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 Ahora           nos
 concentraremos en
 la relación entre las
 propiedades de los
 sólidos     y    sus
 estructuras         y
 enlaces.
 Los         sólidos
 pueden           ser
 cristalinos        o
 amorfos          (no
 cristalinos).
 En  un sólido
 cristalino, los
 átomos, iones
 o    moléculas
 están
 ordenados en
 disposiciones
 bien definidas.
 Estos   sólidos   suelen    tener
 superficies planas o caras que
 forman ángulos definidos entre sí.
 Laspilas ordenadas de partículas
 que producen estas caras también
 hacen que los sólidos tengan
 formas muy regulares (Figura 1).
 El cuarzo y el diamante son
 sólidos cristalinos.
 Un  sólido amorfo
 (de las palabras
 griegas          que
 significan       “sin
 forma”)     es     un
 sólido         cuyas
 partículas no tienen
 una        estructura
 ordenada.
 Estossólidos carecen de formas y
 caras bien definidas.
 Muchos   sólidos amorfos son
 mezclas de moléculas que no se
 pueden apilar bien.
 Casi todos  los  demás    se
 componen de moléculas grandes
 y complejas.
 Entre los sólidos amorfos más
 conocidos están el hule y el vidrio.
 El  cuarzo, SiO2, es un sólido
 cristalino con una estructura
 tridimensional como la que se
 muestra en la figura 2(a) ».
 Cuando el cuarzo se funde (a
 cerca de 1600ºC), se convierte en
 un líquido viscoso y pegajoso.
 Aunque    la red de silicio-oxígeno
 permanece casi intacta, se rompen
 muchos enlaces Si ̶ O, y se pierde el
 orden rígido del cuarzo.
 Si el material fundido se enfría
 rápidamente, los átomos no
 alcanzan a recuperar su acomodo
 ordenado. El resultado es un
 sólido amorfo llamado vidrio de
 cuarzo o vidrio de sílice [Figura
 2(b)].
 Dado  que las partículas de un
 sólido amorfo carecen de un
 orden de largo alcance, la
 intensidad   de      las  fuerzas
 moleculares varía de un punto a
 otro de una muestra.
 Porello, los sólidos amorfos no se
 funden      a    una    temperatura
 específica;     más      bien,   se
 reblandecen dentro de cierto
 intervalo de temperatura a medida
 que se vencen las fuerzas
 intermoleculares de diferentes
 intensidades.
 Unsólido cristalino, en cambio, funde
 a una temperatura específica.
Figura 1
Los sólidos cristalinos adoptan diversas
 formas y colores: (a) pirita (oro de los
    tontos), (b) fluorita, (c) amatista.
Celdas unitarias
      El            orden
       característico    de
       los          sólidos
       cristalinos      nos
       permite tener una
       imagen de todo un
       cristal examinando
       sólo una pequeña
       parte de él.
Celdas unitarias
 Podemos   imaginar que el sólido se
 forma     apilando      bloques    de
 construcción idénticos, así como una
 pared de tabiques se forma apilando
 tabiques individuales “idénticos”.
Celdas unitarias
 Launidad de repetición de un sólido,
 el “tabique” cristalino, se denomina
 celda unitaria.
Celdas unitarias



 Unejemplo bidimensional sencillo
 aparece en la hoja de papel tapiz
 que se muestra en la figura 3 ».
Figura 3
 Diseñode papel tapiz que muestra un
 patrón repetitivo característico. Cada
 cuadrado azul punteado denota una
 celda unitaria del patrón de repetición.
 Igualmente podría haberse escogido la
 celda unitaria con figuras rojas en las
 esquinas
Celdas unitarias

 Hay varias formas de escoger el
 patrón de repetición o celda
 unitaria del diseño, pero la mejor
 opción suele ser la más pequeña
 que     muestre    claramente   la
 simetría característica de todo el
 patrón.
Figura 2.-Comparaciones
     esquemáticas de
(a) SiO2 cristalino (cuarzo)
Figura 2.- Comparaciones
esquemáticas de (b) SiO2 amorfo
       (vidrio de cuarzo)
Figura 2.- Comparaciones
      esquemáticas
Figura 2
 Las    esferas grises representan
 átomos de silicio; las rojas, átomos
 de oxígeno. La estructura real es
 tridimensional y no plana como se
 dibujó aquí. La unidad que se muestra
 como bloque de construcción básico
 (silicio y tres oxígenos) en realidad
 tiene cuatro oxígenos; el cuarto sale
 del plano del papel y puede unirse a
 otros átomos de silicio.
Celdas unitarias

 Un     sólido   cristalino   puede
  representarse mediante una matriz
  tridimensional de puntos, cada
  uno de los cuales representa un
  entorno idéntico dentro del cristal.
 Tal matriz de puntos se denomina
  red cristalina.
Celdas unitarias
 Podemos    visualizar la formación de
 toda     la     estructura    cristalina
 acomodando el contenido de la
 celda unitaria repetidamente en la
 red cristalina.
Figura 4 se muestra una red
cristalina y la celda unitaria
      correspondiente.
Celdas unitarias
 En   general, las celdas unitarias
  son paralelepípedos (figuras con
  seis      caras       que     son
  paralelogramos).
 Cada     celda    unitaria puede
  describirse en términos de las
  longitudes de las aristas de la
  celda y los ángulos entre dichas
  aristas.
Celdas unitarias
 Todos  los compuestos cristalinos se
 pueden describir en términos de siete
 tipos básicos de celdas unitarias.
Figura N° 5
 Lostres tipos de celdas unitarias
 que se observan en redes cúbicas.
 Por claridad, las esferas de las
 esquinas se muestran en rojo y las
 centradas    en   el    cuerpo   y
 centradas en una cara se
 muestran en amarillo. Cada esfera
 representa un punto de red (un
 entorno idéntico en el sólido)
Figura N° 5
Celdas unitarias

