidad estándar pueden describir
todas las unidades reticulares posibles de
puntos equivalentes en una red
tridimensional.
La estructura cristalina se especifica
indicando la adecuada malla de Bravais y
las posiciones de los átomos en la celda
unitaria.
Parámetro de Red: Longitudes de los lados
de las celdas unitarias y los ángulos entre
estos lados.
Número de Coordinación: el numero de
átomos que tocan a otro en particular, es
decir el número de vecinos mas cercanos,
indica que tan estrechamente están
empaquetados los átomos.
El número de coordinación
• En el caso mas simple, una capa de esferas se puede distribuir como lo muestra la
siguiente figura. La estructura tridimensional se genera al colocar una capa encima
y otra debajo de esta capa, de tal manera que las esferas de una capa cubren
totalmentelas esferas de la capa inferior.
• Este procedimientose repite para generar muchas capas como las de un cristal.
• Examine la esfera marcada con una “x”, y vera que esta se encuentra en contacto
con otras cuatro esferas en su misma capa, con una esfera de la capa superior y
con una esfera de la capa inferior.
• Se dice que cada esfera con este arreglo tiene un número de coordinación de 6
porque tiene seis vecinos inmediatos.
• El número de coordinación se define como el número de átomos (o iones) que
rodean a un átomo (o ion) en una red cristalina.
• Su magnitud refleja que tan compactas están empacadas las esferas: cuanto mayor
es el numero de coordinación, mas juntas están las esferas.
• La unidad básica que se repite en la distribución de las esferas recién descrita se
denomina celda cúbica simple (scc, por sus siglas en ingles, simple cubic cell)
• Los otros tipos de celdas cubicas son la celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc,
por sus siglas en ingles, body-centered cubic cell) y la celda cúbica centrada en las
caras (fcc, por sus siglas en ingles, face-centered cubic cell).
Distribución de esferas idénticas en una celda cúbica
simple.
a) Vista superior de una capa de esferas.
b) Definición de una celda cúbica simple.
c) Debido a que cada esfera está compartida por ocho
celdas unitarias y cada cubo tiene ocho vértices, existe
el equivalente de una esfera completa al interior de una
celda unitaria cúbica simple.
Tres tipos de celdas cúbicas. En
realidad, las esferas representan
átomos, moléculas o iones que
están en contacto entre sí en estas
celdas cúbicas.
• Una distribución cúbica centrada en el cuerpo se distingue de un cubo simple en que la
segunda capa de esferas se acomoda en los huecos de la primera capa, en tanto que la
tercera lo hace en los huecos de la segunda capa. Cada esfera de esta estructura tiene un
numero de coordinación de 8 (cada una esta en contacto con cuatro esferas de la capa
superior y cuatro de la capa inferior).
• En la celda cubica centrada en las caras hay esferas en el centro de cada una de las seis caras
del cubo, además de las ocho esferas de los vértices.
• Dado que cada celda unitaria de un sólido cristalino es adyacente a otras celdas unitarias, la
mayoría de los átomos de la celda se comparten con las celdas vecinas. Por ejemplo, en
todos los tipos de celdas cúbicas cada átomo del vértice pertenece a ocho celdas unitarias
[figura siguiente); un átomo en una arista está compartido por cuatro celdas unitarias (figura
siguiente); un átomo centrado en las caras es compartido por dos celdas unitarias (figura
siguiente).
• Puesto que cada esfera del vértice es compartida por ocho celdas unitarias y hay ocho
vértices en un cubo, dentro de una celda cúbica simple habrá el equivalente a una sola esfera
completa (figura siguiente).
• Una celda cúbica centrada en el cuerpo contiene el equivalente a dos esferas completas, una
la del centro y otra como las ocho esferas compartidas en los vértices. Una celda cúbica
centrada en las caras contiene cuatro esferas completas, tres que se constituyen a partir de
los seis átomos centrados en las caras y otra más de las ocho esferas compartidas en los
vértices.
Disposición de esferas idénticas en un arreglo cúbico centrado en el cuerpo. a) Vista superior.
b) Definición de una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo. c) Hay un equivalente de dos esferas
completas dentro de una celda unitaria cúbica centrada en el centro
a) Un átomo del vértice en cualquier celda es compartido por ocho celdas unitarias. b) Un átomo situado en
una arista es compartido por cuatro celdas unitarias. c) Un átomo centrado en las caras en una celda cúbica es
compartido por dos celdas unitarias.
Resumiendo…
• Estructura cúbica centrada. Formada por un átomo del metal en
cada uno de los vértices de un cubo y un átomo en el centro.
Los metales que cristalizan en esta estructura son: hierro alfa,
titanio, tungsteno, molibdeno, niobio, vanadio, cromo, circonio,
talio, sodio y potasio.
