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República Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular para la Educación Universidad de Oriente

Sólidos y líquidos

Teoría cinética molecular

A lo largo de la historia del pensamiento humano se ha elaborado un modelo acerca de cómo está constituida la materia, se conoce con el nombre de Modelo cinético molecular. Según éste modelo de materia, todo lo que vemos está formado por unas partículas muy pequeñas, que son invisibles aún a los mejores microscopios y que se llaman moléculas. Las moléculas están en continuo movimiento y entre ellas existen fuerza atractivas, llamadas fuerzas de cohesión. Las moléculas al estar en movimiento, se encuentran a una cierta distancia unas de otras. Entre las moléculas existe un espacio.

Teoría cinética molecular en los líquidos:

En los líquidos la fuerza de cohesión entre las moléculas son mayores y los espacios entre ellas son mucho menores por lo tanto estas se mueven a menor velocidad. La intensidad de la fuerza de cohesión no permite que las moléculas se separen. Las moléculas también pueden deslizarse unas sobre otras y pueden fluir y derramarse modificando su forma El movimiento continuo de estas moléculas hace que choquen entre sí con las paredes del recipiente ejerciendo una presión sobre las mismas. Las moléculas de la superficie de los líquidos solo son atraídas por las del interior de los mismos, por lo tanto, forman una especie de película o membrana que se denomina “tensión superficial.”

Interprete los procesos de:

 Fusión: La fusión es un proceso físico que se da en la materia. Consiste en el cambio de estado de sólido al líquido. Para que esto suceda, la materia necesita de una fuente que la provea de calor. Al suceder esto, los átomos reciben el calor y van ganando energía y sus moléculas se incrementan.

A más calor, más se agitan las moléculas y sus enlaces con otras se rompen lo que produce mayor movimiento y extensión. El término fusión se aplica también al proceso de calentar una mezcla de sólidos para obtener una disolución líquida simple. Un ejemplo cotidiano de fusión es lo que ocurre cuando exponemos la paleta de helado al sol. El calor que recibe la materia (helado) se transforma en energía, la misma provoca la separación de las moléculas de agua y otras sustancias que contiene el helado. Como consecuencia, este se derrite (regresa a su estado líquido). Algunos aceites que en temperatura ambiente están sólidos y al pequeño contacto con el calor se derriten, es otro ejemplo claro.

 Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Al proceso inverso se le denomina deposición o sublimación regresiva; es decir, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido. Un ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse a presión y temperatura ambiente es el hielo seco.

 Evaporación: La evaporación es un proceso físico que consiste en el paso lento y gradual de un estado líquido hacia un estado gaseoso, tras haber adquirido suficiente energía para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, la evaporación se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más elevada aquella. No es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición. Cuando existe un espacio libre encima de un líquido, una parte de sus moléculas está en forma gaseosa, al equilibrase, la cantidad de materia gaseosa define la presión de vapor saturante, la cual no depende del volumen, pero varía según la naturaleza del líquido y la temperatura. Si la cantidad de gas es inferior a la presión de vapor saturante, una parte de las moléculas pasan de la fase líquida a la gaseosa: eso es la evaporación. Cuando la presión de vapor iguala a la atmosférica, se produce la ebullición.

 Deposición: La deposición es la transformación de un gas en un sólido. Es un proceso termodinámico, es decir que se origina por la acción conjunta y simultánea del calor y la presión. El proceso inverso de la deposición es la sublimación, es decir el cambio de estado de un sólido al estado gaseoso. Por eso, la deposición se denomina también sublimación inversa.

Dado que el proceso de deposición libera energía, es un cambio de fase (estado) exotérmico. Existen diversos procesos de deposición, algunos naturales (que se manifiestan espontáneamente en la naturaleza) y otros realizados deliberadamente a través de procesos tecnológicos que permiten crear objetos de sustancias puras, o bien utilizar un producto sólido para recubrir diferentes objetos.

 Solidificación: Es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia de líquido a sólido producido por una disminución en la temperatura. Es el proceso inverso a la fusión. Ejemplo de esto es cuando metes al congelador agua, como la temperatura es muy baja esto hace que se haga hielo, o en pocas palabras se convierta en sólido. En general, los compuestos disminuyen de volumen al solidificarse, aunque no sucede en todos los casos; en el caso del agua aumenta.

 Condensación: La condensación es el cambio en la materia de una sustancia a una fase más densa, como por ejemplo de gas (o vapor) a líquido. La condensación generalmente ocurre cuando un vapor se enfría, pero también puede ocurrir si se comprime (es decir, si se aumenta la presión) o se somete a una combinación de refrigeración y compresión. Al vapor que ha sido condensado de un líquido se le llama condensado. El dispositivo o la unidad donde se condensan los vapores en el líquido se llama condensador. Los condensadores se usan en intercambiadores de calor que tienen diversos diseños y tamaños.

Como afecta el cambio de estado la influencia de la temperatura:

Mientras tiene lugar un cambio de estado, la temperatura no varía se mantiene constante hasta que el cambio de estado se complete. El cambio de estado de sólido a líquido, fusión, tiene lugar a la temperatura de fusión que coincide con la temperatura de solidificación (cambio de estado de líquido a sólido, solidificación).

El cambio de estado de líquido a gas que ocurre de forma tumultuosa tiene lugar a la temperatura de ebullición y coincide con la temperatura de condensación (gas a líquido). Mientras dure el cambio de estado, la energía implicada (calentando o enfriando) se utiliza en cambiar el estado de agregación de las partículas, manteniéndose constante la temperatura, la energía cinética media de las partículas no varía.

Establezca la dependencia de la presión de vapor con la temperatura (Diagrama):

La presión de vapor depende sólo de la naturaleza del líquido o el sólido y de la temperatura. Se sabe que el agua no hierve a presión atmosférica y temperatura ambiente; sin embargo, cuando es calentada a 100 °C se presenta este fenómeno. Esto se debe a que la presión de vapor del agua a 100 °C es la presión atmosférica. Cualquier líquido en un recipiente abierto, hierve cuando es calentado a un nivel tal que su presión de vapor es la presión atmosférica. Inversamente, un líquido no hierve mientras que su presión de vapor es menor que dicha presión.

En el diagrama de fase los puntos a lo largo de la línea que conecta A y B representan todas las combinaciones de temperatura y de presión a las cuales el sólido esta en equilibrio con

el gas. Y la línea entre los puntos B y C es idéntica con el diagrama de la dependencia de la temperatura a la presión de vapor del líquido. Contiene todas las combinaciones de temperatura y de presión a las cuales el líquido hierve.

Interprete el diagrama de fase:

En este diagrama la línea de color verde marca el punto de congelación, mientras que la azul marca el punto de ebullición, el cual es el instante en el que se produce el cambio de estado de líquido a sólido, la línea roja marca el punto de sublimación. En el diagrama se muestran como estos varían con la presión. El punto de unión entre la línea, verde azul y roja se llama punto triple y es aquel en el cual coexisten en equilibrio el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso de la sustancia y por último la línea con puntos es la que muestra el comportamiento anómalo del agua.

Interprete el punto de ebullición de un líquido:

Definimos el punto de ebullición como la temperatura a la cual se produce la transición de la fase líquida a la gaseosa. En el caso de sustancias puras a una presión fija, el proceso de ebullición o de vaporización ocurre a una sola temperatura; conforme se añade calor la temperatura permanece constante hasta que todo el líquido ha hervido.

