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Propiedades de las sustancias
La mayoría de las sustancias que son gases o líquidos son moleculares a 1atm y 25ºC, pero hay tres tipos de sólidos no moleculares como son sólidos covalentes, iónicos y metales). Tipos de sustancias: 1- Sustancias moleculares 2- Sólidos de red covalentes 3- Sólidos iónicos 4- Metales Características de las sustancias moleculares: Existen como entidades moleculares independientes.(Gases nobles, H2, CO2, I2, CH4, Br2, hidrocarburos, NH3, HCl, ...) No conductoras de la electricidad en estado puro. Son insolubles en agua, pero solubles en disolventes no polares (CCl4 o benceno) Puntos de ebullición y de fusión bajos. (Fuerzas intermoleculares débiles)
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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-, ..)
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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.
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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 las luz) Puntos de fusión muy variados (-39ºC (Hg) hasta 3419ºC(W)) Insoluble sen agua y otros disolventes comunes. El único metal líquido es el Hg, que disuelve a otros metales formando disoluciones llamadas amalgamas.
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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
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Estructuras cristalinas
Celdas unidad en el sistema cristalino cúbico Cúbica sencilla Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica centrada en las caras
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Estructuras cristalinas
Empaquetamiento hexagonal compacto
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Estructuras cristalinas
Tipos de huecos Hueco trigonal Huecos tetraédricos Huecos octaédricos
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Nº de coordinación Estructuras cristalinas Hexagonal compacto
Cúbico compacto
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Estructuras cristalinas
Cloruro de Cesio - C.U: cúbica centrada en el cuerpo - Nº de coordinación para ambos iones es 8
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Estructuras cristalinas
Cloruro Sódico - 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
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Estructuras cristalinas
ZnS (zinc blenda) - 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
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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
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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
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La energía del enlace iónico
Entalpía reticular Cuando un mol de iones positivos y un mol de iones negativos se 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 es siempre negativa, se trata de un proceso exotérmico. Se puede calcular mediante el ciclo de Born-Haber. Compuesto HU
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La energía del enlace iónico
El ciclo de Born-Haber Es un ciclo termodinámico consecuencia de la ley de Hess. 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) D H f = s + 1/2 D dis + I + A e U +
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La energía del enlace iónico
Ciclo de Born-Haber para el NaCl Afinidad electrónica Ionización Disociación Sublimación Energía reticular inicio final
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