• Estructura cúbica centrada en el cuerpo: Cada átomo de la
estructura, está rodeado por ocho átomos adyacentes y los
átomos de los vértices están en contacto según las diagonales
del cubo. (BCC)
• Estructura cúbica centrada en las caras: Cada átomo está
rodeado por doce átomos adyacentes y los átomos de las caras
están en contacto. Está constituida por un átomo en cada
vértice y un átomo en cada cara del cubo. Los metales que
cristalizan en esta estructura son: hierro gama, cobre, plata,
platino, oro, plomo y níquel. (FCC)
• Estructura hexagonal compacta. Esta estructura está
determinada por un átomo en cada uno de los vértices de un
prisma hexagonal, un átomo en las bases del prisma y tres
átomos dentro de la celda unitaria. Cada átomo está rodeado
por doce átomos y estos están en contacto según los lados de
los hexágonos bases del prisma hexagonal. Los metales que
cristalizan en esta forma de estructura son: titanio, magnesio,
cinc, berilio, cobalto, circonio y cadmio. (HCP)
Cristales covalentes
• Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por
enlaces covalentes.
• Los dos alótropos del carbono, el diamante y el grafito, son ejemplos bien conocidos (vea figura).
• En el diamante, cada átomo de carbono presenta hibridación sp3; esta enlazado a otros cuatro átomos
(figura 11.28). Los enlaces covalentes
• fuertes en tres dimensiones contribuyen a la dureza particular del diamante (es el material mas duro que
se conoce) y a su elevado punto de fusión (3,550°C).
• Los átomos de carbono se distribuyen en el grafito en forma de anillos de seis miembros. Todos los átomos
tienen
• Hibridación sp2; cada átomo esta enlazado a otros tres átomos mediante enlaces covalentes. El orbital 2p
remanente sin hibridar se utiliza para formar un enlace π. De hecho, cada capa de grafito tiene la clase de
orbital molecular deslocalizado que se encuentra en el benceno. Como los electrones se pueden mover
libremente en este orbital, el grafito es un buen conductor de electricidad en dirección de los planos de los
átomos de carbono.
• La dureza del grafito se debe a los enlaces covalentes; sin embargo, como las capas se mantienen unidas
por fuerzas débiles de van der Waals, se pueden deslizar entre si. Por esta razón, el grafito es untuoso al
tacto, y esta propiedad lo hace útil como lubricante. También se utiliza en los lápices, y en las cintas de
impresoras para computadoras y maquinas de escribir.
• El cuarzo (SiO2) es otro tipo de cristal covalente. La distribución de los átomos de silicio en el cuarzo es
semejante a la del carbono en el diamante, pero en el cuarzo hay un átomo de oxigeno entre cada par de
átomos de Si. Como el Si y el O tienen diferentes electronegatividades, el enlace Si­O es polar. No
obstante, el SiO2 comparte algunas de las propiedades del diamante, como la dureza y el punto de fusión
alto (1,610°C).
a) Estructura del diamante. Cada carbono está
enlazado de manera tetraédrica a otros cuatro
átomos de carbono.
b) Estructura del grafito. La distancia entre las
capas sucesivas es de 335 pm.
Cristales moleculares
• En un cristal molecular, los puntos reticulares están ocupados por moléculas que se mantienen unidas por fuerzas de van
der Waals y de puentes de hidrogeno.
• El dióxido de azufre (SO2) sólido es un ejemplo de un cristal molecular, en el que la fuerza de atracción predominante es una
interacción dipolo­dipolo.
• Los puentes de hidrogeno intermoleculares son los que mantienen la red tridimensional del hielo.
• Los cristales de I2, P4 y S8 son otros ejemplos de cristales moleculares.
• Con excepción del hielo, las moléculas de los cristales moleculares suelen empacarse tan juntas como su tamaño y forma lo
permitan.
• Debido a que las fuerzas de van der Waals y los puentes de hidrógeno son mas débiles que los enlaces iónicos y covalentes,
los cristales moleculares son mas quebradizos que los cristales covalentes o iónicos.
• De hecho, la mayoría de los cristales moleculares se funden a temperaturas menores de 100°C.
Cristales metálicos
• En cierto sentido, la estructura de los cristales metálicos es la mas simple porque cada punto reticular del cristal esta
ocupado por un átomo del mismo metal.
• Los cristales metálicos por lo regular tienen una estructura cubica centrada en el cuerpo o centrada en las caras; también
pueden ser hexagonales de empaquetamiento compacto (ver siguiente figura).
• Por consiguiente, los elementos metálicos suelen ser muy densos.
• Los enlaces en los cristales de metales son diferentes de los de otros tipos de cristales.
• En un metal, los electrones de enlace están deslocalizados en todo el cristal. De hecho, los átomos metálicos en un cristal se
pueden imaginar como una distribución de iones positivos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados (ver
figura).