 Hay  tres tipos de celdas unitarias
  cúbicas, como se ilustra en la
  figura 5.
 Si los puntos de red están sólo en
  las esquinas, describimos la celda
  unitaria como cúbica primitiva.
Celdas unitarias
 Si también hay un punto de red en
  el centro de la celda unitaria, la
  celda es cúbica centrada en el
  cuerpo.
 Cuando la celda tiene puntos de
  red en el centro de cada cara
  además de en las esquinas, es
  cúbica centrada en las caras.
Celdas unitarias



 Las estructuras cristalinas más
 sencillas son las celdas unitarias
 cúbicas que tienen un solo átomo
 centrado en cada punto de red.
Celdas unitarias
 La mayor parte de los metales
 tiene este tipo de estructura.
Celdas unitarias

 Por ejemplo, el níquel tiene una
 celda unitaria cúbica centrada en
 las caras, mientras que el sodio
 tiene una celda unitaria cúbica
 centrada en el cuerpo.
Celdas unitarias
 En la figura 6 se muestra la forma
  en que los átomos llenan las
  celdas unitarias cúbicas.
 Observe que los átomos que están
  en las esquinas y en las caras no
  quedan totalmente dentro de la
  celda unitaria; más bien, se
  comparten entre celdas unitarias.
En la tabla 1 « se resume la fracción de un
átomo que ocupa una celda unitaria cuando
   los átomos se comparten entre celdas.
La estructura cristalina del cloruro
             de sodio

 En  la estructura cristalina del
 cloruro de sodio (Figura 7),
 podemos centrar ya sea los iones
 Na+ o los iones Cl ̶ en los puntos
 de red de una celda unitaria
 cúbica centrada en las caras.
La estructura cristalina del cloruro
              de sodio
 Así,describimos la estructura como
 cúbica centrada en las caras.
La estructura cristalina del cloruro
              de sodio

 En  la figura 7 se han separado los
  iones Na+ y Cl ̶ para poder ver más
  claramente la simetría de la
  estructura.
 En esta representación no se han
  considerado los tamaños relativos
  de los iones.
La estructura cristalina del cloruro
             de sodio



 En contraste, la representación de
 la figura 8 muestra los tamaños
 relativos de los iones y la forma en
 que llenan la celda unitaria.
La estructura cristalina del cloruro
             de sodio

 Observe  que las partículas en las
 esquinas, aristas y caras son
 compartidas por otras celdas
 unitarias.
La estructura cristalina del cloruro
              de sodio

 Larelación catión-anión total de
 una celda unitaria debe ser igual a
 la de todo el cristal; por tanto,
 dentro de la celda unitaria de NaCl
 debe haber números iguales de
 iones Na+ y Cl ̶
La estructura cristalina del cloruro
               de sodio
 Asimismo,la celda unitaria del CaCl2
 tendría un Ca2+ por cada dos Cl ̶,
 etcétera.
Figura 6 Vista de espacio ocupado de las
celdas unitarias cúbicas. Sólo se muestra la
porción de cada átomo que pertenece a la
celda unitaria
Figura 7
 Figura 7
 Porción de la red cristalina del NaCl, que
 ilustra dos formas de definir su celda
 unitaria. Las esferas moradas representan
 iones Na, y las verdes, iones Cl. Las
 líneas rojas definen la celda unitaria. En
 (a) hay iones Cl en las esquinas de la
 celda unitaria. En (b) hay iones Na en las
 esquinas de la celda unitaria. Ambas
 opciones para la celda unitaria son
 aceptables; las dos tienen el mismo
 volumen, y en ambos casos los puntos
 idénticos están dispuestos en un
 acomodo cúbico centrado en las caras
Figura 8
 Figura   8

 Celda unitaria de NaCl en la que se
 muestran los tamaños relativos de
 los iones Na (morado) y Cl (verde).
 Sólo porciones de la mayor parte
 de los iones quedan dentro de las
 fronteras de la celda unitaria
 sencilla
EJERCICIO TIPO 2


 Determine  el número neto de
 iones Na+ y Cl ̶ en la celda unitaria
 de NaCl (Figura 8).
EJERCICIO TIPO 2
            Solución
            Análisis

 Debemos      sumar los diversos
 elementos que contribuyen para
 determinar el número de iones Na+
 y Cl ̶ en la celda unitaria.
EJERCICIO TIPO 2
             Solución
         Estrategia

 Para  hallar el número total de
 iones de cada tipo, debemos
 identificar las diversas posiciones
 dentro de la celda unitaria y
 determinar la fracción del ion que
 queda dentro de los límites de la
 celda unitaria.
EJERCICIO TIPO 2
            Solución
         Resolución

 Hay un cuarto de ion Na+ en cada
 arista, un Na+ entero en el centro
 del cubo (remítase también a la
 figura 7), un octavo de ion Cl ̶ en
 cada esquina y medio ion Cl ̶ en
 cada cara.
EJERCICIO TIPO 2
                   Solución
 Asítenemos lo siguiente:
 Na+:

  1                                        

  4
     Na por arista  *12 aristas   3 Na

                                                 
1 Na        por centro  * 1 centro   1 Na
EJERCICIO TIPO 2
               Solución
 Cl ̶:

                                        
 Cl por esquina *  8 esquinas   1Cl


  1                                
    Cl por cara *  6 caras   3Cl
  2
EJERCICIO TIPO 2
                Solución
 Por   tanto, la celda unitaria contiene


                            
              4 Na y 4 Cl
EJERCICIO TIPO 2
         Comprobación:
 El resultado concuerda con     la
 estequiometria del compuesto:

                          
       1 Na y 1Cl
Empaquetamiento compacto
        de esferas
 Las  estructuras que los sólidos
 cristalinos adoptan son aquellas
 que permiten el contacto más
 íntimo entre las partículas, a fin de
 aumentar al máximo las fuerzas de
 atracción entre ellas.
Empaquetamiento compacto
        de esferas
 En muchos casos, las partículas
 que constituyen los sólidos son
 esféricas o casi esféricas.
Empaquetamiento compacto
        de esferas
 Tales el caso de los átomos en los
 sólidos metálicos.
Empaquetamiento compacto
        de esferas
 Por  tanto, resulta interesante
 considerar la forma en que esferas
 de igual tamaño se pueden
 empacar de la forma más eficiente
 (esto es, con el mínimo de espacio
 vacío).
Figura 7
 (a)Empaqueta
 miento
  compacto de
  una sola capa
  de esferas de
  igual tamaño.
Figura 7
 (b)En la estructura
 de empaquetamiento
 compacto
 hexagonal,        los
 átomos de la tercera
 capa         quedan
 directamente arriba
 de los de la primera
 capa. El orden de las
 capas es ABAB.
Figura 7
 (c)    En     la   estructura  de
  empaquetamiento          compacto
  cúbica, los átomos de la tercera
  capa no están directamente arriba
  de los de la primera capa. En vez
  de ello, están un poco desfasados,
  y es la cuarta capa la que queda
  directamente arriba de la primera.
  Así, el orden de las capas es
  ABCA.
Figura 7
Figura 7
Empaquetamiento compacto
        de esferas


