Generalidades sobre Sólidos

Presentación del tema: "Generalidades sobre Sólidos"— Transcripción de la presentación:

1 Generalidades sobre Sólidos
Prof. Sergio Casas-Cordero E.

2 Propiedades de las sustancias
Características de los sólidos de red covalente Los átomos están unidos por una red continua de enlaces covalentes. Malos conductores eléctricos. Insolubles en todos los disolventes comunes. Puntos de fusión muy elevados (1000ºC) Ejemplos comunes: C (grafito/diamante) Pf= 3500 ºC Cuarzo (Silicatos: SiO2, SiO32-, Si4O104-, ..)

3 Características de los sólidos iónicos
Propiedades de las sustancias Características de los sólidos iónicos Se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas intensas entre iones contiguos con cargas opuestas. (NaCl, MgO, Na2CO3, ...) Muchos compuestos iónicos son solubles en agua y disolventes polares. (Son insolubles en disolventes apolares) No conducen la electricidad, puesto que los iones tienen posiciones fijas en la estructura sólida. Sin embargo son buenos conductores cuando están fundidos o disueltos en agua. No son volátiles y tienen un punto de fusión alto.

4 Propiedades de las sustancias
Características de los sólidos metálicos Las unidades estructurales son los electrones y cationes. M+ e- M+ e- M+ e- M+ e- M+ e- M+ e- Conductividad eléctrica elevada (e- móviles) Conductividad térmica alta. Dúctiles (cables) y maleables (láminas) Brillo. (reflejan la luz) Puntos de fusión muy variados (-39ºC (Hg) hasta 3419ºC(W)) Insoluble en agua y otros disolventes comunes. El único metal líquido es el Hg, que disuelve a otros metales formando disoluciones llamadas amalgamas.

5 Estructuras cristalinas
Los cristales tienen formas geométricas definidas debido a que los átomos o iones, están ordenados según un patrón tridimensional definido. Mediante la técnica de difracción de Rayos X, podemos obtener información básica sobre las dimensiones y la forma geométrica de la celda unidad, la unidad estructural más pequeña, que repetida en las tres diemensiones del espacio nos genera el cristal . Celda unidad

6 Cúbica centrada en las caras Cúbica centrada en el cuerpo
Estructuras cristalinas Celdas unidad en el sistema cristalino cúbico Cúbica centrada en las caras Cúbica sencilla Cúbica centrada en el cuerpo

7 Estructuras cristalinas
Empaquetamiento hexagonal compacto

8 Estructuras cristalinas
Tipos de huecos Huecos tetraédricos Huecos octaédricos

9 Estructuras cristalinas
Nº de coordinación Hexagonal compacto Cúbico compacto

10 Estructuras cristalinas
Cloruro de Cesio - C.U: cúbica centrada en el cuerpo - Nº de coordinación para ambos iones es 8

11 Estructuras cristalinas
Cloruro de Sodio - C.U: cúbica centrada en las caras para los aniones - Nº de coordinación para ambos iones es 6 - Los cationes ocupan todos los huecos octaédricos

12 Estructuras cristalinas
ZnS (blenda de zinc) - C.U: cúbica centrada en las caras para los aniones - Nº de coordinación para ambos iones es 4 - Los cationes ocupan la mitad de los huecos tetraédricos

13 Estructuras cristalinas
CaF2 (fluorita) - C.U: cúbica centrada en las caras para los cationes - Nº de coordinación para el catión y el anión son 8:4 - Los aniones ocupan todos los huecos tetraédricos

14 Estructuras cristalinas
TiO2 (rutilo) - C.U: hexagonal compacto para aniones - Nº de coordinación para el catión y el anión son 6:3 - Los cationes ocupan la mitad de los huecos octaédricos

15 La energía del enlace iónico
Entalpía reticular Cuando un mol de iones positivos y un mol de iones negativos se aproximan desde el infinito hasta las posiciones de equilibrio que ocupan en el cristal, se produce un H llamado entalpía reticular (HU). M+(g) + X-(g)  MX(s) La entalpía reticular (Energía reticular) es siempre negativa, se trata de un proceso exotérmico. Se puede calcular mediante el ciclo de Born - Haber.

16 La energía del enlace iónico
El ciclo de Born - Haber D H f (MX) M(s) /2 X 2 (g) MX(s) 1/2 D H dis (X ) D H s (M) 2 D H M(g) X U (MX (g)) (g) I (M) A e (X) M + (g) X - (g)

17 Hf + ½ Hdis + Hu + EA + EI + Hs = 0
Es un ciclo termodinámico consecuencia de la ley de Hess Hf + ½ Hdis + Hu + EA + EI + Hs = 0 A mayor Hu: menor distancia interionica (Di = Rc + Ra) mayor intensidad del enlace químico menor solubilidad en agua del cristal

18 Hu LiF 1030 KF 808 MgCl2 2326 LiCl 834 KCl 701 SrCl2 2127 LiI 730 KBr
COMPUESTO Hu LiF 1030 KF 808 MgCl2 2326 LiCl 834 KCl 701 SrCl2 2127 LiI 730 KBr 671 NaF 922 CsF 734 MgO 3795 NaCl 788 CsCl 660 CaO 3414 NaBr 752 CsBr 636 NaI 704 CsI 600

19 Distancia Interionica (DI) en picometro (pm)
Li1+ Na1+ K1+ Rb1+ Cs1+ F1- 201 231 266 282 300 Cl1- 257 281 314 327 356 Br1- 275 298 329 343 371 I1- 323 353 366 395

20 La energía del enlace iónico
Ciclo de Born - Haber para el NaCl Afinidad electrónica Ionización Disociación Sublimación Energía reticular inicio final