• La gran fuerza de cohesión debida a la deslocalización electrónica es la que le confiere la resistencia al metal.
• La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales sean buenos conductores de calor y electricidad.
• La tabla 11.4 resume las propiedades de los cuatro tipos distintos de cristales estudiados aquí.
Corte transversal de un cristal metálico. Cada carga positiva representa al núcleo y a los electrones internos de un átomo
metálico. El área gris que rodea a los iones metálicos positivos indica el mar móvilde electrones.
Estructuras cristalinas de los metales. Los metales se muestran según sus posiciones en la
tabla periódica. El Mn tiene una estructura cúbica, el Ga una estructura ortorrómbica, el In
y el Sn una estructura tetragonal, y el Hg una estructura romboédrica.
Sodio metálico
Magnesio metálico
Hierro metálico Cobre metálico
Resumiendo el estado cristalino
Imperfecciones en las redes cristalinas
• Las imperfecciones se encuentran dentro de la zona de ordenamiento de largo alcance (grano) y se clasifican
de la siguiente manera:
• DEFECTOS PUNTUALES(puntos defectuosos): Defectos puntuales: Los defectos puntuales son discontinuidades
de la red que involucran uno o quizá varios átomos. Estos defectos o imperfecciones, pueden ser generados en
el material mediante el movimiento de los átomos al ganar energía por calentamiento; durante el
procesamiento del material; mediante la introducción de impurezas; o intencionalmente a través de las
aleaciones.
• Huecos: Un Hueco se produce cuando falta un átomo en un sitio normal. Las vacancias se crean en el cristal
durante la solidificación a altas temperaturas o como consecuencia de daños por radiación. A temperatura
ambiente aparecen muy pocas vacancias, pero éstas se incrementan de manera exponencial conforme se
aumenta la temperatura.
• Defectos intersticiales: Se forma un defecto intersticial cuando se inserta un átomo adicional en una posición
normalmente desocupada dentro de la estructura cristalina. Los átomos intersticiales, aunque mucho más
pequeños que los átomos localizados en los puntos de la red, aún así son mayores que los sitios intersticiales
que ocupan; en consecuencia, la red circundante aparece comprimida y distorsionada. Los átomos
intersticiales como el hidrógeno a menudo están presentes en forma de impurezas; los átomos de carbono se
agregan al hierro para producir acero. Una vez dentro del material, el número de átomos intersticiales en la
estructura se mantiene casi constante, incluso al cambiar la temperatura.
•
Defectos sustitucionales: Se crea un defecto sustitucional cuando se remplaza un átomo por otro de un tipo
distinto. El átomo sustitucional permanece en la posición original. Cuando estos átomos son mayores que los
normales de la red, los átomos circundantes se comprimen; si son más pequeños, los átomos circundantes
quedan en tensión. En cualquier caso, el defecto sustitucional distorsiona la red circundante. Igualmente, se
puede encontrar el defecto sustitucional como una impureza o como un elemento aleante agregado
deliberadamente y, una vez introducido, el número de defectos es relativamente independiente de la
temperatura.
Importancia de los defectos puntuales
• Los defectos puntuales alteran el arreglo perfecto de los átomos circundantes,
distorsionando la red a lo largo de quizás cientos de espaciamientos atómicos, a
partir del defecto. Una dislocación que se mueva a través de las cercanías
generales de un defecto puntual encuentra una red en la cual los átomos no están
en sus posiciones de equilibrio. Esta alteración requiere que se aplique un esfuerzo
más alto para obligar a que la dislocación venza al defecto, incrementándose así la
resistenciadel material.
http://descom.jmc.utfsm.cl/proi/materiales/ESTRUCTURAS.htm
Competencia a desarrollar
• Defectos en los sistemas sólidos.
• Sólidos amorfos.
Configuraciones electrónicas de estado basal de la capa externa.
Ejercicio: mencionar las propiedades de la Tabla Periódica,nombrar los grupos,
enumerarlos, clasificarlos,poner las valencias comunes de los iones.
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  • 1. Prof. Ramón Rodríguez Agosto de 2015 INSTITUTO TECNOLÓGICO DE LOS MOCHIS Departamentode Ingeniería Química y Bioquímica Academia de Ingeniería Química Química Unidad II. Enlaces Químicos y el Estado Sólido (Cristalino)
  • 2. Enlaces químicos y el estado sólido (cristalino) 1. Introducción 2. Conceptos de enlace químico 3. Clasificación de los enlaces químicos 4. Símbolos de Lewis y regla del octeto 5. Enlace iónico 6. Elementos que forman compuestos iónicos 7. Propiedades físicas de compuestos iónicos 8. Enlace covalente 9. Comparación entre las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes 10. Fuerza del enlace covalente 11. Enlace metálico y elementos semiconductores 12. Teoría de bandas 13. Estructura de los materiales 14. Estado sólido (cristalino) 15. Concepto y caracterización de sistemas cristalinos 16. Estado vítreo 17. Estructura amorfa 18. Propiedades características de un material vítreo 19. Metalurgia. Principales metales y aleaciones utilizados en la industria. 20. Cerámica. Principales materiales cerámicos utilizados en la industria.