 Elacomodo más eficiente de una
 capa de esferas de igual tamaño
 se muestra en la figura 7(a).
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 Cada  esfera está rodeada por
 otras seis en la capa. Se puede
 colocar una segunda capa de
 esferas en las depresiones de la
 primera, encima de ella.
Empaquetamiento compacto
        de esferas


 Luego   se puede agregar una
 tercera capa sobre la segunda con
 las esferas asentadas en las
 depresiones de la segunda capa.
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 Sin  embargo, hay dos tipos de
 depresiones para esta tercera
 capa, y dan pie a diferentes
 estructuras, como se muestra en
 la figura 7(b) y (c).
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 Silas esferas de la tercera capa se
 colocan alineadas con las de la
 primera, como en la figura 7(b), la
 estructura       se        denomina
 empaquetamiento            compacto
 hexagonal.
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 La tercera capa repite la primera,
 la cuarta repite la segunda, y así
 sucesivamente para dar una
 secuencia      de    capas     que
 denotamos con ABAB.
Empaquetamiento compacto
        de esferas
 Por  otro lado, las esferas de la
  tercera capa se pueden colocar de
  modo que no queden exactamente
  arriba de las esferas de la primera
  capa.
 La estructura resultante, que se
  muestra en la figura 7(c), se
  denomina de empaquetamiento
  compacto cúbico.
Empaquetamiento compacto
        de esferas
 En  este caso es la cuarta capa la
  que repite la primera, y la secuencia
  de capas es ABCA.
 Aunque no puede verse en la figura
  7(c), la celda unitaria de la estructura
  de     empaquetamiento        compacto
  cúbica es cúbica centrada en las
  caras.
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 En   las dos estructuras de
 empaquetamiento compacto, cada
 esfera tiene 12 vecinas más
 cercanas equidistantes: seis en un
 plano, tres arriba de ese plano y
 tres abajo.
Empaquetamiento compacto
        de esferas
 Decimosque cada esfera tiene un
 número de coordinación de 12.
Empaquetamiento compacto
       de esferas
 El número de coordinación es el
 número de partículas que rodean
 inmediatamente a una partícula en
 la estructura cristalina.
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 En      ambos      tipos     de
 empaquetamiento compacto, el
 74% del volumen total de la
 estructura está ocupado por
 esferas; el 26% es espacio vacío
 entre las esferas.
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 En comparación, cada esfera de la
 estructura cúbica centrada en el
 cuerpo tiene un número de
 coordinación de 8, y sólo el 68%
 del espacio está ocupado.
Empaquetamiento compacto
       de esferas
            En la estructura
            cúbica simple, el
            número          de
            coordinación es 6,
            y sólo el 52% del
            espacio       está
            ocupado.
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 Si esferas de tamaño desigual
 están empacadas en una red, las
 partículas  grandes     a    veces
 asumen uno de los acomodos de
 empaquetamiento compacto, y las
 partículas pequeñas ocupan los
 huecos entre las esferas grandes.
Empaquetamiento compacto
        de esferas

 Por ejemplo, en el Li2O los iones
 óxido, más grandes, adoptan una
 estructura de empaquetamiento
 compacto cúbico, y los iones Li,
 más     pequeños,    ocupan     las
 cavidades pequeñas que existen
 entre los iones óxido.
Enlaces en los sólidos

 Las  propiedades físicas de los
 sólidos cristalinos, como su punto
 de fusión y su dureza, dependen
 tanto del acomodo de las
 partículas como de las fuerzas de
 atracción entre ellas.
Enlaces en los sólidos
Figura 8




 Comparación    de los puntos de
 fusión y de ebullición del benceno, el
 tolueno y el fenol.
Sólidos moleculares

 Lossólidos moleculares consisten
 en átomos o moléculas unidos por
 fuerzas intermoleculares (fuerzas
 dipolo-dipolo,    fuerzas      de
 dispersión de London y puentes
 de hidrógeno).
Sólidos moleculares
 Dado   que estas fuerzas son
 débiles, los sólidos moleculares
 son blandos.
Sólidos moleculares
 Además, estos sólidos suelen tener
 puntos de fusión relativamente
 bajos (por lo regular de menos de
 200ºC).
Sólidos moleculares

 Casi todas las sustancias que son
  gases o líquidos a temperatura
  ambiente       forman      sólidos
  moleculares a temperaturas bajas.
 Como ejemplos podemos citar a
  Ar, H2O y CO2.
Sólidos moleculares
 Las propiedades de los sólidos
 moleculares no sólo dependen de
 la intensidad de las fuerzas que
 actúan entre las moléculas, sino
 también de la capacidad de las
 moléculas para empacarse de
 forma      eficiente  en     tres
 dimensiones.
Sólidos moleculares
 Por  ejemplo, el benceno (C6H6) es
  una molécula plana altamente
  simétrica.
 El benceno tiene un punto de fusión
  más alto que el tolueno, un
  compuesto en el que uno de los
  átomos de hidrógeno del benceno ha
  sido sustituido por un grupo CH3
  (Figura 8).
Sólidos moleculares
 La    menor    simetría  de   las
  moléculas de tolueno evita que se
  empaquen de forma tan eficiente
  como las de benceno.
 En   consecuencia, las fuerzas
  intermoleculares que dependen de
  un contacto íntimo no son tan
  eficaces, y el punto de fusión es
  más bajo.
Sólidos moleculares