Interprete el punto de ebullición normal de un líquido:

El punto normal de ebullición se puede interpretar como el punto de ebullición a una presión total aplicada de 101.325 kilopascales (1 atm); es decir, la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a una atmósfera. El punto de ebullición aumenta cuando se aplica presión.

Relacionar el punto de ebullición con la temperatura:

Si ponemos al fuego un recipiente con agua, como el fuego está a mayor temperatura que el agua, le cede calor y la temperatura del agua va aumentando, lo que podemos comprobar si ponemos un termómetro en el agua. Cuando el agua llega a 100 °C, empieza a hervir, convirtiéndose en vapor de agua, y deja de aumentar su temperatura, pese a que el fuego sigue suministrándole calor. Con este ejemplo podríamos decir que la temperatura esta relacionada ampliamente con el punto de ebullición ya que si no agregaramos calor a una sustancia esta no podría alcanzar el punto de ebullición y por lo tanto hervir.

Relacionar las propiedades de los líquidos y explicarlas por medio del comportamiento cinético molecular:

Los líquidos se caracterizan porque las fuerzas internas del mismo no dependen de la deformación total, aunque usualmente sí dependen de la velocidad de deformación, esto es lo que diferencia a los sólidos deformables de los líquidos. Los fluidos reales se caracterizan por poseer una resistencia a fluir llamada viscosidad. Eso significa que en la práctica para mantener la velocidad en un líquido es necesario aplicar una fuerza o presión,

y si dicha fuerza cesa el movimiento del fluido cesa finalmente tras un tiempo finito. Por otro lado los líquidos poseen otra característica que les confiere la habilidad de poder pasar por cualquier orificio o agujero por más pequeño que sea, siempre que esté a un mismo o inferior nivel del recipiente en el que se encuentren (el líquido), a diferencia del restante estado de agregación conocido como sólido.

Esta característica es la fluidez y se debe a que un fluido puede adquirir una deformación arbitrariamente grande sin necesidad de ejercer una tensión mecánica, dado que en los líquidos la tensión mecánica o presión en el seno del fluido depende esencialmente de la velocidad de la deformación no de la deformación en sí misma. Además de esto todos los líquidos poseen una propiedad que no tienen los sólidos llamada tensión superficial la cual tiene origen debido a que las fuerzas que afectan a cada molécula son diferentes en el interior del líquido y en la superficie. Así, en el seno de un líquido cada molécula está sometida a fuerzas de atracción que en promedio se anulan. Esto permite que la molécula tenga una energía bastante baja. Sin embargo, en la superficie hay una fuerza neta hacia el interior del líquido. La tensión superficial (una manifestación de las fuerzas intermoleculares en los líquidos), junto a las fuerzas que se dan entre los líquidos y las superficies sólidas que entran en contacto con ellos, da lugar a la capilaridad. La cual es una propiedad de los fluidos que depende de su tensión superficial, que a su vez, depende de la cohesión del fluido, y que le confiere la capacidad de subir o bajar por un tubo capilar. Cuando un líquido sube por un tubo capilar, es debido a que la fuerza intermolecular o cohesión intermolecular es menor que la adhesión del líquido con el material del tubo; es decir, es un líquido que moja.

Definir tensión superficial:

La tensión superficial es un término que suele aplicarse a los líquidos porque es una forma de medir la cohesión que existe entre las moléculas de ese líquido. Todas las moléculas que componen una sustancia líquida interaccionan de alguna forma entre ellas y se atraen, se dice que un líquido tiene más o menos cohesión según si sus moléculas se atraen más o menos entre ellas, respectivamente.

Definir efecto capilar:

La capilaridad es una propiedad de los fluidos que depende de su tensión superficial, la cual, a su vez, depende de la cohesión del fluido, y que le confiere la capacidad de subir o bajar por un tubo capilar.

Cuando un líquido sube por un tubo capilar, es debido a que la fuerza intermolecular o cohesión intermolecular es menor que la adhesión del líquido con el material del tubo; es decir, es un líquido que moja. El líquido sigue subiendo hasta que la tensión superficial es equilibrada por el peso del líquido que llena el tubo. Éste es el caso del agua, y esta propiedad es la que regula parcialmente su ascenso dentro de las plantas, sin gastar energía para vencer la gravedad.

Definir efecto de viscosidad:

La viscosidad de un fluido es una medida de su resistencia a las deformaciones graduales producidas por tensiones cortantes o tensiones de tracción. La viscosidad corresponde con el concepto informal de "espesor". Por ejemplo, la miel tiene una viscosidad mucho mayor que el agua.

Características de los líquidos:

 Incomprensibilidad:

Se dice que todos los líquidos son incomprensibles .Un fluido incompresible es cualquier fluido cuya densidad siempre permanece constante con el tiempo, y tiene la capacidad de oponerse a la compresión del mismo bajo cualquier condición. De hecho, todos los fluidos son compresibles, algunos más que otros. La compresión de un fluido mide el cambio en el volumen de una cierta cantidad de líquido cuando se somete a una presión exterior. Por ejemplo, si se tapa la salida de una bomba de bicicleta y se empuja la bomba, vemos que podemos comprimir el aire que contiene. Sin embargo, si hacemos la misma experiencia con agua dentro, vemos que apenas podemos mover la bomba porque la

compresibilidad del agua (y de cualquier líquido) es muy baja. Por esta razón, para simplificar las ecuaciones de la mecánica de fluidos, se considera que los líquidos son incompresibles. En términos matemáticos, esto significa que la densidad de tal fluido se supone constante. Esta propiedad es característica de los líquidos para oponerse a ser comprimidos bajo cualquier condición

 Volumen constante:

Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas. Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad. En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).

 No poseen forma propia:

Los líquidos no tienen forma propia porque sus fuerzas intermoleculares de cohesión no son tan fuertes como en los sólidos. Las fuerzas de cohesión son aquellas que se dan entre las moléculas de una misma sustancia; los líquidos poseen pocas fuerzas de cohesión pero bastantes de adhesión (que se forman entre el recipiente y las moléculas de sustancia) que hacen que se adapten al recipiente que los contiene.

 Presentan lenta difusión:

Al realizar la mezcla de dos líquidos, las moléculas de uno de ellos se difunde en todas las moléculas del otro líquido a mucha menor velocidad, cosa que en los gases no sucede. Sí deseamos ver la difusión de dos líquidos, se puede observar dejando caer una pequeña cantidad de tinta (china) en un poco de agua. Debido a que las moléculas en ambos líquidos están muy cerca, cada molécula conlleva una inmensidad de choques antes de alejarse, puede decirse que millones de choques. La distancia promedio que se genera en los choques se le llama trayectoria libre media y, en los gases es mas grande que en los líquidos, cabe señalar que esto sucede cuando las moléculas están bastantemente separadas. A pesar de lo que se menciona anteriormente hay constantes interrupciones en sus trayectorias moleculares, por lo que los líquidos se difunden mucho mas lentamente que los gases.

 Se evaporan al aire libre:

Los líquidos se evaporan porque el aire no está saturado. Para cada temperatura y presión dadas hay una cantidad que líquido que puede ser contenido por el aire. Si tiene menos que eso el aire absorbe líquido.

Realizar una reseña histórica de los aparatos y equipos utilizados para medir la presión de vapor:

La presión de vapor es la presión de la fase gaseosa o vapor de un sólido o un líquido sobre la fase líquida, para una temperatura determinada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas.

Desde hace micho tiempo se han inventado equipos e instrumentos para medir esta presión de vapor uno de estos casos fue Eugene Bourdone un relojero e ingeniero parisino, quien fue el inventor, diseñador y desarrollador del Manómetro Bourdon una herramienta utilizada para la medición de presión, y este manómetro es el que se sigue usando hoy en día.

