Cristalografía

1. Sesión 1
INTRODUCCIÓN AL ESTADO SÓLIDO

2. DEFINICIÓN
La materia en estado sólido (o
simplemente los sólidos) se
caracteriza por una disposición
específica sus partículas, basada
en nexos muy rígidos y fuertes, lo
cual se traduce en una estructura
física muy bien definida. Esto
ocurre debido a las fuerzas de
cohesión entre las partículas,
responsables de mantener la
forma y el volumen del sólido
estables, y de otorgarle cierto
margen de dureza y de resistencia.

3. CARACTERÍSTICAS
1. Volumen y forma definidas
2. Orden y arreglo en las partículas que lo conforman
3. Fuerzas intermoleculares fuertes
4. Baja energía cinética.

4. CLASIFICACIÓN
Un sólido cristalino se compone de uno o más cristales, cada cristal
tiene una estructura bien definida y ordenada en tres dimensiones.
Tienen un punto de fusión agudo. Los ejemplos incluyen cloruro de
sodio y sacarosa.
Un sólido amorfo tiene una estructura desordenada. Carece de la
disposición bien definida de las unidades básicas que se encuentran
en un cristal. Se derriten en un amplio rango de temperatura. El
vidrio es un ejemplo de sólido amorfo.

6. CLASIFICACIÓN DE UN SÓLIDO
1. Molecular (fuerzas de Van der Waals)
2. Covalente (enlace covalente)
3. Metálico (enlace metálico)
4. Iónico (enlace iónico)

7. SÓLIDO MOLECULAR
Un sólido molecular es un sólido que consta de átomos o moléculas que
se mantienen unidos por fuerzas intermoleculares débiles.
Muchos sólidos son de este tipo y tienen como característica ser aislantes
eléctricos, de bajo punto de fusión, volátiles, mala fusión térmica.
Ejemplos:Neón sólido (punto de fusión de -248oC), CO2 sólido (hielo
seco), H2O sólido (hielo) Yodo, Azúcar
En las moléculas no polares, las fuerzas intermoleculares son sólo fuerzas
débiles de van der Waals. Las moléculas polares tienen dipolos y, por lo
tanto, tienen atracciones ligeramente más fuertes entre ellas, lo que
significa que el punto de fusión de un sólido molecular polar es un poco
más alto porque se necesita más energía para vencer las fuerzas
ligeramente más fuertes.

9. Hielo
Cada átomo de oxígeno dentro de la red hexagonal de hielo está rodeado
por otros cuatro átomos de oxígeno en una disposición tetraédrica. La
distancia entre los oxígenos es de aproximadamente 2.75 Angstroms.
Los átomos de hidrógeno en el hielo están dispuestos de la siguiente
manera:
1. Dos protones están cerca (alrededor de 0.98 A) de cada átomo de oxígeno, como en
una molécula de agua libre;
2. Cada molécula de H2O está orientada de modo que los dos protones apunten hacia
dos átomos de oxígeno adyacentes
3. Solo hay un protón entre dos átomos de oxígeno adyacentes
4. En condiciones ordinarias cualquiera de la gran cantidad de configuraciones
posibles es igualmente probable.

11. Los enlaces covalentes dentro de las
moléculas son muy fuertes. Las moléculas no
se rompen fácilmente. Sin embargo, las
fuerzas que atraen a las moléculas vecinas
entre sí son muy débiles. Por lo tanto, es
muy fácil separar moléculas entre sí.
Cuando un sólido molecular se derrite, son
las fuerzas entre las moléculas las que se
rompen. Se necesita muy poca energía para
que esto suceda, por lo que los sólidos
moleculares tienen puntos de fusión bajos.