 En   contraste, el punto de
 ebullición del tolueno es más alto
 que el del benceno, lo que indica
 que las fuerzas de atracción
 intermoleculares son mayores en
 el tolueno líquido que en el
 benceno líquido.
Sólidos moleculares
 Los   puntos de fusión y de
 ebullición del fenol, otro benceno
 sustituido que se muestra en la
 figura 8, son ambos más altos que
 los del benceno a causa de la
 capacidad para formar puentes de
 hidrógeno del grupo OH del fenol.
Sólidos de red covalente
            Los sólidos de
            red     covalente
            consisten      en
            átomos unidos
            en grandes redes
            o        cadenas
            mediante
            enlaces
            covalentes.
Sólidos de red covalente

 Puesto que los enlaces covalentes
 son mucho más fuertes que las
 fuerzas intermoleculares, estos
 sólidos son mucho más duros y
 tienen un punto de fusión más alto
 que los sólidos moleculares.
Sólidos de red covalente

 El diamante y el grafito, dos
 alótropos del carbono son sólidos
 de red covalente. Otros ejemplos
 incluyen el cuarzo, SiO2, el
 carburo de silicio, SiC, y el nitruro
 de boro, BN.
Figura 9




 Figura 9 Estructuras de (a) diamante y (b)
 grafito. El color azul en (b) se añadió para
 destacar la planaridad de las capas de
 carbono
Sólidos de red covalente


 Figura  9 Estructuras de (a)
 diamante y (b) grafito. El color azul
 en (b) se añadió para destacar la
 planaridad de las capas de
 carbono
Sólidos de red covalente
 En  el diamante, cada átomo de
 carbono está unido a otros cuatro
 átomos de carbono como se muestra
 en la figura 9(a)
Sólidos de red covalente
 Esta       matriz       tridimensional
 interconectada de fuertes enlaces
 sencillos carbono-carbono contribuye
 a la inusitada dureza del diamante.
Sólidos de red covalente
 Los diamantes de grado industrial se
 emplean en las hojas de sierras para
 los trabajos de corte más exigentes.
Sólidos de red covalente
 El diamante también tiene un
 elevado punto de fusión, 3550ºC.
Sólidos de red covalente

 En  el grafito, los átomos de
 carbono están dispuestos en
 capas de anillos hexagonales
 interconectados como se muestra
 en la Figura 9(b).
Sólidos de red covalente

 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.
Sólidos de red covalente
 De hecho, los enlaces se parecen
 a los del benceno, con enlaces
 deslocalizados que se extienden
 sobre las capas
Sólidos de red covalente
 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. (Si el lector alguna vez ha
 desarmado una batería de linterna,
 sabrá que el electrodo central de
 la batería está hecho de grafito.)
Sólidos de red covalente
 Las capas, separadas 3.41 Å, se
 mantienen unidas por débiles
 fuerzas de dispersión.
Sólidos de red covalente

 Las capas se deslizan fácilmente
 unas sobre otras cuando se
 frotan, lo que hace que la
 sustancia se sienta grasosa. El
 grafito se utiliza como lubricante y
 para fabricar la “puntilla” de los
 lápices.
Sólidos iónicos
 Los sólidos iónicos consisten en
 iones que se mantienen unidos
 por enlaces iónicos.
Sólidos iónicos
 La fuerza de un enlace iónico
 depende en gran medida de las
 cargas de los iones. Así, el NaCl,
 en el que los iones tienen cargas
 de 1 y 1, tiene un punto de fusión
 de 801 ºC, mientras que el MgO, en
 el que las cargas son 2 y 2, funde
 a 2852 ºC.
Sólidos iónicos

 Las  estructuras de los sólidos
 iónicos    simples   se    pueden
 clasificar en unos cuantos tipos
 básicos. La estructura del NaCl es
 un ejemplo representativo de un
 tipo.
Sólidos iónicos

 Otros   compuestos que poseen
 esta misma estructura son LiF,
 KCl, AgCl y CaO. En la figura 10 se
 muestran     otros    tres    tipos
 comunes        de       estructuras
 cristalinas.
Sólidos iónicos
         La    estructura
          que un sólido
          iónico adopta
          depende       en
          gran parte de
          las cargas y
          los    tamaños
          relativos     de
          los iones.
Sólidos iónicos

 En la estructura del NaCl, por
 ejemplo, los iones Na tienen un
 número de coordinación de 6
 porque cada ion Na está rodeado
 por seis iones Cl como vecinos
 inmediatos.
Sólidos iónicos

 En la estructura del CsCl [Figura
 9(a)], en cambio, los iones Cl
 adoptan un acomodo cúbico
 simple en el que cada ion Cs está
 rodeado por ocho iones Cl-.
Sólidos iónicos
 Celdas
  unitarias      de
  algunos tipos
  comunes        de
  estructuras
  cristalinas que
 presentan     los
  sólidos iónicos:
 (a) CsCl
Sólidos metálicos
 Los sólidos metálicos consisten
 exclusivamente en átomos de
 metal.
Sólidos metálicos
 Lossólidos metálicos suelen tener
 estructuras de empaquetamiento
 compacto       hexagonal,       de
 empaquetamiento         compacto
 cúbico (cúbica centrada en las
 caras) o cúbica centrada en el
 cuerpo.
Sólidos metálicos
 Así,  cada átomo normalmente
 tiene 8 o 12 átomos adyacentes.
Sólidos metálicos
 Los    enlaces   metálicos    son
 demasiado fuertes para deberse a
 fuerzas de dispersión de London,
 y sin embargo no hay suficientes
 electrones de valencia para formar
 enlaces covalentes ordinarios
 entre los átomos.
Sólidos metálicos
        La unión se debe
        a electrones de
        valencia      que
        están
        deslocalizados a
        lo largo de todo
        el sólido.
Sólidos metálicos

 De hecho, podemos visualizar el
 metal como una matriz de iones
 positivos sumergida en un mar de
 electrones       de      valencia
 deslocalizados, como se muestra
 en la figura 10
Sólidos metálicos