  • 3. Enlace • Dícese de la interacción entre dos o más átomos o grupos de átomos que los mantiene juntos. Las fuerzas que permiten los enlaces varían desde fuerzas intermoleculares extremadamente débiles, de 0.1 kJ mol­1 hasta enlaces químicos muy fuertes, 103 kJ mol­1.
  • 4. ¿Qué pasa en una reacción química? ¿Cómo ocurre una reacción química? ¿Porqué se forma un producto en una reacción química? ¿Porqué aumenta o disminuye la temperatura? ¿Porqué hay cambio de color?
  • 5. Enlace químico • Unión entre átomos que origina un agregado suficientemente estable para considerarse una especie molecular independiente. Los enlaces químicos incluyen los enlaces covalentes, electrovalentes, coordinados y metálicos. Algunos autores incluyen también los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
  • 6. Clasificación de los enlaces químicos • Iónico o electrovalente • Covalente • Metálico • Puro • Polar • Coordinado
  • 7. • Enlace iónico o electrovalente (enlace iónico): fuerza de unión entre iones en compuestos en los cuales los iones se total de electrones de forman por transferencia total de electrones de un elemento a otro. Por ejemplo, Na + Cl se convierte en Na+ + Cl­. El enlace electrovalente se origina por el exceso de fuerza de atracción neta entre iones de carga opuesta sobre la fuerza de repulsión neta entre iones de carga parecida. La magnitud de las interacciones electrovalentes es de unos 102 – 103 kJ mol­1 los compuestos electrovalentes casi siempre son sólidos de redes iónicas rígidas y compactas. La fuerza de los enlaces electrovalentes casi siempre varía con el recíproco de las distancias interiónicas y se discute en términos de energías de red. Enlace iónico
  • 8. • Enlace covalente: enlace formado cuando dos átomos comparten un par de electrones. El enlace covalente se representa con una línea; así, H­Cl indica que entre el átomo de hidrógeno y el de cloro hay un par electrónico formado por electrones de spin opuesto, lo cual implica que las fuerzas de unión se localizan entre los dos átomos. Las moléculas de unión covalente son de 103 kJ mol­1 aproximadamente. Enlace covalente
  • 9. Enlace covalente polar • Enlace covalente en el cual los electrones de enlace no son compartidos equitativamente entre los dos átomos. Un enlace entre dos átomos de diferente electronegatividad se dice polarizado en la dirección del átomo más electronegativo, o sea que los electrones son atraídos preferencialmente hacia este átomo. Esto origina una pequeña separación de carga y el desarrollo de un momento dipolar de enlace, como por ejemplo en el fluoruro hidrógeno, representado como: H ← F o como Hδ+ ­ Fδ­ (F es más electronegativo). • La separación de cargas es mucho más pequeña que en los compuestos iónicos. Se dice que las moléculas cuyos enlaces son fuertemente polares despliegan un carácter iónico parcial. El efecto del elemento electronegativo se puede transmitir más allá de los átomos adyacentes. Así por ejemplo, los enlaes C­C de CCl3•CH3 y CH3•CHO son ligeramente polares.
  • 10. Enlace covalente coordinado • Enlace coordinado(enlace de coordinación): enlace covalente en el cual el par de enlaces se visualiza como apartado por una sola de las especies que lo comparten, la otra se comporta como aceptor de electrones. La definición incluye ejemplos tales como la «donación» del par simple de la molécula de amoniaco a H+ (el aceptor) para formar: NH4 +, o Cu2+ para formar: [Cu(NH3)4]2+ • Los grupos donantes se conocen como bases de Lewis y los aceptores son o bien iones de hidrógeno o ácidos de Lewis. Combinaciones simples como: H3N → BF3 se conocen como aductos.
  • 11. • Enlace metálico: enlace formado por átomos de un elemento metálico en estado de oxidación cero y con una distribución similar de átomos. Los electrones exteriores de cada átomo se consideran contribuyendo a un «gas electrónico» que ocupa todo el cristal del metal. La atracción de los centros atómicos positivos por el gas electrónico negativo suministra la fuerza del enlace metálico. • El tratamiento mecánico cuántico del gas electrónico restringe la energía de una serie de «bandas». El comportamiento de los electrones en estas bandas da origen a los semiconductores. Enlace metálico
  • 12.