Eugène Bourdon es fundador y creador Bourdon Sedeme Company, la cual uso para la creación y desarrollo de su manómetro.

Sin embargo, el primer indicio de un manómetro se dio con Evangelista Torricelli con su experimento que utilizó para la medición de la altura de la columna donde contenía el mercurio.

El manómetro tiene su origen como instrumento de medición conocido, aproximadamente a mediados del siglo XIX, específicamente en 1849, llamándose manómetro o tubo de Bourdon, por ser el primer nombre que se le otorga tras su invención.

Este aparato nace de una necesidad, la cual es conocer la medida exacta de presión que tienen ciertos fluidos en un momento determinado y bajo circunstancias específicas.

Otro de los instrumentos utilizados para medir este tipo de presión es el osmometro de presión de vapor

En los osmómetros de presión de vapor se mide el descenso de presión de vapor que experimenta una solución respecto al solvente puesto a la misma temperatura. La medición de este descenso se efectúa por el método higrométrico, en el que se inyecta una muestra de 10 μl (0,010 ml) sobre un disco de papel en un portamuestras, para luego insertarlo en el instrumento y se cierra la cámara de muestras. El cierre inicia la secuencia de medición automática. El elemento de detección es un higrómetro de termopar de hilo fino que se suspende en un soporte de metal que cuando se junta con el portamuestras forma una pequeña cámara que cierra la muestra.

A medida que se equilibra la presión de vapor en el aire dentro de la cámara, el termopar detecta la temperatura ambiente, estableciendo el punto de referencia para la medición. Bajo control electrónico, el termopar busca entonces la temperatura del punto de rocío dentro del espacio cerrado, dando una señal proporcional al diferencial de temperatura. La diferencia entre la temperatura ambiente y la temperatura del punto de rocío es la depresión de temperatura del punto de rocío que es función explícita de la presión de vapor de la solución. La depresión de temperatura del punto de rocío se mide con resoluciones menores

que 0001 º C. El ciclo de medición, controlado por microprocesador, dura alrededor de un minuto de vapor

El primer osmómetro fue inventado por el fisiólogo francés Henri Dutrochet en 1828. El aparato es muy simple, y consta de un vaso lleno de solvente o de una solución diluida. En otro recipiente en forma de embudo invertido se coloca una membrana semipermeable en la boca más ancha, y en la otra boca se conecta un tubo capilar largo. Dentro de este recipiente se coloca la solución concentrada y se introduce en el otro vaso de manera que la membrana quede en contacto con ambas soluciones. Al producirse la disolución del solvente en la solución concentrada, su nivel presionará sobre el tubo capilar hasta que la presión hidrostática producida compense la presión osmótica.

Dutrochet no realizaba mediciones precisas, sino que su aparato se utilizaba para visualizar el fenómeno. Los primeros experimentos de precisión fueron realizados por el alemán Wilhelm Pfeffer en 1877,quien construyó un osmómetro perfeccionando el modelo de Dutrochet.

Otro de los grande fisicos que contribuyeron en la medición de la presión fue el

físico italiano Evangelista Torricelli (1608-1647) quien desarrolló el barómetro. Este aparato calculaba la presión atmosférica, o sea, la fuerza del aire sobre la superficie de la tierra. El hizo una experiencia llenando un tubo de 1 metro con mercurio, sellado en uno de las extremidades y sumergido en una tina con mercurio en la otra. La columna de mercurio invariablemente bajaba hasta alrededor de 760 mm en el tubo. Sin saber la razón del fenómeno, el lo atribuyó a una fuerza existente en la superficie terrestre. Torricelli concluyó también que el espacio dejado por el mercurio en el inicio de la experiencia no contenía nada y lo llamó de “vacuum” (vacío).

Cinco años más tarde, el francés Blaise Pascal usó el barómetro para mostrar que en el alto de las montañas la presión de aire era más pequeña.

Otro de los instrumentos utilizados en la actualidad para medir la presión es el isoteniscopio el cual es un aparato empleado para la medición de la presión de vapor de sustancias en fase líquida. El instrumento consta de un manómetro y un recipiente en el cual se introduce la sustancia cuya presión de vapor se va a medir. La apertura del manómetro se conecta a un sensor de presión. Es necesario utilizar una célula de vacío para ajustar la presión del sistema y purificar la muestra.

El isoteniscopio es particularmente útil para el intervalo de temperaturas entre 20 y 150 ºC, y para presiones de vapor entre 1 y 100 kN m-2.

Teoría cinética molecular de los sólidos:

La teoría cinética para los sólidos establece que: 1. Los sólidos están formados por moléculas, iones o átomos 2. Sus partículas están en vibración continua en un lugar fijo y muy cerca unas de las otras. 3. por la cercanía de sus partículas, el espacio vacío de un sólido es casi nulo. 4. Las partículas que conforman un sólido aumentan o disminuyen su velocidad dependiendo de la temperatura. 5. Las fuerzas entre las partículas de un sólido son más fuertes que las fuerzas que se presentan entre las partículas de los líquidos y los gases.

Características de los sólidos:

 Son Compactos:

Espacios reducidos entre las moléculas.- Los sólidos se caracterizan en que las moléculas de que están formados, presentan un espacio muy reducido entre ellas, estando muy juntas las unas a las otras haciendo que el sólido tenga una estructura molecular compacta.

 Cohesión:

Las moléculas de los sólidos se mantienen unidas gracias a la fuerza de cohesión; que es la fuerza que permite que las distintas moléculas del sólido formen un conjunto compacto. En los sólidos la fuerza de cohesión es muy fuerte, por lo que cuando estas fuerzas son vencidas, el sólido tiende a romperse.

 Difícil compresión:

Debido a la fuerza de cohesión, su orden compacto y el poco espacio entre cada molécula, tienen mayor resistencia a ser comprimidos, ya que las moléculas de que están tienen muy poco espacio por llenar y no se deslizan unas sobre otras.

 Orden:

Las moléculas de los sólidos presentan una estructura geométrica; siendo la causa de que varios sólidos como algunos minerales poseen formas perfectamente ordenadas de manera natural, en configuraciones geométricas; es el caso de los cristales de cuarzo, la sal, o las diferentes figuras que se encuentran en otros minerales como metales o los cristales de agua congelada llamados copos de nieve que poseen estructuras pertenecientes a la geometría fractal. Un sólido puede presentar diferentes organizaciones cristalinas, a este fenómeno se le llama alotropía.

 Dureza:

Los sólidos son duros; presentan distintos grados de dureza, que es la oposición o resistencia que presentan los diversos materiales, a distintas alteraciones físicas, como a ser rayados, resistencia a la penetración o a ser cortados. Se dice por ejemplo que una piedra es dura al tratar de golpearla para romperla con la mano, y tendrá mayor o menor dureza según la facilidad con que puede ser desbastada con un cincel; así también la dureza es la oposición de un trozo de madera a ser penetrado cuando se le introduce un clavo. Cuando un sólido tiende a fracturarse fácilmente por la acción de una fuerza, como sucede con las cerámicas, o los vidrios (el vidrio aunque tiene aspecto sólido es un fluido), y la mayoría de

los sólidos y líquidos sometidos a bajas temperaturas, disminuye su dureza, siendo entonces materiales frágiles.