 Los        metales        varían
 considerablemente en cuanto a la
 fuerza de sus enlaces, como pone
 de manifiesto su amplia gama de
 propiedades físicas, como dureza
 y punto de fusión.
Sólidos metálicos
          No  obstante, la
          fuerza de los
          enlaces
          generalmente
          aumenta         al
          aumentar        el
          número         de
          electrones
          disponibles para
          los enlaces.
Sólidos metálicos

 Así, el sodio, que sólo tiene un
 electrón de valencia por átomo,
 funde a 97.5ºC, mientras que el
 cromo, con seis electrones más
 allá del centro de gas noble, funde
 a 1890ºC.
Sólidos metálicos
 La  movilidad de los electrones
 explica por qué los metales son
 buenos conductores del calor y la
 electricidad.
Figura 11
   Corte seccional de
    un metal. Cada
    esfera representa
    el núcleo y los
    electrones
    internos de un
    átomo     metálico.
    La          “nube”
    colorida que los
    rodea representa
    el mar móvil de
    electrones     que
    une a los átomos.

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Los solidos

  • 1.
  • 2.  Ahora nos concentraremos en la relación entre las propiedades de los sólidos y sus estructuras y enlaces.
  • 3.  Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos (no cristalinos).
  • 4.  En un sólido cristalino, los átomos, iones o moléculas están ordenados en disposiciones bien definidas.
  • 5.  Estos sólidos suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre sí.
  • 6.  Laspilas ordenadas de partículas que producen estas caras también hacen que los sólidos tengan formas muy regulares (Figura 1).
  • 7.  El cuarzo y el diamante son sólidos cristalinos.
  • 8.  Un sólido amorfo (de las palabras griegas que significan “sin forma”) es un sólido cuyas partículas no tienen una estructura ordenada.
  • 9.  Estossólidos carecen de formas y caras bien definidas.
  • 10.  Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se pueden apilar bien.
  • 11.  Casi todos los demás se componen de moléculas grandes y complejas.
  • 12.  Entre los sólidos amorfos más conocidos están el hule y el vidrio.
  • 13.  El cuarzo, SiO2, es un sólido cristalino con una estructura tridimensional como la que se muestra en la figura 2(a) ». Cuando el cuarzo se funde (a cerca de 1600ºC), se convierte en un líquido viscoso y pegajoso.
  • 14.  Aunque la red de silicio-oxígeno permanece casi intacta, se rompen muchos enlaces Si ̶ O, y se pierde el orden rígido del cuarzo.
  • 15.  Si el material fundido se enfría rápidamente, los átomos no alcanzan a recuperar su acomodo ordenado. El resultado es un sólido amorfo llamado vidrio de cuarzo o vidrio de sílice [Figura 2(b)].
  • 16.  Dado que las partículas de un sólido amorfo carecen de un orden de largo alcance, la intensidad de las fuerzas moleculares varía de un punto a otro de una muestra.
  • 17.  Porello, los sólidos amorfos no se funden a una temperatura específica; más bien, se reblandecen dentro de cierto intervalo de temperatura a medida que se vencen las fuerzas intermoleculares de diferentes intensidades.
  • 18.  Unsólido cristalino, en cambio, funde a una temperatura específica.
  • 19. Figura 1 Los sólidos cristalinos adoptan diversas formas y colores: (a) pirita (oro de los tontos), (b) fluorita, (c) amatista.
  • 20. Celdas unitarias  El orden característico de los sólidos cristalinos nos permite tener una imagen de todo un cristal examinando sólo una pequeña parte de él.
  • 21. Celdas unitarias  Podemos imaginar que el sólido se forma apilando bloques de construcción idénticos, así como una pared de tabiques se forma apilando tabiques individuales “idénticos”.
  • 22. Celdas unitarias  Launidad de repetición de un sólido, el “tabique” cristalino, se denomina celda unitaria.
  • 23. Celdas unitarias  Unejemplo bidimensional sencillo aparece en la hoja de papel tapiz que se muestra en la figura 3 ».
  • 24. Figura 3  Diseñode papel tapiz que muestra un patrón repetitivo característico. Cada cuadrado azul punteado denota una celda unitaria del patrón de repetición. Igualmente podría haberse escogido la celda unitaria con figuras rojas en las esquinas
  • 25. Celdas unitarias  Hay varias formas de escoger el patrón de repetición o celda unitaria del diseño, pero la mejor opción suele ser la más pequeña que muestre claramente la simetría característica de todo el patrón.
  • 26. Figura 2.-Comparaciones esquemáticas de (a) SiO2 cristalino (cuarzo)
  • 27. Figura 2.- Comparaciones esquemáticas de (b) SiO2 amorfo (vidrio de cuarzo)
  • 28. Figura 2.- Comparaciones esquemáticas
  • 29. Figura 2  Las esferas grises representan átomos de silicio; las rojas, átomos de oxígeno. La estructura real es tridimensional y no plana como se dibujó aquí. La unidad que se muestra como bloque de construcción básico (silicio y tres oxígenos) en realidad tiene cuatro oxígenos; el cuarto sale del plano del papel y puede unirse a otros átomos de silicio.
  • 30. Celdas unitarias  Un sólido cristalino puede representarse mediante una matriz tridimensional de puntos, cada uno de los cuales representa un entorno idéntico dentro del cristal.  Tal matriz de puntos se denomina red cristalina.
  • 31. Celdas unitarias  Podemos visualizar la formación de toda la estructura cristalina acomodando el contenido de la celda unitaria repetidamente en la red cristalina.
  • 32. Figura 4 se muestra una red cristalina y la celda unitaria correspondiente.
  • 33. Celdas unitarias  En general, las celdas unitarias son paralelepípedos (figuras con seis caras que son paralelogramos).  Cada celda unitaria puede describirse en términos de las longitudes de las aristas de la celda y los ángulos entre dichas aristas.
  • 34. Celdas unitarias  Todos los compuestos cristalinos se pueden describir en términos de siete tipos básicos de celdas unitarias.