  • 13.
  • 14.
  • 15.
  • 16.
  • 17.
  • 18.
  • 19.
  • 20. • Los elementos más electronegativos son los no metales (grupos 5A­7A), y los elementos menos electronegativos son los metales alcalinos y alcalinotérreos (grupos 1A­2A), y el aluminio (grupo 3A). El berilio es el primer miembro del grupo 2A, y principalmente forma compuestos covalentes.
  • 21.
  • 22.
  • 23.
  • 24.
  • 25.
  • 26.
  • 27.
  • 28.
  • 29.
  • 30.
  • 31.
  • 32.
  • 33.
  • 34.
  • 36.
  • 37.
  • 38.
  • 39.
  • 40.
  • 41.
  • 42.
  • 43.
  • 44.
  • 45.
  • 46. Geometría de moléculas con más de un átomo central • Hasta aquí hemos estudiado la geometría de las moléculas que tienen sólo un átomo central. • La geometría global de las moléculas con más de un átomo central es difícil de definir en la mayoría de los casos. Con frecuencia podemos describir sólo la forma alrededor de cada átomo central. Por ejemplo, considere el metanol, CH3OH, cuya estructura de Lewis es: • Los dos átomos centrales (no terminales) en el metanol son C y O. Los tres pares enlazantes CH y el par enlazante CO tienen una distribución tetraédrica en torno al átomo de C. • El ángulo de los enlaces HCH y OCH es aproximadamente de 109°. • El átomo de O en este caso se parece al del agua, que tiene dos pares libres y dos pares enlazantes. Por tanto, la parte HOC de la molécula es angular y el ángulo HOC es aproximadamente igual a 105°.
  • 47.
  • 49.
  • 50.
  • 51. Tipos de cristales • Las estructuras y propiedades de los cristales, como punto de fusión, densidad y dureza, están determinadas por el tipo de fuerzas que mantienen unidas a las partículas. Cualquier cristal se puede clasificar en uno de cuatro tipos: iónico, covalente, molecular o metálico. Iónico Covalente Molecular O metálico
  • 52. • Los cristalesionicos tienen dos caracteristicasimportantes: (1) estan formados de especies cargadasy (2) los aniones y los cationes suelen ser de distinto tamano. • El conocimiento del radio de los iones ayuda a comprender la estructura y estabilidad de estos compuestos. • No es posible medir el radio de un ion individual, pero en ocasiones es posible obtener un estimado razonable de esta propiedad. Por ejemplo, si sabemos que el radio del ion I– en el KI es de unos 216 pm, podemos calcular el radio del ion K+ en el KI, y a partir de este el radio del Cl– en el KCl, y asi sucesivamente. • Los radios iónicos que se muestran en la siguiente figura son valores promedio de muchos compuestosdistintos. Cristales iónicos
  • 53. Radio iónico El radio iónico (en picómetros) de algunos elementos comunes, ordenados de acuerdo con su posición en la tabla periódica.
  • 54. Estructuras cristalinas de: a) CsCl, b) ZnS y c) CaF2. En cada caso, el catión es la esfera más pequeña.
  • 55. Enlace iónico en el NaCl
  • 56. a) Estructura del NaCl sólido. b) En realidad, los cationes están en contacto con los aniones. Tanto en a) como en b) las esferas más pequeñas representan iones Na+ y las esferas más grandes, iones Cl—. c) Cristales de NaCl. Considere el cristal de NaCl, el cual tiene una red cubica centrada en las caras (vea la siguiente figura fuperior). La figura en la parte inferior muestra que la longitud de la arista de la celda unitaria del NaCl es el doble de la suma de los radios ionicos de Na+ y Cl–. Con los valores dados en la figura de la diapositiva anterior de los radios ionicos encontramos que la longitud de la arista es de 2(95 + 181) pm o 552 pm. Sin embargo, la longitud de la arista dada en la figura 11.25 y determinada por difraccion de rayos X es de 564 pm. La discrepancia entre estos dos valores indica que el radio de un ion en realidad varia ligeramente de un compuesto a otro. Relación entre los radios de los iones Na+ y Cl– y las dimensiones de la celda unitaria. En este caso la longitud de la arista de la celda es igual al doble de la suma de los dos radios iónicos. Porciones de iones Na+ y Cl– en una celda unitaria cúbica centrada en las caras.
  • 57.
  • 58.
  • 59.
  • 60. Los niveles del arregloatómico en los materiales: (a) los gases inertes no tienen un orden regular en sus átomos. (b, c) Algunos materiales, incluyendo el vapor de agua y el vidrio, tienen orden en una distanciamuy corta. (d) Los metales y muchos otros sólidos tienen un orden regular de los átomos que se extiende por todo del material.