 Ductilidad:

Algunos materiales sólidos, principalmente los metales, poseen ductilidad; que es la propiedad de deformarse bajo la acción de una fuerza sin llegar a romperse. En este tipo de sólidos las moléculas pueden deslizarse unas sobre otras logrando estirar el material sin que se rompa. Los metales poseen una elevada ductilidad, siendo por ello usados por ejemplo, para la fabricación de cableados que pueden ser estirados o comprimidos sin romperse.

 Maleabilidad:

Es cuando algunos sólidos pueden deformarse y conservar la forma que se les ha dado, sin romperse o agrietarse. Esta característica se observa principalmente en los metales, los cuales tienen esta cualidad aún a temperatura ambiente. Otros materiales, como los plásticos y algunos minerales sólo presentan maleabilidad cuando son sometidos a altas temperaturas.

 Elasticidad:

Algunos sólidos tienen la propiedad de soportar deformaciones ejercidas por la acción de una fuerza, ya sea que esa fuerza comprima o tire de ella; el material sólido recupera la forma original, luego de que ha cedido la fuerza que lo deformara en un principio. Un ejemplo de ello son los resortes de metal, que luego de ser comprimidos o estirados vuelven al estado que tenían antes de habérseles ejercido fuerza.

De los tres estados de la materia los sólidos son los que presentan mayor grado de organización siendo esta la característica que lo distingue de otros estados. Los sólidos cristalinos están regidos por una red cristalográfica en las cuales los átomos o moléculas están conectados unos con otros unidos por fuerzas de magnitudes considerables.

Los sólidos cristalinos poseen propiedades físicas típicas (punto de fusión, densidad, calor difusión, entre otras) que pueden utilizarse para identificarlos. La densidad de una sustancia en estado sólido es ordinaria mente algo mayor que en estado líquido lo que indica que las partículas están sin duda más juntas. Se tiene que distinguir entre los sólidos cristalinos y los sólidos amorfos tales como el vidrio, el plexiglás, caucho o cualquier otro plástico. Los materiales amorfos son isotrópicos mientras que los sólidos cristalinos son anisotropicos, los sólidos cristalinos poseen un punto de fusión definido, mientras que los sólidos amorfos no; estos a medida que la temperatura aumenta, se ablandan gradualmente y continuamente hasta que comienzan a fluir. Por consiguiente la palabra “Solido” se emplea en el sentido científico más riguroso para los materiales cristalinos únicamente.

Establezca la diferencia entre la teoría cinética molecular de los sólidos y los líquidos:

La diferencia principal entre la teoría molecular de los sólidos y los líquidos, es la distancia entre las moléculas. En los líquidos, las moléculas están próximas entre sí (y hay poco espacio vacío), lo que ocasiona una mayor densidad y mayor dificultad para comprimirlos. Las moléculas de los líquidos se mantienen unidas por varios tipos de fuerzas de atracción por ellos tienen un volumen definido; pero como las moléculas tienen libertad de movimiento, los líquidos pueden fluir, derramarse y adoptar la forma del recipiente que los contiene. Además las moléculas de la superficie de los líquidos solo son atraídas por las del interior de los mismos, por lo tanto, forman una especie de película o membrana que se denomina “tensión superficial.” Mientras que en los sólidos, las moléculas prácticamente no tienen libertad de movimiento (solo vibran en posiciones fijas) y permanecen en una posición rígida. Se dice que los sólidos tienen un ordenamiento de largo alcance, ya que sus moléculas están distribuidas en una configuración regular tridimensional. En los sólidos, hay aún menos espacio vacío que en los líquidos, por lo que son casi incompresibles y su forma y volumen están bien definidos. Además, también se puede recalcar que las partículas que conforman un sólido aumentan o disminuyen su velocidad dependiendo de la temperatura en la que se encuentre.

Clasificación de los sólidos en términos de la naturaleza de las fuerzas intermoleculares:

En base a las fuerzas intermoleculares presentes en los sólidos y el tipo de partículas que conforman las sustancias, podemos decir que la clasificación de los sólidos es la siguiente:

 Solidos amorfos: El sólido amorfo es un estado sólido de la materia en el que las partículas que conforman el sólido carecen de formas y caras definidas, y a su vez de una estructura ordenada. Ejemplos de sólidos amorfos son el vidrio y muchos plásticos. Los sólidos amorfos difieren de los cristalinos por la manera en que se funden. Si controlamos la temperatura de un sólido cristalino cuando se funde, encontraremos que permanece constante. Los sólidos amorfos no tienen temperatura de fusión bien definida.

 Solidos cristalinos:

Un sólido cristalino es aquél que tiene una estructura periódica y ordenada, como consecuencia tienen una forma que no cambia, salvo por la acción de fuerzas externas.

Cuando se aumenta la temperatura, los sólidos se funden y cambian al estado líquido. Las moléculas ya no permanecen en posiciones fijas, aunque las interacciones entre ellas sigue siendo suficientemente grande para que el líquido pueda cambiar de forma sin cambiar apreciablemente de volumen, adaptándose al recipiente que lo contiene.

Los sólidos cristalinos pueden ser iónicos, covalentes, moleculares o metálicos:



Moleculares:

Los sólidos moleculares están formados por unidades discretas, moléculas, que contienen átomos de uno o varios elementos unidos por enlaces covalentes. En el cristal la moléculas se empaquetan entre sí mediante fuerzas de Van der Waals, generalmente relativamente débiles.



Fuerzas intermoleculares presentes:

1. Dispersión de London 2. Dipolo-Dipolo 3. Enlace de Hidrogeno



Iónicos:

Los sólidos iónicos están formados por iones unidos por fuerzas eléctricas intensas (enlaces iónicos) entre iones contiguos con cargas opuestas (cationes y aniones). En estas sustancias no hay moléculas sencillas e individuales; en cambio, los iones permanecen en una ordenación repetitiva y regular formando una red continua.



Fuerzas intermoleculares presentes: 1. Atracciones electrostáticas 2. Ion-Ion



Metálicos:

Los sólidos metálicos se mantienen unidos por una alta densidad de electrones deslocalizados, compartidos, lo que resulta en un "enlace metálico". Los ejemplos clásicos son los metales tales como el cobre y el aluminio, pero algunos materiales son metales en

un sentido electrónico, pero tienen un enlace metálico despreciable en un sentido mecánico o termodinámico.



Fuerzas intermoleculares presentes:

1. Enlaces metálicos



De red covalente:

Un sólido de red covalente consiste en un conjunto de átomos mantenidos juntos por una red de enlaces covalentes (pares de electrones compartidos entre átomos de similar electronegatividad), y de ahí que puedan ser considerados como una sola gran molécula.



Fuerzas intermoleculares presentes:

1. Enlaces covalentes.

Comparar las propiedades físicas de los diferentes tipos de solidos:

 Propiedades de los sólidos amorfos

1. Las moléculas están distribuidas al azar 2. Las propiedades físicas del sólido son idénticas en todas las direcciones (isotropía).

3. Las formas amorfas tienen una temperatura característica a la cual sus propiedades experimentan cambios importantes (temperatura de transición vítrea (Tg)).

4. En cuanto a sus propiedades elásticas, se puede afirmar que los sólidos amorfos manifiestan las propiedades de los cristales.

5. Respecto al magnetismo, los metales amorfos presentan las propiedades magnéticas más notables, comportándose como materiales ferromagnéticos (aquellos en los que se produce un ordenamiento magnético de todos los momentos magnéticos en la misma dirección y sentido).