  • 35. Figura N° 5  Lostres tipos de celdas unitarias que se observan en redes cúbicas. Por claridad, las esferas de las esquinas se muestran en rojo y las centradas en el cuerpo y centradas en una cara se muestran en amarillo. Cada esfera representa un punto de red (un entorno idéntico en el sólido)
  • 37. Celdas unitarias  Hay tres tipos de celdas unitarias cúbicas, como se ilustra en la figura 5.  Si los puntos de red están sólo en las esquinas, describimos la celda unitaria como cúbica primitiva.
  • 38. Celdas unitarias  Si también hay un punto de red en el centro de la celda unitaria, la celda es cúbica centrada en el cuerpo.  Cuando la celda tiene puntos de red en el centro de cada cara además de en las esquinas, es cúbica centrada en las caras.
  • 39. Celdas unitarias  Las estructuras cristalinas más sencillas son las celdas unitarias cúbicas que tienen un solo átomo centrado en cada punto de red.
  • 40. Celdas unitarias  La mayor parte de los metales tiene este tipo de estructura.
  • 41. Celdas unitarias  Por ejemplo, el níquel tiene una celda unitaria cúbica centrada en las caras, mientras que el sodio tiene una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo.
  • 42. Celdas unitarias  En la figura 6 se muestra la forma en que los átomos llenan las celdas unitarias cúbicas.  Observe que los átomos que están en las esquinas y en las caras no quedan totalmente dentro de la celda unitaria; más bien, se comparten entre celdas unitarias.
  • 43. En la tabla 1 « se resume la fracción de un átomo que ocupa una celda unitaria cuando los átomos se comparten entre celdas.
  • 44. La estructura cristalina del cloruro de sodio  En la estructura cristalina del cloruro de sodio (Figura 7), podemos centrar ya sea los iones Na+ o los iones Cl ̶ en los puntos de red de una celda unitaria cúbica centrada en las caras.
  • 45. La estructura cristalina del cloruro de sodio  Así,describimos la estructura como cúbica centrada en las caras.
  • 46. La estructura cristalina del cloruro de sodio  En la figura 7 se han separado los iones Na+ y Cl ̶ para poder ver más claramente la simetría de la estructura.  En esta representación no se han considerado los tamaños relativos de los iones.
  • 47. La estructura cristalina del cloruro de sodio  En contraste, la representación de la figura 8 muestra los tamaños relativos de los iones y la forma en que llenan la celda unitaria.
  • 48. La estructura cristalina del cloruro de sodio  Observe que las partículas en las esquinas, aristas y caras son compartidas por otras celdas unitarias.
  • 49. La estructura cristalina del cloruro de sodio  Larelación catión-anión total de una celda unitaria debe ser igual a la de todo el cristal; por tanto, dentro de la celda unitaria de NaCl debe haber números iguales de iones Na+ y Cl ̶
  • 50. La estructura cristalina del cloruro de sodio  Asimismo,la celda unitaria del CaCl2 tendría un Ca2+ por cada dos Cl ̶, etcétera.
  • 51. Figura 6 Vista de espacio ocupado de las celdas unitarias cúbicas. Sólo se muestra la porción de cada átomo que pertenece a la celda unitaria
  • 53.  Figura 7  Porción de la red cristalina del NaCl, que ilustra dos formas de definir su celda unitaria. Las esferas moradas representan iones Na, y las verdes, iones Cl. Las líneas rojas definen la celda unitaria. En (a) hay iones Cl en las esquinas de la celda unitaria. En (b) hay iones Na en las esquinas de la celda unitaria. Ambas opciones para la celda unitaria son aceptables; las dos tienen el mismo volumen, y en ambos casos los puntos idénticos están dispuestos en un acomodo cúbico centrado en las caras
  • 55.  Figura 8  Celda unitaria de NaCl en la que se muestran los tamaños relativos de los iones Na (morado) y Cl (verde). Sólo porciones de la mayor parte de los iones quedan dentro de las fronteras de la celda unitaria sencilla
  • 56. EJERCICIO TIPO 2  Determine el número neto de iones Na+ y Cl ̶ en la celda unitaria de NaCl (Figura 8).
  • 57. EJERCICIO TIPO 2 Solución Análisis  Debemos sumar los diversos elementos que contribuyen para determinar el número de iones Na+ y Cl ̶ en la celda unitaria.
  • 58. EJERCICIO TIPO 2 Solución Estrategia  Para hallar el número total de iones de cada tipo, debemos identificar las diversas posiciones dentro de la celda unitaria y determinar la fracción del ion que queda dentro de los límites de la celda unitaria.
  • 59. EJERCICIO TIPO 2 Solución Resolución  Hay un cuarto de ion Na+ en cada arista, un Na+ entero en el centro del cubo (remítase también a la figura 7), un octavo de ion Cl ̶ en cada esquina y medio ion Cl ̶ en cada cara.
  • 60. EJERCICIO TIPO 2 Solución  Asítenemos lo siguiente:  Na+: 1   4  Na por arista  *12 aristas   3 Na   1 Na  por centro  * 1 centro   1 Na
  • 61. EJERCICIO TIPO 2 Solución  Cl ̶:   Cl por esquina *  8 esquinas   1Cl 1   Cl por cara *  6 caras   3Cl 2
  • 62. EJERCICIO TIPO 2 Solución  Por tanto, la celda unitaria contiene   4 Na y 4 Cl
  • 63. EJERCICIO TIPO 2 Comprobación:  El resultado concuerda con la estequiometria del compuesto:   1 Na y 1Cl
  • 64. Empaquetamiento compacto de esferas  Las estructuras que los sólidos cristalinos adoptan son aquellas que permiten el contacto más íntimo entre las partículas, a fin de aumentar al máximo las fuerzas de atracción entre ellas.
  • 65. Empaquetamiento compacto de esferas  En muchos casos, las partículas que constituyen los sólidos son esféricas o casi esféricas.
  • 66. Empaquetamiento compacto de esferas  Tales el caso de los átomos en los sólidos metálicos.
  • 67. Empaquetamiento compacto de esferas  Por tanto, resulta interesante considerar la forma en que esferas de igual tamaño se pueden empacar de la forma más eficiente (esto es, con el mínimo de espacio vacío).
  • 68. Figura 7  (a)Empaqueta  miento compacto de una sola capa de esferas de igual tamaño.