12. ENLACE METÁLICO
Un sólido metálico es un sólido que consta de iones metálicos positivos
que se mantienen unidos por un "mar de electrones" circundante (enlace
metálico). En este tipo de enlace, los iones metálicos cargados
positivamente forman la red que se sumerge en el "mar de electrones". O
bien, los iones metálicos ocupan una posición fija en la estructura
reticular y están rodeados de electrones deslocalizados.
Por lo tanto, las fuerzas intermoleculares en los metales deben ser
bastante fuertes. De muy blando a muy duro, punto de fusión bajo a alto,
buenos conductores de electricidad y calor. Brillo metálico, maleable y
dúctil, calores de fusión moderados.

14. La red se mantiene por una fuerte atracción electrostática entre los
electrones deslocalizados y los cationes metálicos conocidos como
enlaces metálicos.
La fuerza del enlace metálico varía y, en consecuencia, varían los
puntos de fusión y ebullición de los diferentes metales.
◦ Maleable y dúctil debido a enlaces metálicos no direccionales.
◦ Buenos conductores del calor y la electricidad debido a la alta densidad
y los electrones móviles.
◦ Altos puntos de fusión y ebullición debido a los fuertes enlaces
metálicos

16. Sólidos iónicos
Un sólido iónico es un sólido que consta de cationes y aniones
unidos por atracción electrostática de cargas opuestas (enlace
iónico).
Quebradizo, alto punto de fusión, buenos conductores en solución
acuosa o estado fundido, calores de fusión elevados.

18. Propiedades
No conduce electricidad (sin iones
ni electrones libres) excepto
cuando está fundido o acuoso (ya
que los iones pueden moverse
libremente)
Alto punto de fusión y punto de
ebullición debido a atracciones
electrostáticas muy fuertes entre
cationes y aniones.
Soluble en disolventes polares

19. Altos puntos de fusión y ebullición.
Duro pero quebradizo

20. Sólido de red covalente
Un sólido de red covalente es un sólido que consta de átomos unidos
en grandes redes o cadenas por enlaces covalentes.
◦ Muy duro, alto punto de fusión, malos conductores del calor y
electricidad altos calores de fusión
◦ Los ejemplos incluyen carbono, en sus formas como diamante o grafito,
asbesto y carburo de silicio.

21. Cadena lineal
Las cadenas lineales son cadenas
lineales infinitamente largas unidas
por van der Waals. Entre sus
propiedades destacan:
◦ Punto de fusión bajo, pero las
cadenas más largas tienen un punto
de fusión más alto que las más
cortas.
◦ No conduce electricidad
◦ Suave y flexible (Polietileno)

22. Capas 2D
Las capas 2-D están unidas por fuerzas
débiles de van der Waals. El grafito está
hecho de capas de átomos de C unidos
covalentemente. Las capas se
mantienen unidas por fuerzas débiles
de van der Waals y tienen electrones
deslocalizados entre ellas (esto es muy
inusual y el grafito es el único no metal
que conduce la electricidad)

23. Red 3D
Los sólidos de redes covalentes tridimensionales (Red 3D) están
hechos de átomos que se mantienen unidos por fuertes enlaces
covalentes. El diamante y la sílice (dióxido de silicio) son dos
ejemplos de sólidos de red covalente. El diamante es la sustancia
más fuerte conocida por el hombre.
◦ Los sólidos de la red covalente tienen alto punto de fusión (fuertes
enlaces covalentes mantienen los átomos en su lugar)
◦ No conduce electricidad (todos los electrones se mantienen en enlaces
covalentes)
◦ Muy duro/fuerte
◦ Insoluble en cualquier solvente

26. Red cristalina

27. Una red cristalina es la disposición geométrica de los puntos de la
red en un cristal.
Una celda unitaria es la unidad similar a una caja más pequeña a
partir de la cual se puede construir un cristal apilando las unidades
en tres dimensiones.
Hay siete formas básicas posibles para las celdas unitarias, que dan
lugar a siete sistemas de cristales que se utilizan para clasificar los
cristales.