 Propiedades de los sólidos cristalinos:

En los sólidos cristalinos sus propiedades físicas son ANISOTRÓPICAS y tienen un punto de fusión definido contrarias a las de los sólidos amorfos las cuales son isotrópicas y no tienen un punto de fusión definido

 Iónicos: 1. No son volátiles y tienen un punto de fusión alto (normalmente entre 600 °C y 2.000 °C). Para fundir el sólido deben romperse los enlaces iónicos, separando unos de otros los iones con cargas opuestas. 2. Los sólidos iónicos no conducen la electricidad, puesto que los iones cargados tienen posiciones fijas. Sin embargo, llegan a ser buenos conductores cuando están fundidos o disueltos en agua. 3. Son bastante blandos.

 Metálicos:

1. Los sólidos metálicos son dúctiles, es decir, se pueden estirar en hilos; y son maleables, esto es, pueden obtenerse de ellos láminas muy delgadas. 2. Son buenos conductores de la electricidad y del calor, por estar los electrones libres en las bandas de energía.

3. En cuanto a la dureza, su variación es la misma que la observada para la densidad. Los metales alcalinos son muy blandos, mientras que el V, Nb, W, etc., poseen una dureza muy elevada. 4. Los puntos de fusión y ebullición varían mucho: son bajos en los alcalinos y van aumentando hasta los metales centrales de las series de transición, para, posteriormente, disminuir de nuevo. No obstante, por lo general, son más altos que en los elementos no metálicos.

 Moleculares:

1. Son bastante blandos 2. Presentan puntos de fusión de bajo a moderado. 3. Son pobres conductores de calor y electricidad.

 De red covalente:

1. Son muy duros. 2. Tienen elevado punto de fusión, con frecuencia alrededor de 1.000 °C o mayores. Esto es debido a que para fundir el sólido, deben romperse los fuertes enlaces covalentes entre sus átomos. Los sólidos de este tipo son notablemente diferentes de los sólidos moleculares, que tienen puntos de fusión mucho más bajos. 3. Son insolubles en todos los disolventes comunes. Para que se disuelvan, tienen que romperse los enlaces covalentes de todo el sólido. 4. Son malos conductores de la electricidad. En la mayoría de las sustancias de red covalente no hay electrones móviles que puedan transportar una corriente.

Relacionar las fuerzas intermoleculares con las propiedades físicas de los sólidos:

Las fuerzas intermoleculares influyen en las propiedades físicas de los sólidos así como también en las de los líquidos y de los gases que son los tres estados de agregación en que comúnmente encontramos a las sustancias.

En los sólidos:

1. Las fuerzas intermoleculares son tan fuertes que mantienen a las unidades moleculares en posiciones fijas. 2.

Las elevadas fuerzas entre las partículas que constituyen al sólido le confieren rigidez.

3. Son poco compresibles, debido a la falta de espacio entre las unidades moleculares. 4. Si las unidades moleculares en un sólido adoptan un ordenamiento de su empaque muy ordenado se denominan sólidos cristalinos.

En los sólidos las fuerzas intermoleculares son más fuertes que en los líquidos y en los gases. Tanto en los sólidos como en los líquidos las partículas constituyentes están bien cercanas y se les denomina también “fases condensadas”.

Defectos en la estructura cristalina de los sólidos:

 Puntuales:

De 0 dimensiones, afectan a un punto de red, perturbando únicamente a los vecinos más próximos:

 Vacante o Vacancia: El defecto vacante aluce a un átomo que se encuentra normalmente en la red cristalina y deja de estarlo, dejando así un espacio vacío. Provocando que los planos atómicos lindantes al hueco tengan una leve distorsión de compresión. En ocasiones este sitio es ocupado por un electrón, conocido como (centro F); F de la palabra alemana farbe que significa color.

 Átomo intersticial: El defecto intersticial es cuando un átomo extra se introduce en un lugar de la estructura cristalina donde no se encuentra normalmente.

 Átomo sustitucional: En este defecto se sustituye un átomo de la estructura cristalina por otro. Se debe tomar en cuenta que el radio del átomo no debe ser diferente de un 15% ya sea en mayor o menor proporción ya que podrían ocurrir perturbaciones en el material. Un átomo de mayor radio hará que los átomos vecinos sufran una compresión, y un átomo sustituido de menor radio hará que los átomos vecinos sufran una tensión.

 Defecto Frenkel: Este defecto es una combinación entre el defecto de vacancia e intersticial, donde un átomo que se encuentra en un lugar normal de la estructura cristalina salta hacia un lugar intersticial dejando así una vacancia.

 Defecto Schottky o de par iónico: Es un par de vacancias que se presentan en los cristales iónicos, donde se debe mantener un equilibrio en la estructura cristalina. Cuando se deja una vacancia de un anión, también debe dejarlo un catión para mantener la electroneutralidad en la red. Un ejemplo común de este defecto es el NaCl.

Defectos Lineales (Dislocaciones):

Las dislocaciones son imperfecciones lineales en una red que de otra forma sería perfecta. Generalmente se introducen en la red durante el proceso de solidificación del material o al deformarlo. Aunque en todos los materiales hay dislocaciones presentes, incluyendo los materiales cerámicos y los polímeros, son de particular utilidad para explicar la deformación y el endurecimiento de los metales. Podemos identificar dos tipos de dislocaciones: la dislocación de tornillo y la dislocación de borde.  Dislocación de tornillo:

La dislocación de tornillo se puede ilustrar haciendo un corte parcial a través de un cristal perfecto, torciéndolo y desplazando un lado del corte sobre el otro la distancia de un átomo.

 Dislocaciones de borde:

Una dislocación de borde se puede ilustrar haciendo un corte parcial a través de un cristal perfecto, separándolo y rellenando parcialmente el corte con un plano de átomos adicional. El borde inferior de este plano adicional representa la dislocación de borde.

 Dislocaciones mixtas:

Las dislocaciones mixtas tienen componentes tanto de borde como de tornillo, con una región de transición entre ambas. El vector de Burgers, sin embargo, se conserva igual para todas las porciones de la dislocación mixta.

Defectos superficiales: Son imperfecciones de la estructura cristalina ubicadas en un área del material.  Los principales defectos son la misma superficie y las fronteras de los granos.  La superficie del material es un defecto de estructura porque se rompe con la simetría de los átomos entrelazados, estos átomos tienen enlaces químicos no completos, lo cual los hace más reactivos químicamente del resto de los átomos.

Son límites o los planos que separan un material en regiones, cada región tiene la misma estructura cristalina, pero diferente orientación.  Las dimensiones exteriores del material representan superficies en donde termina el cristal en forma súbita

 Cada átomo en la superficie ya no tiene el número adecuado de coordinación y se interrumpe el enlazamiento atómico.  La superficie exterior también puede ser apera, contener muescas diminutas y ser mucho más reactiva que el interior del material.  Ejemplo: la oxidación de metales, ya que estos presentas estructuras policristalinos los átomos no llegan a completar sus enlaces.

Sistema cristalino según la geometría del cristal:

Un sólido cristalino se construye a partir de la repetición en el espacio de una estructura elemental paralelepipédica denominada celda unitaria. En función de los parámetros de red, es decir, de las longitudes de los lados o ejes del paralelepípedo elemental y de los ángulos que forman, se distinguen siete sistemas cristalinos:

 Sistema cristalino cúbico:

El sistema cristalino cúbico, también llamado isométrico, es uno de los siete sistemas cristalinos existentes en cristalografía. Es común en muchos minerales, como por ejemplo en la pirita o la galena. Se caracteriza porque la celda unidad de la red cristalina tiene la forma geométrica de cubo, ya que tiene los tres ángulos rectos y las tres aristas de la celda iguales. La característica que lo distingue de los otros seis sistemas cristalinos es la presencia de cuatro ejes de simetría ternarios.