  • 69. Figura 7  (b)En la estructura de empaquetamiento compacto hexagonal, los átomos de la tercera capa quedan directamente arriba de los de la primera capa. El orden de las capas es ABAB.
  • 70. Figura 7  (c) En la estructura de empaquetamiento compacto cúbica, los átomos de la tercera capa no están directamente arriba de los de la primera capa. En vez de ello, están un poco desfasados, y es la cuarta capa la que queda directamente arriba de la primera. Así, el orden de las capas es ABCA.
  • 73. Empaquetamiento compacto de esferas  Elacomodo más eficiente de una capa de esferas de igual tamaño se muestra en la figura 7(a).
  • 74. Empaquetamiento compacto de esferas  Cada esfera está rodeada por otras seis en la capa. Se puede colocar una segunda capa de esferas en las depresiones de la primera, encima de ella.
  • 75. Empaquetamiento compacto de esferas  Luego se puede agregar una tercera capa sobre la segunda con las esferas asentadas en las depresiones de la segunda capa.
  • 76. Empaquetamiento compacto de esferas  Sin embargo, hay dos tipos de depresiones para esta tercera capa, y dan pie a diferentes estructuras, como se muestra en la figura 7(b) y (c).
  • 77. Empaquetamiento compacto de esferas  Silas esferas de la tercera capa se colocan alineadas con las de la primera, como en la figura 7(b), la estructura se denomina empaquetamiento compacto hexagonal.
  • 78. Empaquetamiento compacto de esferas  La tercera capa repite la primera, la cuarta repite la segunda, y así sucesivamente para dar una secuencia de capas que denotamos con ABAB.
  • 79. Empaquetamiento compacto de esferas  Por otro lado, las esferas de la tercera capa se pueden colocar de modo que no queden exactamente arriba de las esferas de la primera capa.  La estructura resultante, que se muestra en la figura 7(c), se denomina de empaquetamiento compacto cúbico.
  • 80. Empaquetamiento compacto de esferas  En este caso es la cuarta capa la que repite la primera, y la secuencia de capas es ABCA.  Aunque no puede verse en la figura 7(c), la celda unitaria de la estructura de empaquetamiento compacto cúbica es cúbica centrada en las caras.
  • 81. Empaquetamiento compacto de esferas  En las dos estructuras de empaquetamiento compacto, cada esfera tiene 12 vecinas más cercanas equidistantes: seis en un plano, tres arriba de ese plano y tres abajo.
  • 82. Empaquetamiento compacto de esferas  Decimosque cada esfera tiene un número de coordinación de 12.
  • 83. Empaquetamiento compacto de esferas  El número de coordinación es el número de partículas que rodean inmediatamente a una partícula en la estructura cristalina.
  • 84. Empaquetamiento compacto de esferas  En ambos tipos de empaquetamiento compacto, el 74% del volumen total de la estructura está ocupado por esferas; el 26% es espacio vacío entre las esferas.
  • 85. Empaquetamiento compacto de esferas  En comparación, cada esfera de la estructura cúbica centrada en el cuerpo tiene un número de coordinación de 8, y sólo el 68% del espacio está ocupado.
  • 86. Empaquetamiento compacto de esferas  En la estructura cúbica simple, el número de coordinación es 6, y sólo el 52% del espacio está ocupado.
  • 87. Empaquetamiento compacto de esferas  Si esferas de tamaño desigual están empacadas en una red, las partículas grandes a veces asumen uno de los acomodos de empaquetamiento compacto, y las partículas pequeñas ocupan los huecos entre las esferas grandes.
  • 88. Empaquetamiento compacto de esferas  Por ejemplo, en el Li2O los iones óxido, más grandes, adoptan una estructura de empaquetamiento compacto cúbico, y los iones Li, más pequeños, ocupan las cavidades pequeñas que existen entre los iones óxido.
  • 89. Enlaces en los sólidos  Las propiedades físicas de los sólidos cristalinos, como su punto de fusión y su dureza, dependen tanto del acomodo de las partículas como de las fuerzas de atracción entre ellas.
  • 90. Enlaces en los sólidos
  • 91. Figura 8  Comparación de los puntos de fusión y de ebullición del benceno, el tolueno y el fenol.
  • 92. Sólidos moleculares  Lossólidos moleculares consisten en átomos o moléculas unidos por fuerzas intermoleculares (fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y puentes de hidrógeno).
  • 93. Sólidos moleculares  Dado que estas fuerzas son débiles, los sólidos moleculares son blandos.
  • 94. Sólidos moleculares  Además, estos sólidos suelen tener puntos de fusión relativamente bajos (por lo regular de menos de 200ºC).
  • 95. Sólidos moleculares  Casi todas las sustancias que son gases o líquidos a temperatura ambiente forman sólidos moleculares a temperaturas bajas.  Como ejemplos podemos citar a Ar, H2O y CO2.
  • 96. Sólidos moleculares  Las propiedades de los sólidos moleculares no sólo dependen de la intensidad de las fuerzas que actúan entre las moléculas, sino también de la capacidad de las moléculas para empacarse de forma eficiente en tres dimensiones.
  • 97. Sólidos moleculares  Por ejemplo, el benceno (C6H6) es una molécula plana altamente simétrica.  El benceno tiene un punto de fusión más alto que el tolueno, un compuesto en el que uno de los átomos de hidrógeno del benceno ha sido sustituido por un grupo CH3 (Figura 8).
  • 98. Sólidos moleculares  La menor simetría de las moléculas de tolueno evita que se empaquen de forma tan eficiente como las de benceno.  En consecuencia, las fuerzas intermoleculares que dependen de un contacto íntimo no son tan eficaces, y el punto de fusión es más bajo.
  • 99. Sólidos moleculares  En contraste, el punto de ebullición del tolueno es más alto que el del benceno, lo que indica que las fuerzas de atracción intermoleculares son mayores en el tolueno líquido que en el benceno líquido.