28. Red cristalina del Cu

29. Celdas unitarias

31. Celda cúbica
Las celdas cúbicas son tres y se clasifican:
◦ Una celda unitaria cúbica simple es una celda cúbica en la que los
puntos de la red están situados solo en las esquinas.
◦ Una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo es aquella en la que hay
un punto de red en el centro de la celda, así como en las esquinas.
◦ Una celda unitaria cúbica centrada en las caras es aquella en la que hay
puntos de red en el centro de cada cara de la celda, así como en las
esquinas.

33. ESPACIO
Cúbico simple (sc)
8 x 1/8 átomo por
esquina = un
átomo por celda
Cúbico centrado en el
cuerpo (bcc) 8 x 1/8
átomos por esquina +
un átomo en el centro
= 2 átomos / celda
Cúbico centrado en las caras
(fcc) 8 x 1/8 átomo / esquina +
½ átomo por lado x 6 lados = 4
átomos por celda

34. Estructuras cristalinas (inorgánicas)
Todas las estructuras cristalinas se pueden
describir en términos de la celda unitaria y
las coordenadas atómicas de los partículas.
Muchas estructuras inorgánicas pueden
describirse como conjuntos de poliedros que
llenan el espacio: tetraedros, octaedros, etc.
Muchas estructuras (iónicas, metálicas,
covalentes) pueden describirse como
estructuras compactas.

35. Empaquetado

36. Estructuras compactas - metales
La forma más eficiente de empaquetar esferas de igual
tamaño es que en 2D, tenga capas empaquetadas juntas
Número de coordinación
(CN) = 6. Este es el
máximo posible para el
embalaje o empaquetado
2D.

37. Empaquetamiento de esferas
¿Cómo se empaquetan las esferas (átomos) para llenar
mejor el espacio? El concepto de empaquetamiento más
cercano es importante para comprender muchas
estructuras sólidas.

38. Empaquetado más cercano de círculos
¿Qué porcentaje de espacio llenan los
círculos empaquetados de esta manera?
Área llena de círculos = 12 x (πr2) = 12πr2
Area of rectangle = 6r x 8r = 48r2
Porcentaje de espacio ocupado por círculos =
37,7/48 = 78,5%
r

39. Organizar círculos en patrón regular
con todos los bordes tocándose.
Cambie por r y empuje hacia arriba
para maximizar el empaquetamiento
Área del triángulo =
Área llena de círculos = 3 x (1/6πr2) + 3 x (1/2πr2) = 2πr2
base x height
2 =
4r x 2 3r
2 = 4 3r2
Porcentaje de espacio ocupado por
círculos = 6,28/6,93 = 91%
r

40. Imagina que estás mirando hacia abajo en
la parte superior de un grupo de esferas.
Hay dos opciones de huecos para colocar
la siguiente capa de esferas, a y b
Tenga en cuenta que una vez que hemos
elegido poner la esfera de la segunda capa
en el sitio a, ya no podemos poner una
esfera en el sitio b.
a
b
a a
b b
a
b

41. Imagina que estás mirando hacia abajo en
la parte superior de dos capas de esferas.
Tenga en cuenta que tenemos dos tipos de
sitios para la tercera capa, x e y
El sitio x se encuentra por encima de la
capa uno de la esfera El sitio y se
encuentra por encima del orificio de la capa
uno
Nota, una vez más solo podemos llenar x o
y sitios, no ambos, con nuevas esferas
x x
y y
x
y
x
y

42. Llenado de los sitios x
ABABAB....
Hexagonal Close Packing
(HCP)
Llenado de los sitios y
ABCABCABC....
Cubic Close Packing (CCP)
y
x

43. HEXAGONAL Y CUBIC
CLOSE PACKING

45. Coordinación
Cada átomo está rodeado
por seis átomos en el
mismo plano.
Hay tres átomos adicionales
en los planos por encima y
por debajo.
Cada átomo tiene un total
de doce vecinos más
cercanos