Generalidades sobre Sólidos

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. 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- • 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. Los tres tipos de celdas cúbicas

7. 2 celdas unitarias lo comparten 8 celdas unitarias lo comparten

8. 1 átomo/celda unitaria (8 x 1/8 = 1)

9. 2 átomos/celda unitaria (8 x 1/8 + 1 = 2)

10. 4 átomos/celda unitaria (8 x 1/8 + 6 x 1/2 = 4)

12. d = d = m m V V x = x 1 mol Ag 107.9 g 7.17 x 10-22 g 6.022 x 1023 átomos mol Ag 6.83 x 10-23 cm3 Cuando la plata cristaliza forma celdas cúbicas centradas en las caras. La longitud de la arista de la celda unitaria es de 409 pm. Calcule la densidad de la plata. V = a3 = (409 pm)3 = 6.83 x 10-23 cm3 4 átomos/celda unitaria en una celda cúbica centrada en las caras m = 4 Ag átomos = 7.17 x 10-22 g = 10.5 g/cm3

13. Dispositivo para obtener un patrón de difracción de rayos X de un cristal

14. Reflexión de rayos X por dos planos de átomos Rayos reflejados Rayos incidentes 2d senq = nl Distancia adicional = BC + CD = (Ecuación Bragg)

15. Ecuación de Bragg n = número entero λ = longitud de onda de los rayos X empleados d = distancia entre los planos de sus caras (arista) θ = ángulo de difracción

16. 1 x 154 pm = 2 x sen14.17 nl 2senq Un cristal difracta los rayos X de longitud igual a 0.154 nm con un ángulo de 14.170. Suponiendo que n = 1, ¿cuál es la distancia (en pm) entre las capas del cristal? nl = 2d sen q n = 1 q = 14.170 l = 0.154 nm = 154 pm = 77.0 pm d =

18. El Enlace Químico Prof. Sergio Casas-Cordero E.

19. Enlace Químico: Se define como la fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto o elemento. Existen diferentes tipos de enlace, dependiendo de su capacidad para: ceder, captar o compartir electrones. • Clasificación del Enlace Químico:Enlace iónico, ∆EN ≥ 1,7 • Enlace MetálicoEnlace Covalente, ∆EN < 1,7 - Puro, ∆EN = 0 - Coordinado - Polar, 1,7 > ∆EN ≠ 0

20. Enlace iónico

21. Compuesto iónico • Son aquellos que presentan enlace iónico y están formados por iones de distinta carga, los cuales se disponen alternadamente formando una estructura tridimensional bien definida, denominada estructura cristalina (Celda Unidad). • se forman al reaccionar un metal con un no metal. • Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los átomos del no metal aceptan los electrones (se forma un anión). • Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

22. El metal posee baja energía de ionización y el no metal posee alta energía de ionización. • Normalmente se forman entre los elementos metálicos del grupo 1 y 2 o de transición y los elementos no metálicos del grupo 16 y 17.

23. Comportamiento periódico del radio Atómico y del carácter metálico

25. Propiedades de los compuestos iónicos • Elevados puntos de fusión y ebullición • Solubles en agua y en solventes polares • Sólidos a 25 ºC, no volátiles • No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido. video. • Al intentar deformarlos, se rompe la estructura cristalina mayor en fragmentos cristalinos de geometría idéntica (fragilidad) por desplazamiento y repulsión de iones

26. Fragmentación de un sólido Iónico

27. Solubilidad y Temperatura

28. 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

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

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

31. 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

32. 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

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

34. Estructuras cristalinas TiO2 (rutilo) - C.U: hexagonal compacto para aniones - Nº de coordinación para el catión y el anión son 2:4 - Los cationes ocupan la mitad de los huecos octaédricos

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

36. El ciclo de Born - Haber D H (MX) f M(s) + 1/2 X2 (g) MX(s) D 1/2 ∆H(dis) H (M) s X (g) ∆H red MX (g) M (g) EI (M) EA (X) M1+(g) + X1-(g)

37. Es un ciclo termodinámico consecuencia de la ley de Hess menor distancia interionica (Di = Rc + Ra) mayor intensidad del enlace químico menor solubilidad en agua del cristal

39. Distancia Interionica (DI) en picometro (pm)

41. La energía del enlace iónico Ciclo de Born - Haber para el NaCl Ionización Afinidad electrónica Enlace Sublimación inicio Energía reticular Formación fin

42. Propiedades Termodinámicas Energía de Enlace: Energía necesaria para romper los enlaces de un mol de moléculas en estado gaseoso. X2(g) + ΔH(enlace) 2 X(g)

43. Energía de Sublimación: Energía necesaria para transformar al estado gaseoso un mol de una sustancia en estado sólido. M(s) + ΔH(sublimación)  M(g)

44. Energía de Ionización: Energía necesaria para sacar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso. M(g) + ΔH(ionización)  M1+(g) + 1 e-

45. Energía de Ionización

46. Energía de Formación: Energía liberada o absorbida cuando se forma un mol de compuesto desde sus elementos en estado natural (forma más abundante). M(s) + ½ X2(g)  MX(s) ΔH < 0 proceso exotérmico ΔH > 0 proceso endotérmico

47. Energía de Afinidad electrónica (Electroafinidad): Es la Energía liberada cuando un mol de átomos gaseosos ganan un mol de electrones. X(g) + 1 e-  X1-(g) + ΔH(electroafinidad)

48. Electroafinidad

49. Energía Reticular:Energía liberada cuando se forma un mol de celdas cristalinas a partir de los iones gaseosos. M1+(g) + X1-(g)  MX(s) + ∆Hºred

50. Calcular la entalpía de formación del Yoduro de Potasio, KI (∆Hf) a partir del ciclo de Born-Haber. DATOS:1. Energía reticular, ∆Hred = - 631,8 KJ/mol 2. ∆Hs del K(s) = + 87,9 KJ/mol. 3. ∆Hs del I2(s) = + 43,5 KJ/mol. 4. ∆H enlace del I2(g)= + 150,9 KJ/mol. 5. Energía de ionización del K(g) = + 418,7 KJ/mol. 6. Afinidad Electrónica del I(g) = - 302,53 KJ/mol.