  • 61. Conceptos básicos Estructura Cristalina: se refiere al tamaño, la forma y la organización atómica dentro de la red de un material. Red: Conjunto de puntos, conocidos como puntos de red, que estan ordenados de acuerdo a un patron que se repite en forma identica. Puntos de Red: Puntos que conforman la red cristalina. Lo que rodea a cada punto de red es identico en cualquier otra parte del material. Celda Unitaria: es la subdivision de la red cristalina que sigue conservando las caracterisiticas generales de toda la red.
  • 62. a) Una celda unitaria y b) su extensión en tres dimensiones. Las esferas negras representan átomos o moléculas. Los siete tipos de celdas unitarias. El ángulo α está definido por las aristas b y c, el ángulo β mediante las aristas a y c, y el ángulo γ mediante las aristas a y b. Tipos de celdas unitarias
  • 63. Redes espaciales de Bravais Redes espaciales de Bravais: 14 celdas unidad estándar pueden describir todas las unidades reticulares posibles de puntos equivalentes en una red tridimensional. La estructura cristalina se especifica indicando la adecuada malla de Bravais y las posiciones de los átomos en la celda unitaria. Parámetro de Red: Longitudes de los lados de las celdas unitarias y los ángulos entre estos lados. Número de Coordinación: el numero de átomos que tocan a otro en particular, es decir el número de vecinos mas cercanos, indica que tan estrechamente están empaquetados los átomos.
  • 64. El número de coordinación • En el caso mas simple, una capa de esferas se puede distribuir como lo muestra la siguiente figura. La estructura tridimensional se genera al colocar una capa encima y otra debajo de esta capa, de tal manera que las esferas de una capa cubren totalmentelas esferas de la capa inferior. • Este procedimientose repite para generar muchas capas como las de un cristal. • Examine la esfera marcada con una “x”, y vera que esta se encuentra en contacto con otras cuatro esferas en su misma capa, con una esfera de la capa superior y con una esfera de la capa inferior. • Se dice que cada esfera con este arreglo tiene un número de coordinación de 6 porque tiene seis vecinos inmediatos. • El número de coordinación se define como el número de átomos (o iones) que rodean a un átomo (o ion) en una red cristalina. • Su magnitud refleja que tan compactas están empacadas las esferas: cuanto mayor es el numero de coordinación, mas juntas están las esferas. • La unidad básica que se repite en la distribución de las esferas recién descrita se denomina celda cúbica simple (scc, por sus siglas en ingles, simple cubic cell) • Los otros tipos de celdas cubicas son la celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc, por sus siglas en ingles, body-centered cubic cell) y la celda cúbica centrada en las caras (fcc, por sus siglas en ingles, face-centered cubic cell).
  • 65. Distribución de esferas idénticas en una celda cúbica simple. a) Vista superior de una capa de esferas. b) Definición de una celda cúbica simple. c) Debido a que cada esfera está compartida por ocho celdas unitarias y cada cubo tiene ocho vértices, existe el equivalente de una esfera completa al interior de una celda unitaria cúbica simple. Tres tipos de celdas cúbicas. En realidad, las esferas representan átomos, moléculas o iones que están en contacto entre sí en estas celdas cúbicas.
  • 66. • Una distribución cúbica centrada en el cuerpo se distingue de un cubo simple en que la segunda capa de esferas se acomoda en los huecos de la primera capa, en tanto que la tercera lo hace en los huecos de la segunda capa. Cada esfera de esta estructura tiene un numero de coordinación de 8 (cada una esta en contacto con cuatro esferas de la capa superior y cuatro de la capa inferior). • En la celda cubica centrada en las caras hay esferas en el centro de cada una de las seis caras del cubo, además de las ocho esferas de los vértices. • Dado que cada celda unitaria de un sólido cristalino es adyacente a otras celdas unitarias, la mayoría de los átomos de la celda se comparten con las celdas vecinas. Por ejemplo, en todos los tipos de celdas cúbicas cada átomo del vértice pertenece a ocho celdas unitarias [figura siguiente); un átomo en una arista está compartido por cuatro celdas unitarias (figura siguiente); un átomo centrado en las caras es compartido por dos celdas unitarias (figura siguiente). • Puesto que cada esfera del vértice es compartida por ocho celdas unitarias y hay ocho vértices en un cubo, dentro de una celda cúbica simple habrá el equivalente a una sola esfera completa (figura siguiente). • Una celda cúbica centrada en el cuerpo contiene el equivalente a dos esferas completas, una la del centro y otra como las ocho esferas compartidas en los vértices. Una celda cúbica centrada en las caras contiene cuatro esferas completas, tres que se constituyen a partir de los seis átomos centrados en las caras y otra más de las ocho esferas compartidas en los vértices.