Cubico simple

cubico centrado

cubico centrado en las caras

Sistema cristalino tetragonal:

El sistema cristalino tetragonal es uno de los siete sistemas cristalinos existentes en cristalografía. Ejemplos de minerales con este sistema son la calcopirita o la pirolusita. Se caracteriza porque la celda unidad de la red cristalina podríamos formarla a partir de un cubo que estirásemos en una de sus direcciones, de forma que quedaría un prisma de base cuadrada, con una celda unidad con los tres ángulos rectos, siendo dos de las aristas de la celda iguales y la tercera distinta a ellas. La característica que lo distingue de los otros seis sistemas cristalinos es la presencia de un solo eje de simetría cuaternario, que puede ser binario.

Tetragonal simple

Sistema cristalino ortorrómbico:

Tetragonal centrado

El sistema cristalino ortorrómbico, es uno de los siete sistemas cristalinos existentes en cristalografía. Muchos minerales cristalizan en este tipo de red, como por ejemplo el olivino o el topacio. Se caracteriza porque la celda unidad de la red cristalina tiene la forma geométrica con los tres ángulos rectos, mientras que las tres aristas de dicha celda unidad tienen todas longitudes diferentes. Los tres vectores que definen la celda es lo que en matemáticas se denominan mutuamente ortogonales. La característica que lo distingue de los otros seis sistemas cristalinos es que, o bien tiene tres ejes binarios o bien un solo eje binario con tres planos de simetría.

Ortorrómbico con bases centradas

Ortorrómbico con caras centradas

Sistema cristalino hexagonal:

En cristalografía y cristaloquímica, el sistema cristalino hexagonal es uno de los siete sistemas cristalinos. Tiene la misma simetría que un prisma regular con una base hexagonal; hay sólo una red de Bravais hexagonal. Por ejemplo, el grafito cristaliza bajo esta forma. Aparte este sistema tiene dos ejes iguales y uno desigual.

Arreglo hexagonal tridimensional.

Sistema cristalino trigonal:

El sistema cristalino trigonal, es uno de los siete sistemas cristalinos existentes en cristalografía. Es seguido por la estructura molecular de muchos minerales, como por ejemplo en la turmalina o el rubí. Para algunos autores no es considerado un sistema cristalino, sino una variante dentro del sistema cristalino hexagonal.1 Además existe una segunda controversia en torno a considerar el nombre trigonal sinónimo de romboédrico, que no lo es pues todo romboédrico es trigonal pero hay cristales trigonales que no son romboédricos. Se caracteriza porque la celda unidad de la red cristalina tiene los tres ángulos distintos del ángulo recto, mientras que las tres aristas son iguales. La característica que lo distingue de los otros seis sistemas cristalinos es la presencia de un único Eje de simetría ternario.

Trigonal romboédrico

Sistema cristalino monoclínico: En cristalografía, una red monoclínica que se encuentra en el azufre ,es un sistema cristalino que consta de un eje binario, un plano perpendicular a éste y un centro de inversión. La denotación de la red monoclínica es 2/m.

Monoclínico simple

Monoclínico centrado

Sistema cristalino triclínico:

En cristalografía, un sistema cristalográfico triclínico es uno de los 7 sistemas cristalinos. Un sistema cristalográfico está descrito por tres vectores base. En el sistema triclínico, el cristal está descrito por vectores de longitud desigual, tal como en el sistema ortorrómbico. Además, ninguno de ellos es ortogonal con algún otro.

Triclínico (a ≠ b ≠ c y α ≠ β ≠ γ )

Defina:

 Sistema cristalino:

El sistema cristalino o sistema cristalográfico son conjunto de formas cristalinas que tienen ciertos elementos de simetría comunes.

 Retículo cristalino: Un retículo cristalino es el arreglo tridimensional, según el cual están distribuidos los átomos o iones en el espacio.

 Celdas unitarias: Se define como celda unitaria, la porción más simple de la estructura cristalina que al repetirse mediante traslación reproduce todo el cristal. Todos los materiales cristalinos adoptan una distribución regular de átomos o iones en el espacio.

 Energía reticular:

La energía reticular, también conocida como energía de red, es la energía que se necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo iónico en sus respectivos iones gaseosos. También se puede decir que la energía reticular es la energía que se consigue a través de la formación de un compuesto de tipo iónico partiendo siempre de sus iones gaseosos.

Los Solidos

Un cuerpo sólido (del latín solĭdus) es uno de los cuatro estados de agregación de la materia más conocidos y observables siendo los otros gas, líquido, plasma. Se caracteriza porque opone resistencia a cambios de forma y de volumen. Sus partículas se encuentran juntas y correctamente ordenadas.

Características:

 Son Compactos:

Espacios reducidos entre las moléculas.- Los sólidos se caracterizan en que las moléculas de que están formados, presentan un espacio muy reducido entre ellas, estando muy juntas las unas a las otras haciendo que el sólido tenga una estructura molecular compacta.

 Cohesión:

Las moléculas de los sólidos se mantienen unidas gracias a la fuerza de cohesión; que es la fuerza que permite que las distintas moléculas del sólido formen un conjunto compacto. En los sólidos la fuerza de cohesión es muy fuerte, por lo que cuando estas fuerzas son vencidas, el sólido tiende a romperse.

 Difícil compresión:

Debido a la fuerza de cohesión, su orden compacto y el poco espsólidantre cada molécula, tienen mayor resistencia a ser comprimidos, ya que las moléculas de que están tienen muy poco espacio por llenar y no se deslizan unas sobre otras.

 Orden:

Las moléculas de los sólidos presentan una estructura geométrica; siendo la causa de que varios sólidos como algunos minerales poseen formas perfectamente ordenadas de manera natural, en configuraciones geométricas; es el caso de los cristales de cuarzo, la sal, o las diferentes figuras que se encuentran en otros minerales como metales o los cristales de agua congelada llamados copos de nieve que poseen estructuras pertenecientes a la geometría fractal. Un sólido puede presentar diferentes organizaciones cristalinas, a este fenómeno se le llama alotropía.

 Dureza:

Los sólidos son duros; presentan distintos grados de dureza, que es la oposición o resistencia que presentan los diversos materiales, a distintas alteraciones físicas, como a ser rayados, resistencia a la penetración o a ser cortados. Se dice por ejemplo que una piedra es dura al tratar de golpearla para romperla con la mano, y tendrá mayor o menor dureza según la facilidad con que puede ser desbastada con un cincel; así también la dureza es la oposición de un trozo de madera a ser penetrado cuando se le introduce un clavo. Cuando un sólido tiende a fracturarse fácilmente por la acción de una fuerza, como sucede con las cerámicas, o los vidrios (el vidrio aunque tiene aspecto sólido es un fluido), y la mayoría de los sólidos y líquidos sometidos a bajas temperaturas, disminuye su dureza, siendo entonces materiales frágiles.

 Ductilidad:

Algunos materiales sólidos, principalmente los metales, poseen ductilidad; que es la propiedad de deformarse bajo la acción de una fuerza sin llegar a romperse. En este tipo de sólidos las moléculas pueden deslizarse unas sobre otras logrando estirar el material sin que se rompa. Los metales poseen una elevada ductilidad, siendo por ello usados por ejemplo, para la fabricación de cableados que pueden ser estirados o comprimidos sin romperse.

