3.5: Estructuras de Sólidos Iónicos

La estructura de los sólidos iónicos está determinada por la forma en que los cationes y aniones pueden empaquetarse juntos. Generalmente, uno de los iones adopta una estructura de empaque estándar, como los átomos metálicos en un sólido metálico. Los contraiones encajan entonces en los agujeros o espacios intersticiales entre estos iones. Es bastante común que los aniones formen una estructura apretada, y que los cationes encuentren espacio en los agujeros resultantes, pero a veces es al revés.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

Coincidir cada ion isoelectrónico con la imagen correcta de su radio.

 

Contestar

 

RespuestaDiagramas de cinco átomos, ordenados de izquierda a derecha desde los radios atómicos más grandes hasta los más pequeños. Opciones de respuesta, de izquierda a derecha: Ca2+, Ti4+, Cl1-, S2-, K1+.

Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

¿Por qué los aniones podrían empaquetarse más comúnmente en una estructura muy empaquetada, en lugar de los cationes?

Contestar

Generalmente, pero no siempre, los aniones son más grandes que los cationes, por lo que los cationes pueden empacar eficientemente en los agujeros entre los aniones.

Los agujeros entre los átomos tienen números de coordinación y geometrías particulares. Hay muchos agujeros posibles de diferentes formas donde un contraión puede encontrar espacio. Sin embargo, algunas de estas geometrías son muy comunes.

Por ejemplo, en el centro de un cubo simple, hay espacio para un átomo adicional. Este átomo se describe como sentado en un agujero cúbico.

Figura\(\PageIndex{1}\): Un ion en un agujero cúbico.

El dibujo anterior enfatiza la relación entre el átomo central y los átomos que forman las esquinas del cubo. El átomo central se encuentra en una geometría de coordinación cúbica. Alternativamente, podríamos describir el número de coordinación del átomo central. En lugar de describir la forma formada por los átomos circundantes, simplemente contamos el número de vecinos cercanos. En este caso, el número de coordinación del átomo central es 8. Podemos pensar que el átomo central comparte enlaces iónicos con sus ocho vecinos cercanos.

Un átomo en un agujero cúbico podría verse más fácilmente si trazamos líneas entre los diversos átomos en las esquinas del cubo, sin embargo. De esa manera, podemos ver más claramente la forma cúbica de la jaula en la que está sentado el átomo central.

Figura\(\PageIndex{2}\): Una vista alternativa de un ión en un agujero cúbico.

Otro espacio intersticial común en los sólidos iónicos es un agujero octaédrico. Se forma un agujero octaédrico entre dos capas muy empaquetadas. Debido a que los átomos en las capas están empaquetados más apretadamente que en un simple cubo, este agujero octaédrico es generalmente un poco más pequeño que un agujero cúbico.

Figura\(\PageIndex{3}\): Un agujero octaédrico.

Figura\(\PageIndex{4}\): Un átomo en un agujero octaédrico.

Seis átomos naranjas dispuestos en los vértices de un octaedro. En el centro del octaedro hay un solo átomo azul.

Un tercer tipo común de espacio intersticial es un agujero tetraédrico. Los agujeros tetraédricos, como los agujeros octaédricos, se encuentran entre dos capas muy empaquetadas.

Figura\(\PageIndex{5}\): Un agujero tetraédrico.

Figura\(\PageIndex{6}\): Un átomo en un agujero tetraédrico.

Ejercicio\(\PageIndex{3}\)

En las siguientes estructuras, los aniones se representan en rojo y los cationes se representan en azul. Para cada estructura,

1. identificar el tipo de celda unitaria que es visible
2. identificar el tipo de agujero ocupado por el contraión
3. identificar la fracción de esos agujeros que están ocupados
4. identificar el número de aniones y cationes en la celda unitaria
5. indicar la fórmula empírica (la relación más baja posible de átomos en el material)

i. Los iones se forman a partir de cesio y cloro

 

Respuesta i. a):

 

Respuesta i. b):

 

Respuesta i. c):

 

Respuesta i. d):

 

Respuesta i. e):

 

Respuesta i. a) :simple cubicRespuesta i. b) :agujero cúbicoRespuesta i. c) :número de coordinación = 8Respuesta i. d) :todos ocupadosRespuesta i. e) :8 x 1/8 Cl y 1 Cs (o viceversa, dependiendo de cómo defina una celda unitaria) Un compuesto iónico compuesto por ocho cubos. Los átomos rojos están en los vértices de cada cubo, y varios átomos azules están en el núcleo de cada cubo.

ii. Los iones se forman a partir de sodio y cloro.

 

Respuesta ii. a):

 

Respuesta ii. b):

 

Respuesta ii. c):

 

Respuesta ii. d):

 

Respuesta ii. e):

 

Respuesta ii. a) :centrada en la caraRespuesta ii. b) :agujero octaédricoRespuesta ii. c) :número de coordinación = 6Respuesta ii. d) :todos ocupadosRespuesta ii. e) :6 x 1/2 más 8 x 1/8 = 4 Cl y 1 más 12 x 1/4 = 4 Na (o viceversa, dependiendo de cómo defina una celda unitaria) Un compuesto iónico compuesto por ocho cubos. La mitad de los vértices tienen átomos rojos, y los otros vértices tienen átomos azules.

iii. Los cationes se forman a partir del calcio y los aniones se forman a partir del flúor.

 

Respuesta iii. a):

 

Respuesta iii. b):

 

Respuesta iii. c):

 

Respuesta iii. d):

 

Respuesta iii. e):

 

Respuesta iii. a) :centrada en la caraRespuesta iii. b) :agujero tetraédricoRespuesta iii. c) :número de coordinación = 4Respuesta iii. d) :todos ocupadosRespuesta iii. e) :6 x 1/2 más 8 x 1/8 = 4 Ca y 8 fAN sólido iónico compuesto por ocho cubos. Los átomos azules están en cualquier otro vértice. Los átomos rojos están en el centro de cada cubo.

iv. Los cationes se forman a partir de zinc y los aniones se forman a partir de azufre.

Un compuesto iónico compuesto por ocho cubos. Cada otro tex tiene un átomo azul. Cuatro de los ocho cubos tienen átomos rojos en sus centros, dispuestos opuestos entre sí.

v. Los cationes se forman a partir de zinc y los aniones se forman a partir de azufre.

 

Un solo prisma rectangular. Ocho átomos rojos están en sus vértices. Cuatro átomos azules están a lo largo del punto medio de cada borde vertical. Un átomo rojo está en la cara frontal del prisma. Un átomo azul está hacia la parte inferior derecha del prisma.

Información adicional sobre estructuras sólidas:

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Cristales Davidson College

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Estructuras Sólidas de Oxford University

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