Cristales ionicos
Propiedades físicas y tipos de cristal
Por experiencia personal sabías que los sólidos exhiben una amplia gama de propiedades físicas. Algunos, como el diamante, son muy difíciles; otros, como naftaleno (bolas de polilla) o hielo, son suaves, en comparación, y se aplastan fácilmente. Algunos sólidos, como cristales de sal o hierro, tienen puntos de fusión elevados, mientras que otros, como la cera de vela, se derriten a bajas temperaturas. Algunos conducen bien la electricidad, pero otros no conducen.
Las propiedades físicas como estas dependen de los tipos y fuerzas de las fuerzas atractivas que mantienen unidas las partículas en el sólido. Aunque no se pueden hacer predicciones exactas, existen algunas generalizaciones. Al hacer estas generalizaciones, podemos dividir los cristales en varios tipos de acuerdo con los tipos de partículas ubicadas en los sitios en la red y los tipos de atracciones que existen entre las partículas.
Cristales iónicos
Los cristales iónicos son duros, tienen altos puntos de fusión y son frágiles. Cuando se derriten, los líquidos resultantes conducen bien la electricidad. Estas propiedades reflejan las fuertes fuerzas de atracción entre los iones de carga opuesta, así como las repulsiones que ocurren cuando los iones de carga similar se colocan uno cerca del otro.
Son frágiles y tienden a romperse en cristales más pequeños cuando están estresados. Cuando un cristal es martillado o estresado, los iones con cargas similares son forzados a estar muy cerca. El cristal se autodestruye literalmente debido a la repulsión electrostática.
Cristales moleculares
Los cristales moleculares son sólidos en los cuales los sitios reticulares están ocupados por átomos, como en argón sólido o criptón, o por moléculas, como en CO2 sólido, SO2 o H2O. Tales sólidos tienden a ser blandos y tienen puntos de fusión bajos porque las partículas en el sólido experimentan atracciones intermoleculares relativamente débiles. Los cristales son blandos porque se necesita poco esfuerzo para separar las partículas o moverlas una al lado de la otra. El sólido se derrite a bajas temperaturas porque las partículas necesitan poca energía cinética para separarse del sólido. Si los cristales contienen solo átomos individuales, como argón sólido o kriptón, o si están compuestos de moléculas no polares, como en el naftaleno, las únicas atracciones entre las moléculas son las fuerzas de Londres. En los cristales que contienen moléculas polares, como el dióxido de azufre, las principales fuerzas que mantienen juntas a las partículas son las atracciones dipolo-dipolo. En cristales como el agua, las principales fuerzas de atracción se deben al enlace de hidrógeno.
Cristales covalentes
Los cristales covalentes son sólidos en los que los puntos reticulares están ocupados por átomos que están unidos covalentemente a otros átomos en sitios vecinos de la red cristalina. El resultado es un cristal que es esencialmente una molécula gigantesca. Estos sólidos a veces se denominan sólidos de red debido a la red entrelazada de enlaces covalentes que se extienden por todo el cristal en todas las direcciones. Un ejemplo típico es el diamon.
La estructura de arriba es de diamante. Observe que cada átomo de carbono está covalentemente unido a otros cuatro en las esquinas de un tetraedro. Esta estructura se extiende por todo un cristal de diamante. (En el diamante, por supuesto, todos los átomos son idénticos. Aquí hay diferentes sombras solo para que sea más fácil visualizar la estructura).
Los cristales covalentes tienden a ser duros y tienen puntos de fusión muy altos debido a las fuertes atracciones entre átomos unidos covalentemente. No conducen electricidad porque los electrones están ligados demasiado fuertemente a los enlaces. Otros ejemplos de cristales covalentes son cuarzo (SiO2 – granos típicos de arena) y carburo de silicio (SiC – un abrasivo común usado en papel de lija).
Cristales metálicos
Los cristales metálicos tienen propiedades que son bastante diferentes de las de los otros tres tipos de cristales anteriores. Ellos conducen bien el calor y la electricidad, y tienen el lustre que característicamente asociamos con los metales. Se han desarrollado varios modelos diferentes para describir los metales. El más simple ve el cristal como que tiene iones positivos en las posiciones reticulares que están rodeados por electrones en una nube que se extiende por todo el sólido.
Los electrones en esta nube no pertenecen a un único ion positivo, sino al cristal como un todo. Debido a que los electrones no están localizados en ningún átomo, son libres de moverse con facilidad, lo que explica la conductividad eléctrica de los metales. Por su movimiento, los electrones también pueden transmitir energía cinética rápidamente a través del sólido, por lo que los metales también son buenos conductores de calor. Debido a que los electrones son libres de moverse con facilidad, incluso los puntos reticulares son móviles o deformables y esto ayuda a explicar la maleabilidad de los metales. A pesar de que los puntos reticulares y los electrones son libres de moverse, existen algunas fuerzas de atracción fuertes en el trabajo que ayudan a explicar la ductilidad en algunos metales. Este modelo también explica el brillo de los metales. Cuando la luz brilla en el metal, los electrones sueltos vibran fácilmente y reemiten la luz con la misma frecuencia e intensidad.
No es posible hacer simgeneralizaciones sobre los puntos de fusión de los metales. Algunos tienen puntos de fusión muy altos, como el tungsteno, mientras que otros como el mercurio tienen puntos de fusión bastante bajos. Hasta cierto punto, el punto de fusión depende de la carga de los iones positivos en los cristales metálicos. Los iones del Grupo IA tienden a existir como cationes con una carga +1, y solo se sienten débilmente atraídos por el “mar de electrones” que los rodea. Los átomos de metales del Grupo IIA, sin embargo, tienden a formar cationes con una carga de +2. Estos iones más cargados se unen más fuertemente al mar de electrones circundante, por lo que los metales del Grupo IIA tienen puntos de fusión más altos que sus vecinos en el Grupo IA. Por ejemplo, el magnesio se funde a 650 ° C pero el sodio se funde a 98 ° C. El tungsteno, que tiene un punto de fusión muy alto, debe tener atracciones muy fuertes entre sus átomos, lo que sugiere que probablemente también haya algún enlace covalente en ellos.