 Maleabilidad:

Es cuando algunos sólidos pueden deformarse y conservar la forma que se les ha dado, sin romperse o agrietarse. Esta característica se observa principalmente en los metales, los cuales tienen esta cualidad aún a temperatura ambiente. Otros materiales, como los plásticos y algunos minerales sólo presentan maleabilidad cuando son sometidos a altas temperaturas.

 Elasticidad:

Algunos sólidos tienen la propiedad de soportar deformaciones ejercidas por la acción de una fuerza, ya sea que esa fuerza comprima o tire de ella; el material sólido recupera la forma original, luego de que ha cedido la fuerza que lo deformara en un principio. Un

ejemplo de ello son los resortes de metal, que luego de ser comprimidos o estirados vuelven al estado que tenían antes de habérseles ejercido fuerza.

Propiedades:

 Incomprensibilidad:

Los sólidos son virtualmente incompresibles, porque sus moléculas están fuertemente unidas. Las fuerzas de atracción entre las moléculas de un sólido son tan poderosas, que éstas no se agitan ni rebotan de un lugar a otro como las de los gases y los líquidos.

 Forma propia y volumen constante:

Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.

 Difusión muy lenta:

Las partículas de los sólidos ocupan posiciones fijas y no pueden desplazarse unas con respecto de otras con libertad como ocurre en los fluidos. Por esta razón, solo presiones externas puede presentarse una muy lenta difusión de las partículas de un sólido en otro.

 Cristalización:

La cristalización es un proceso químico por el cual a partir de un gas, un líquido o una disolución, los iones, átomos o moléculas establecen enlaces hasta formar una red cristalina, la unidad básica de un cristal. La cristalización se emplea con bastante frecuencia en química para purificar una sustancia sólida.

Sistemas cristalinos:

 Cúbico

En el sistema cúbico los ejes del cristal son perpendiculares entre sí; los lados de las caras miden lo mismo y las redes cúbicas pueden ser simples, centradas en el cuerpo o centradas en las caras. El 12% de los minerales cristalizan en este sistema cúbico, como el cobre, la plata o el oro.

 Tetragonal

Al igual que en el sistema cúbico, los ejes del cristal, en el sistema tetragonal, son perpendiculares entre sí, sólo que ahora únicamente dos de los lados de las caras miden lo mismo, siendo el tercero diferente. Estas redes del sistema tetragonal pueden ser simples o centradas en el cuerpo. Al sistema tetragonal pertenecen el 10% de los minerales, entre ellos, el circón, el rutilo y la calcopirita.

 Ortorrómbico

En el sistema ortorrómbico los tres ejes cristalinos también son perpendiculares entre sí, pero los tres lados de cada cara¾largo, ancho y alto¾, tienen valores diferentes. En el sistema ortorrómbico cristalizan el azufre, el topacio y otros. Las redes ortorrómbicas pueden ser simples, centradas en la base, centradas en el cuerpo o centradas en las caras.

 Monoclínico

A diferencia de los tres sistemas anteriores, en el monoclínico dos de los ejes cristalinos no son perpendiculares entre sí; pero el tercero es perpendicular a los primeros dos, y los tres lados de cada cara son distintos. Las redes monoclínicas pueden ser simples o centradas en la base.

Al sistema monoclínico pertenece el mayor porcentaje de los minerales (32%), entre ellos, el yeso, la malaquita, las micas y la ortoclasa.

 Triclínico

En el sistema triclínico ninguno de los ejes del cristal es perpendicular a los otros y ninguno de sus lados mide lo mismo. Las turquesas pertenecen a este sistema.

 Trigonal o romboédrico

Los ángulos entre los ejes del cristal, en el sistema trigonal o rombohédrico, son idénticos, pero diferentes de , y las tres dimensiones del cristal unitario son idénticas. Cerca del 9% de los minerales conocidos cristaliza en este sistema: la calcita, el cuarzo, el cinabrio y la turmalina.

 Hexagonal

Finalmente, en el sistema hexagonal dos de los ejes del cristal tienen un ángulo entre sí de 120º; el tercero es perpendicular a estos dos, siendo las dimensiones del cristal a lo largo de los primeros dos ejes iguales, y la tercera, a lo largo del eje perpendicular, diferente. Entre

los minerales que cristalizan en este sistema (entre 7 y 8%), se encuentran la molibdenita, el apatito, la piromorfita y el berilo. Este sistema recibe el nombre de hexagonal porque una estructura hexagonal sencilla puede formarse a partir de tales celdas unitarias.

Retículos cristalinos:

Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuidas desordenadamente en el espacio formando Retículos cristalinos o redes espaciales. Los cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llamados sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad.

Celdas unitarias de los sistemas cristalinos:

Se define como celda unitaria, la porción más simple de la estructura cristalina que al repetirse mediante traslación reproduce todo el cristal. Todos los materiales cristalinos adoptan una distribución regular de átomos o iones en el espacio.

Se trata de un arreglo espacial de átomos que se repite en el espacio tridimensional definiendo la estructura del cristal. Se caracteriza por tres vectores que definen las tres direcciones independientes del sistema de coordenadas de la celda. Esto se traduce en seis parámetros de red, que son los módulos, a, b y c, de los tres vectores, y los ángulos α, β y γ que forman entre sí. Estos tres vectores forman una base del espacio tridimensional, de tal manera que las coordenadas de cada uno de los puntos de la red se pueden obtener a partir de ellos por combinación lineal con los coeficientes enteros.

Energía reticular:

La energía reticular nos da una medida de la estabilidad de un compuesto iónico, y se define como la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso. Cuando los iones se unen para formar la red cristalina se desprende calor (proceso exotérmico), el compuesto iónico es más estable que los iones separados. Para romper el compuesto iónico separando los iones que lo forman es necesario dar una energía (igual a la desprendida al formarse) llamada reticular.

Tipos de solidos:

 Solidos moleculares:

Sólidos moleculares. Están formados por unidades discretas, moléculas, que contienen átomos de uno o varios elementos unidos por enlaces covalentes. En el cristal la moléculas se empaquetan entre sí mediante fuerzas de Van der Waals, generalmente relativamente débiles. La mayoría de los sólidos orgánicos son moleculares, por ejemplo naftaleno. Algunos elementos no metálicos forman sólidos moleculares. Como ejemplo tenemos azufre, una variedad de carbono fullereno y yodo. Mas adelante veremos otros ejemplos de sólidos inorgánicos moleculares.

 Solidos iónicos:

Un sólido iónico estándar consiste en un conjunto de aniones y cationes que se mantienen juntos por enlaces iónicos, esto es, por la atracción electrostática de cargas opuestas (el resultado de la transferencia de electrones del átomo de menor electronegatividad al de mayor electronegatividad). Entre los sólidos iónicos están los compuestos formados por

metales alcalinos y metales alcalinotérreos, en combinación con halógenos; un ejemplo clásico es la sal de mesa, cloruro de sodio.

 Sólidos metálicos:

Los sólidos metálicos se mantienen unidos por una alta densidad de electrones deslocalizados, compartidos, lo que resulta en un "enlace metálico". Los ejemplos clásicos son los metales tales como el cobre y el aluminio, pero algunos materiales son metales en un sentido electrónico, pero tienen un enlace metálico despreciable en un sentido mecánico o termodinámico.

 Sólidos de red covalente:

Un sólido de red covalente consiste en un conjunto de átomos mantenidos juntos por una red de enlaces covalentes (pares de electrones compartidos entre átomos de similar electronegatividad), y de ahí que puedan ser considerados como una sola gran molécula. El ejemplo clásico es el diamante; otros ejemplos incluyen el silicio, el cuarzo y el grafito.

