Generalidades sobre Generalidades sobre Sólidos Sólidos Prof. Sergio Casas- Prof. Sergio Casas- Cordero E. Cordero E.
Jan 12, 2016
Generalidades sobre SólidosGeneralidades sobre Sólidos
Prof. Sergio Casas-Cordero E.Prof. Sergio Casas-Cordero E.
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-, Si4O10
4-, ..)
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.
Propiedades de las sustancias
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.
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 .
Celdaunidad
Los tres tipos de celdas cúbicas
8 celdas unitarias lo comparten
2 celdas unitarias lo comparten
1 átomo/celda unitaria
(8 x 1/8 = 1)
2 átomos/celda unitaria
(8 x 1/8 + 1 = 2)
4 átomos/celda unitaria(8 x 1/8 + 6 x 1/2 = 4)
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.
d = m
VV = 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 átomos107.9 g
mol Agx
1 mol Ag
6.022 x 1023 átomosx = 7.17 x 10-22 g
d = m
V
7.17 x 10-22 g
6.83 x 10-23 cm3= = 10.5 g/cm3
Dispositivo para obtener un patrón
de difracción de rayos X de un cristal
Distancia adicional = BC + CD = 2d sen = n (Ecuación Bragg)
Reflexión de rayos X por dos planos de átomos
Rayos incidentes Rayos reflejados
Ecuación de Bragg
senθ d 2 λ n n = número enteroλ = longitud de onda de los rayos X empleadosd = distancia entre los planos de sus caras (arista)θ = ángulo de difracción
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?
n = 2d sen n = 1 = 14.170
= 0.154 nm = 154 pm
d =n
2sen=
1 x 154 pm
2 x sen14.17= 77.0 pm
El Enlace Químico
Prof. Sergio Casas-Cordero E.
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
Enlace iónico
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.
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.
Comportamiento periódico del radioAtómico y del carácter metálico
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
Fragmentación de un sólido Iónico
Solubilidad y Temperatura
Estructuras cristalinasLos 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
Celdas unidad en el sistema cristalino cúbico
Cúbica sencilla Cúbica centrada en
el cuerpo
Cúbica centrada en
las caras
Estructuras cristalinas
Estructuras cristalinas
Cloruro de Cesio
- C.U: cúbica centrada en el cuerpo
- Nº de coordinación para ambos iones es 8
Cloruro de Sodio
Estructuras cristalinas
- 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
ZnS (blenda de zinc)
Estructuras cristalinas
- 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
CaF2 (fluorita)
Estructuras cristalinas
- 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
TiO2 (rutilo)
Estructuras cristalinas
- 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
La energía del enlace iónico
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
Entalpía reticular ∆Hred
La entalpía reticular (Energía reticular) es siempre
negativa, se trata de un proceso exotérmico. Se puede calcular
mediante el ciclo de Born - Haber.
El ciclo de Born - Haber
M(s) + 1/2 X2 MX(s)(g)Hf (MX)
Hs (M) 1/2 ∆H(dis)
M (g)
EI (M) EA (X)
M1+(g) + X1-(g)
∆H red MX (g)X (g)
Hf + ½ Hdis + Hred + EA + EI + Hs = 0
Es un ciclo termodinámico consecuencia de la ley de Hess
A mayor Hred:
menor distancia interionica (Di = Rc + Ra)mayor intensidad del enlace químicomenor solubilidad en agua del cristal
COMPUESTO Hred COMPUESTO Hred COMPUESTO Hred
LiF 1030 KF 808 MgCl2 2326
LiCl 834 KCl 701 SrCl2 2127
LiI 730 KBr 671 MgO 3795NaF 922 CsF 734 CaO 3414
NaCl 788 CsCl 660
NaBr 752 CsBr 636
NaI 704 CsI 600
Li1+ Na1+ K1+ Rb1+ Cs1+
F1- 201 231 266 282 300
Cl1- 257 281 314 327 356
Br1- 275 298 329 343 371
I1- 300 323 353 366 395
Distancia Interionica (DI) en picometro (pm)
inicio
fin
La energía del enlace iónico
Ciclo de Born - Haber para el NaCl
Sublimación
Enlace
Ionización Afinidad electrónic
a
Energía reticular
Formación
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)
Energía de Sublimación: Energía necesaria para transformar al estado gaseoso un mol de una sustancia en estado sólido.
M(s) + ΔH(sublimación) M(g)
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-
Energía de Ionización
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
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)
Electroafinidad
M1+(g) + X1-(g) MX(s) + ∆Hºred
Energía Reticular: Energía liberada cuando se forma un mol de celdas cristalinas a partir de los iones gaseosos.
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.
K(s) + ½ I2(s) KI(s) ∆Hf = ?
1) K1+(g) + I1-(g) KI(s) ∆Hred = - 631,8
2) K(s) K(g) ∆Hs = + 87,9
3) ½ I2(s) ½ I2(g) ∆Hs = + 43,5 x ½
4) ½ I2(g) I(g) ∆Henlace = + 150.9 x ½
5) K(g) K1+(g) + 1 e- ∆Hionización = + 418,7
6) I(g) + 1 e- I1-(g) ∆Helectroafinidad =-302,53
K(s) + ½ I2(s) KI(s) ∆Hf = - 330,53 KJ/mol
fin
Fritz Haber, nació en Breslau, Alemania el 9 de diciembre de 1868
Max Born, Nacido el 11 de diciembre de 1882 en Breslau
El proceso de Born - Haber es la reacción del nitrógeno y el hidrógeno para producir amoníaco.
Como la reacción es muy lenta se acelera con un catalizador conteniendo hierro, es un óxido de hierro.
También para acelerar la reacción, se opera bajo condiciones de 200 atmósferas y 450 ºC:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) + ΔH
La reacción es exotérmica, libera calor.ΔHº = -46,2 KJ/mol y ΔSº < 025 ºC K = 6,8 a 105 atm. 450 ºC K = 7,8 a 10-2 atm.
Este descubrimiento, permitió a Alemania producir de manera industrial explosivos, sin necesidad de depender de la mayor fuente de nitratos del mundo en aquellos momentos, las reservas de guano depositadas en las
costas del norte Chile.
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