  • 67. Disposición de esferas idénticas en un arreglo cúbico centrado en el cuerpo. a) Vista superior. b) Definición de una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo. c) Hay un equivalente de dos esferas completas dentro de una celda unitaria cúbica centrada en el centro a) Un átomo del vértice en cualquier celda es compartido por ocho celdas unitarias. b) Un átomo situado en una arista es compartido por cuatro celdas unitarias. c) Un átomo centrado en las caras en una celda cúbica es compartido por dos celdas unitarias.
  • 68. Resumiendo… • Estructura cúbica centrada. Formada por un átomo del metal en cada uno de los vértices de un cubo y un átomo en el centro. Los metales que cristalizan en esta estructura son: hierro alfa, titanio, tungsteno, molibdeno, niobio, vanadio, cromo, circonio, talio, sodio y potasio. • Estructura cúbica centrada en el cuerpo: Cada átomo de la estructura, está rodeado por ocho átomos adyacentes y los átomos de los vértices están en contacto según las diagonales del cubo. (BCC) • Estructura cúbica centrada en las caras: Cada átomo está rodeado por doce átomos adyacentes y los átomos de las caras están en contacto. Está constituida por un átomo en cada vértice y un átomo en cada cara del cubo. Los metales que cristalizan en esta estructura son: hierro gama, cobre, plata, platino, oro, plomo y níquel. (FCC) • Estructura hexagonal compacta. Esta estructura está determinada por un átomo en cada uno de los vértices de un prisma hexagonal, un átomo en las bases del prisma y tres átomos dentro de la celda unitaria. Cada átomo está rodeado por doce átomos y estos están en contacto según los lados de los hexágonos bases del prisma hexagonal. Los metales que cristalizan en esta forma de estructura son: titanio, magnesio, cinc, berilio, cobalto, circonio y cadmio. (HCP)
  • 69. Cristales covalentes • Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por enlaces covalentes. • Los dos alótropos del carbono, el diamante y el grafito, son ejemplos bien conocidos (vea figura). • En el diamante, cada átomo de carbono presenta hibridación sp3; esta enlazado a otros cuatro átomos (figura 11.28). Los enlaces covalentes • fuertes en tres dimensiones contribuyen a la dureza particular del diamante (es el material mas duro que se conoce) y a su elevado punto de fusión (3,550°C). • Los átomos de carbono se distribuyen en el grafito en forma de anillos de seis miembros. Todos los átomos tienen • Hibridación sp2; cada átomo esta enlazado a otros tres átomos mediante enlaces covalentes. El orbital 2p remanente sin hibridar se utiliza para formar un enlace π. De hecho, cada capa de grafito tiene la clase de orbital molecular deslocalizado que se encuentra en el benceno. Como los electrones se pueden mover libremente en este orbital, el grafito es un buen conductor de electricidad en dirección de los planos de los átomos de carbono. • La dureza del grafito se debe a los enlaces covalentes; sin embargo, como las capas se mantienen unidas por fuerzas débiles de van der Waals, se pueden deslizar entre si. Por esta razón, el grafito es untuoso al tacto, y esta propiedad lo hace útil como lubricante. También se utiliza en los lápices, y en las cintas de impresoras para computadoras y maquinas de escribir. • El cuarzo (SiO2) es otro tipo de cristal covalente. La distribución de los átomos de silicio en el cuarzo es semejante a la del carbono en el diamante, pero en el cuarzo hay un átomo de oxigeno entre cada par de átomos de Si. Como el Si y el O tienen diferentes electronegatividades, el enlace Si­O es polar. No obstante, el SiO2 comparte algunas de las propiedades del diamante, como la dureza y el punto de fusión alto (1,610°C).
  • 70. a) Estructura del diamante. Cada carbono está enlazado de manera tetraédrica a otros cuatro átomos de carbono. b) Estructura del grafito. La distancia entre las capas sucesivas es de 335 pm.
  • 71.
  • 72. Cristales moleculares • En un cristal molecular, los puntos reticulares están ocupados por moléculas que se mantienen unidas por fuerzas de van der Waals y de puentes de hidrogeno. • El dióxido de azufre (SO2) sólido es un ejemplo de un cristal molecular, en el que la fuerza de atracción predominante es una interacción dipolo­dipolo. • Los puentes de hidrogeno intermoleculares son los que mantienen la red tridimensional del hielo. • Los cristales de I2, P4 y S8 son otros ejemplos de cristales moleculares. • Con excepción del hielo, las moléculas de los cristales moleculares suelen empacarse tan juntas como su tamaño y forma lo permitan. • Debido a que las fuerzas de van der Waals y los puentes de hidrógeno son mas débiles que los enlaces iónicos y covalentes, los cristales moleculares son mas quebradizos que los cristales covalentes o iónicos. • De hecho, la mayoría de los cristales moleculares se funden a temperaturas menores de 100°C.