  • 100. Sólidos moleculares  Los puntos de fusión y de ebullición del fenol, otro benceno sustituido que se muestra en la figura 8, son ambos más altos que los del benceno a causa de la capacidad para formar puentes de hidrógeno del grupo OH del fenol.
  • 101. Sólidos de red covalente  Los sólidos de red covalente consisten en átomos unidos en grandes redes o cadenas mediante enlaces covalentes.
  • 102. Sólidos de red covalente  Puesto que los enlaces covalentes son mucho más fuertes que las fuerzas intermoleculares, estos sólidos son mucho más duros y tienen un punto de fusión más alto que los sólidos moleculares.
  • 103. Sólidos de red covalente  El diamante y el grafito, dos alótropos del carbono son sólidos de red covalente. Otros ejemplos incluyen el cuarzo, SiO2, el carburo de silicio, SiC, y el nitruro de boro, BN.
  • 104. Figura 9  Figura 9 Estructuras de (a) diamante y (b) grafito. El color azul en (b) se añadió para destacar la planaridad de las capas de carbono
  • 105. Sólidos de red covalente  Figura 9 Estructuras de (a) diamante y (b) grafito. El color azul en (b) se añadió para destacar la planaridad de las capas de carbono
  • 106. Sólidos de red covalente  En el diamante, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos de carbono como se muestra en la figura 9(a)
  • 107. Sólidos de red covalente  Esta matriz tridimensional interconectada de fuertes enlaces sencillos carbono-carbono contribuye a la inusitada dureza del diamante.
  • 108. Sólidos de red covalente  Los diamantes de grado industrial se emplean en las hojas de sierras para los trabajos de corte más exigentes.
  • 109. Sólidos de red covalente  El diamante también tiene un elevado punto de fusión, 3550ºC.
  • 110. Sólidos de red covalente  En el grafito, los átomos de carbono están dispuestos en capas de anillos hexagonales interconectados como se muestra en la Figura 9(b).
  • 111. Sólidos de red covalente  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.
  • 112. Sólidos de red covalente  De hecho, los enlaces se parecen a los del benceno, con enlaces deslocalizados que se extienden sobre las capas
  • 113. Sólidos de red covalente  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. (Si el lector alguna vez ha desarmado una batería de linterna, sabrá que el electrodo central de la batería está hecho de grafito.)
  • 114. Sólidos de red covalente  Las capas, separadas 3.41 Å, se mantienen unidas por débiles fuerzas de dispersión.
  • 115. Sólidos de red covalente  Las capas se deslizan fácilmente unas sobre otras cuando se frotan, lo que hace que la sustancia se sienta grasosa. El grafito se utiliza como lubricante y para fabricar la “puntilla” de los lápices.
  • 116. Sólidos iónicos  Los sólidos iónicos consisten en iones que se mantienen unidos por enlaces iónicos.
  • 117. Sólidos iónicos  La fuerza de un enlace iónico depende en gran medida de las cargas de los iones. Así, el NaCl, en el que los iones tienen cargas de 1 y 1, tiene un punto de fusión de 801 ºC, mientras que el MgO, en el que las cargas son 2 y 2, funde a 2852 ºC.
  • 118. Sólidos iónicos  Las estructuras de los sólidos iónicos simples se pueden clasificar en unos cuantos tipos básicos. La estructura del NaCl es un ejemplo representativo de un tipo.
  • 119. Sólidos iónicos  Otros compuestos que poseen esta misma estructura son LiF, KCl, AgCl y CaO. En la figura 10 se muestran otros tres tipos comunes de estructuras cristalinas.
  • 120. Sólidos iónicos  La estructura que un sólido iónico adopta depende en gran parte de las cargas y los tamaños relativos de los iones.
  • 121. Sólidos iónicos  En la estructura del NaCl, por ejemplo, los iones Na tienen un número de coordinación de 6 porque cada ion Na está rodeado por seis iones Cl como vecinos inmediatos.
  • 122. Sólidos iónicos  En la estructura del CsCl [Figura 9(a)], en cambio, los iones Cl adoptan un acomodo cúbico simple en el que cada ion Cs está rodeado por ocho iones Cl-.
  • 123. Sólidos iónicos  Celdas unitarias de algunos tipos comunes de estructuras cristalinas que  presentan los sólidos iónicos:  (a) CsCl
  • 124. Sólidos metálicos  Los sólidos metálicos consisten exclusivamente en átomos de metal.
  • 125. Sólidos metálicos  Lossólidos metálicos suelen tener estructuras de empaquetamiento compacto hexagonal, de empaquetamiento compacto cúbico (cúbica centrada en las caras) o cúbica centrada en el cuerpo.
  • 126. Sólidos metálicos  Así, cada átomo normalmente tiene 8 o 12 átomos adyacentes.
  • 127. Sólidos metálicos  Los enlaces metálicos son demasiado fuertes para deberse a fuerzas de dispersión de London, y sin embargo no hay suficientes electrones de valencia para formar enlaces covalentes ordinarios entre los átomos.
  • 128. Sólidos metálicos  La unión se debe a electrones de valencia que están deslocalizados a lo largo de todo el sólido.
  • 129. Sólidos metálicos  De hecho, podemos visualizar el metal como una matriz de iones positivos sumergida en un mar de electrones de valencia deslocalizados, como se muestra en la figura 10
  • 130. Sólidos metálicos  Los metales varían considerablemente en cuanto a la fuerza de sus enlaces, como pone de manifiesto su amplia gama de propiedades físicas, como dureza y punto de fusión.
  • 131. Sólidos metálicos  No obstante, la fuerza de los enlaces generalmente aumenta al aumentar el número de electrones disponibles para los enlaces.
  • 132. Sólidos metálicos  Así, el sodio, que sólo tiene un electrón de valencia por átomo, funde a 97.5ºC, mientras que el cromo, con seis electrones más allá del centro de gas noble, funde a 1890ºC.
  • 133. Sólidos metálicos  La movilidad de los electrones explica por qué los metales son buenos conductores del calor y la electricidad.
  • 134. Figura 11  Corte seccional de un metal. Cada esfera representa el núcleo y los electrones internos de un átomo metálico. La “nube” colorida que los rodea representa el mar móvil de electrones que une a los átomos.