Defectos en las estructuras cristalinas:

 Defectos puntuales:

Se dan a nivel de las posiciones de los átomos individuales. Los principales defectos puntuales son los siguientes:



Vacancias: Son puntos de red vacíos en la estructura del material. Estos lugares deberían idealmente estar ocupados por átomos, sin embargo se encuentran vacíos.



Átomos sustitucionales: En teoría un material puro está formado exclusivamente por el mismo tipo de átomos. Los materiales reales no son 100% puros sino que poseen impurezas, las cuales se definen como átomos diferentes a los átomos del material original. Cuando uno de esos átomos diferentes sustituye a un átomo original ocupando su punto de red, recibe el nombre de átomo sustitucional.



Átomos intersticiales: Son átomos que ocupan lugares que no están definidos en la estructura cristalina. En otras palabras, son átomos cuya posición no está definida por un punto de red. Normalmente estos átomos se colocan en los intersticios que se forman entre los átomos originales, por lo que se les llama átomos intersticiales.

 Defectos lineales.

Se dan a nivel de varios átomos confinados generalmente a un plano. Los defectos lineales más importantes en los materiales son las dislocaciones. Las dislocaciones se generan durante la solidificación o la deformación plástica de los materiales cristalinos, y consisten en planos “extra” de átomos insertados en la estructura cristalina.

 Defectos de plano o de superfie:

Son imperfecciones de la estructura cristalina ubicados en un área determinada del material. Los principales defectos de superficie son la misma superficie del material y las fronteras de los granos. La superficie del material es un defecto de la estructura cristalina porque se rompe la simetría con que los átomos están enlazados. Los átomos que se encuentran en la superficie tienen enlaces químicos no completos, lo cual los hace más reactivos químicamente que el resto de átomos. Estos enlaces químicos incompletos son los causantes de que algunos metales se oxiden con facilidad cuando se exponen al medio ambiente.

Ejercicios:

Para poder realizar este tipo de ejercicios tenemos que conocer algunos conceptos básicos: Oxidación: La oxidación tiene lugar cuando una especie química pierde electrones y en forma simultánea, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el calcio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion calcio (con carga de 2+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente: Ca0

Ca2+ + 2e

Reducción: La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y al mismo tiempo disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente: e- + Cl0

Cl1-

Agente oxidante: Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso.

Agente reductor: Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación).

Numero de oxidación: El número de oxidación puede definirse como la carga real o virtual que tienen las especies químicas (átomos, moléculas, iones) que forman las sustancias puras. Esta carga se determina con base en la electronegatividad1 de las especies según las reglas siguientes.

Balanceo REDOX:

El procedimiento para realizar el balanceo consta de las siguientes etapas:

1. Escribimos la reacción:

Cl2 + KOH

KCl + KClO3 + H2O

2. Escribimos los estados de oxidación:

Cl2° + K +1 O−2 H +1

K +1 Cl−1 + K +1 Cl+5 O−2 3 + H +12O−2

3. Escribimos las semirreacciones de oxidación y reducción:

Cl2

Cl−1

Cl2

Cl+5

4. Balanceamos la masa y la carga de las semirreacciones:

10(+2𝑒 − Cl2

2Cl−1) 2Cl+5 +10𝑒 − )

2(Cl2

5. Sumamos las semirreacciones:

+20𝑒 − 10Cl2

20Cl−1 4Cl+5 +20𝑒 −

2Cl2

20Cl−1 + 4Cl+5

12Cl2

6. Y por último reemplazamos los coeficientes que obtuvimos de la sumatoria en la reacción inicial:

12Cl2 + 24KOH

20KCl + 4KClO3 + 12H2O

BALANCEO POR ION-ELECTRÓN EN MEDIO ACIDO

El medio ácido se caracteriza por la presencia de iones hidrógeno (H+) en disolución acuosa.

El procedimiento para realizar el balanceo consta de las siguientes etapas:

1. Escribir la reacción:

MnCl2 + KCl + H2O2

KMnO4 + HCl + H2O

2. Agregar el número de oxidación de cada uno de los elementos y compuestos:

Mn+2 Cl2−1 + K +1 Cl−1 + 𝐻2+1 O2−1

K +1 Mn+7 O4−2 + H +1 Cl−1 + H2+1 O−2

3. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción:

Mn+2

MnO4−

H2O2

H2O

4. Balancear la masa y añadir agua para ajustar los oxígenos:

4H2O+ Mn+2 H2O2

MnO4− 2 H2O

5. Añadir iones H+ (protones) para ajustar los hidrógenos:

4H2O+ Mn+2

MnO4− + 8H +

2H + + H2O2

2 H2O

6. Añadir electrones para ajustar la carga, y multiplicar las semirreacciones por el

valor necesario para conseguir que ambas semirreacciones tengan el mismo número de electrones:

2x (4H2O+ Mn+2

MnO4− + 8H + + 5𝑒 − )

5x ( 2𝑒 − + 2H + + H2O2

2 H2O)

7. Sumar las dos semirreacciones. Eso nos dará la ecuación iónica ajustada:

8 H2O+ 2 Mn+2

2 MnO4− + 16 H + + 10𝑒 −

10𝑒 − + 10 H + + 5 H2O2 5 H2O2 + 2 Mn+2

10 H2O 2 H2O + 6 H + + 2 MnO4−

8. Completar los elementos que faltan.

2 KCl + 5 H2O2 + 2 MnCl2

6 HCl + KMnSO4 + 2 H2O

Método ion-electrón (medio básico) 1. En el medio básico los dos primeros pasos son los mismos que para el medio ácido

SO3 -2 + MnO4- + H2O --------> MnO2 + SO4 -2 + OH-

2. Anotar las semi-reacciones de reducción y de oxidación SRR: MnO4- -------> MnO2 SRO: SO3 -2 -------> SO4 -2

3. Para igualar los átomos de oxígeno se agregan tantas moléculas de agua como oxígenos falten, pero se agregan en el lado de la ecuación en el cuál existe una mayor cantidad de oxígeno.

MnO4- + 2 H2O --------> MnO2 SO3 -2 --------> SO4-2 + H2O

4. Los átomos de hidrógenos se equilibran con grupos hidroxilos (OH-)

MnO4- + 2 H2O --------> MnO2 + 4 OHSO3 -2 + 2OH- --------> SO4-2 + H2O 5. Las cargas eléctricas equilibran con electrones MnO4- + 2 H2O + 3e- --------> MnO2 + 4 OHSO3 -2 + 2OH- --------> SO4-2 + H2O + 2e6. Como la cantidad de electrones debe ser igual en las semi-reacciones oxidante y reductora, se deben amplificar cada una por un valor determinado para igualar la cantidad de electrones: MnO4- + 2 H2O + 3e- --------> MnO2 + 4 OH- /x2 SO3 -2 + 2OH- --------> SO4-2 + H2O + 2e- /x3

2MnO4- + 4H2O + 6e- --------> 2MnO2 + 8OH3SO3 -2 + 6OH- --------> 3SO4-2 + 3H2O + 6e7. Y por último se suman ambas semi-reacciones:

2MnO4- + 4H2O + 6e- --------> 2MnO2 + 8OH3SO3 -2 + 6OH- --------> 3SO4-2 + 3H2O + 6e___________________________________________ 2MnO4- + H2O + 3SO3-2 --------> 2MnO2 + 2OH- + 3SO4-2