  • 73. Cristales metálicos • En cierto sentido, la estructura de los cristales metálicos es la mas simple porque cada punto reticular del cristal esta ocupado por un átomo del mismo metal. • Los cristales metálicos por lo regular tienen una estructura cubica centrada en el cuerpo o centrada en las caras; también pueden ser hexagonales de empaquetamiento compacto (ver siguiente figura). • Por consiguiente, los elementos metálicos suelen ser muy densos. • Los enlaces en los cristales de metales son diferentes de los de otros tipos de cristales. • En un metal, los electrones de enlace están deslocalizados en todo el cristal. De hecho, los átomos metálicos en un cristal se pueden imaginar como una distribución de iones positivos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados (ver figura). • La gran fuerza de cohesión debida a la deslocalización electrónica es la que le confiere la resistencia al metal. • La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales sean buenos conductores de calor y electricidad. • La tabla 11.4 resume las propiedades de los cuatro tipos distintos de cristales estudiados aquí. Corte transversal de un cristal metálico. Cada carga positiva representa al núcleo y a los electrones internos de un átomo metálico. El área gris que rodea a los iones metálicos positivos indica el mar móvilde electrones.
  • 74. Estructuras cristalinas de los metales. Los metales se muestran según sus posiciones en la tabla periódica. El Mn tiene una estructura cúbica, el Ga una estructura ortorrómbica, el In y el Sn una estructura tetragonal, y el Hg una estructura romboédrica.
  • 75. Sodio metálico Magnesio metálico Hierro metálico Cobre metálico
  • 76. Resumiendo el estado cristalino
  • 77. Imperfecciones en las redes cristalinas • Las imperfecciones se encuentran dentro de la zona de ordenamiento de largo alcance (grano) y se clasifican de la siguiente manera: • DEFECTOS PUNTUALES(puntos defectuosos): Defectos puntuales: Los defectos puntuales son discontinuidades de la red que involucran uno o quizá varios átomos. Estos defectos o imperfecciones, pueden ser generados en el material mediante el movimiento de los átomos al ganar energía por calentamiento; durante el procesamiento del material; mediante la introducción de impurezas; o intencionalmente a través de las aleaciones. • Huecos: Un Hueco se produce cuando falta un átomo en un sitio normal. Las vacancias se crean en el cristal durante la solidificación a altas temperaturas o como consecuencia de daños por radiación. A temperatura ambiente aparecen muy pocas vacancias, pero éstas se incrementan de manera exponencial conforme se aumenta la temperatura. • Defectos intersticiales: Se forma un defecto intersticial cuando se inserta un átomo adicional en una posición normalmente desocupada dentro de la estructura cristalina. Los átomos intersticiales, aunque mucho más pequeños que los átomos localizados en los puntos de la red, aún así son mayores que los sitios intersticiales que ocupan; en consecuencia, la red circundante aparece comprimida y distorsionada. Los átomos intersticiales como el hidrógeno a menudo están presentes en forma de impurezas; los átomos de carbono se agregan al hierro para producir acero. Una vez dentro del material, el número de átomos intersticiales en la estructura se mantiene casi constante, incluso al cambiar la temperatura. • Defectos sustitucionales: Se crea un defecto sustitucional cuando se remplaza un átomo por otro de un tipo distinto. El átomo sustitucional permanece en la posición original. Cuando estos átomos son mayores que los normales de la red, los átomos circundantes se comprimen; si son más pequeños, los átomos circundantes quedan en tensión. En cualquier caso, el defecto sustitucional distorsiona la red circundante. Igualmente, se puede encontrar el defecto sustitucional como una impureza o como un elemento aleante agregado deliberadamente y, una vez introducido, el número de defectos es relativamente independiente de la temperatura.
  • 78. Importancia de los defectos puntuales • Los defectos puntuales alteran el arreglo perfecto de los átomos circundantes, distorsionando la red a lo largo de quizás cientos de espaciamientos atómicos, a partir del defecto. Una dislocación que se mueva a través de las cercanías generales de un defecto puntual encuentra una red en la cual los átomos no están en sus posiciones de equilibrio. Esta alteración requiere que se aplique un esfuerzo más alto para obligar a que la dislocación venza al defecto, incrementándose así la resistenciadel material. http://descom.jmc.utfsm.cl/proi/materiales/ESTRUCTURAS.htm
  • 79.
  • 80.
  • 81.
  • 82.
  • 83. Competencia a desarrollar • Defectos en los sistemas sólidos. • Sólidos amorfos.
  • 84. Configuraciones electrónicas de estado basal de la capa externa.
  • 85.
  • 86. Ejercicio: mencionar las propiedades de la Tabla Periódica,nombrar los grupos, enumerarlos, clasificarlos,poner las valencias comunes de los iones.