Search

Text Color

Margin Size

Font Type

Enable Dyslexic Font

Sólidos iónicos

Última actualización

30 oct 2022
Guardar como PDF
- Sólidos Covalent-Network: Semiconductores y Aisladores
- Unión Metálica

$\newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$

$\newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}}$

$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$ $\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) $\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$

$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$ $\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$

$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$ $\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$

$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$

$\newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$

$\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$

$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$

$\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$

$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$

$\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$

$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$

$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$ $\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}$

$\newcommand{\vectorA}[1]{\vec{#1}} % arrow$

$\newcommand{\vectorAt}[1]{\vec{\text{#1}}} % arrow$

$\newcommand{\vectorB}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$

$\newcommand{\vectorC}[1]{\textbf{#1}}$

$\newcommand{\vectorD}[1]{\overrightarrow{#1}}$

$\newcommand{\vectorDt}[1]{\overrightarrow{\text{#1}}}$

$\newcommand{\vectE}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash{\mathbf {#1}}}}$

$\newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$

$\newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}}$

$\newcommand{\avec}{\mathbf a}$

$\newcommand{\bvec}{\mathbf b}$

$\newcommand{\cvec}{\mathbf c}$

$\newcommand{\dvec}{\mathbf d}$

$\newcommand{\dtil}{\widetilde{\mathbf d}}$

$\newcommand{\evec}{\mathbf e}$

$\newcommand{\fvec}{\mathbf f}$

$\newcommand{\nvec}{\mathbf n}$

$\newcommand{\pvec}{\mathbf p}$

$\newcommand{\qvec}{\mathbf q}$

$\newcommand{\svec}{\mathbf s}$

$\newcommand{\tvec}{\mathbf t}$

$\newcommand{\uvec}{\mathbf u}$

$\newcommand{\vvec}{\mathbf v}$

$\newcommand{\wvec}{\mathbf w}$

$\newcommand{\xvec}{\mathbf x}$

$\newcommand{\yvec}{\mathbf y}$

$\newcommand{\zvec}{\mathbf z}$

$\newcommand{\rvec}{\mathbf r}$

$\newcommand{\mvec}{\mathbf m}$

$\newcommand{\zerovec}{\mathbf 0}$

$\newcommand{\onevec}{\mathbf 1}$

$\newcommand{\real}{\mathbb R}$

$\newcommand{\twovec}[2]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \end{array}\right]}$

$\newcommand{\ctwovec}[2]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \end{array}\right]}$

$\newcommand{\threevec}[3]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}$

$\newcommand{\cthreevec}[3]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}$

$\newcommand{\fourvec}[4]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}$

$\newcommand{\cfourvec}[4]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}$

$\newcommand{\fivevec}[5]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}$

$\newcommand{\cfivevec}[5]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}$

$\newcommand{\mattwo}[4]{\left[\begin{array}{rr}#1 \amp #2 \\ #3 \amp #4 \\ \end{array}\right]}$

$\newcommand{\laspan}[1]{\text{Span}\{#1\}}$

$\newcommand{\bcal}{\cal B}$

$\newcommand{\ccal}{\cal C}$

$\newcommand{\scal}{\cal S}$

$\newcommand{\wcal}{\cal W}$

$\newcommand{\ecal}{\cal E}$

$\newcommand{\coords}[2]{\left\{#1\right\}_{#2}}$

$\newcommand{\gray}[1]{\color{gray}{#1}}$

$\newcommand{\lgray}[1]{\color{lightgray}{#1}}$

$\newcommand{\rank}{\operatorname{rank}}$

$\newcommand{\row}{\text{Row}}$

$\newcommand{\col}{\text{Col}}$

$\renewcommand{\row}{\text{Row}}$

$\newcommand{\nul}{\text{Nul}}$

$\newcommand{\var}{\text{Var}}$

$\newcommand{\corr}{\text{corr}}$

$\newcommand{\len}[1]{\left|#1\right|}$

$\newcommand{\bbar}{\overline{\bvec}}$

$\newcommand{\bhat}{\widehat{\bvec}}$

$\newcommand{\bperp}{\bvec^\perp}$

$\newcommand{\xhat}{\widehat{\xvec}}$

$\newcommand{\vhat}{\widehat{\vvec}}$

$\newcommand{\uhat}{\widehat{\uvec}}$

$\newcommand{\what}{\widehat{\wvec}}$

$\newcommand{\Sighat}{\widehat{\Sigma}}$

$\newcommand{\lt}{<}$

$\newcommand{\gt}{>}$

$\newcommand{\amp}{&}$

$\definecolor{fillinmathshade}{gray}{0.9}$

Habilidades para Desarrollar

Describir el número de coordinación y algunas características de una celda unitaria
Relacionar la energía reticular y algunas de las propiedades de los sólidos iónicos

Los sólidos iónicos están hechos de celosías de iones alternos. No pueden ser estructuras muy empaquetadas, porque entonces como iones tendrían que tocarse. Ya hemos visto 2 células unitarias iónicas comunes: la estructura de CsCl y la estructura de NaCl, en la página de celosías. Mostraremos algunos más a continuación, pero primero, hablemos de interpretar un poco más las celdas unitarias.

Interpretación de celdas unitarias

Cuando miras una celda unitaria, es bueno poder averiguar cuál es el número de coordinación de cada átomo y cuál es la fórmula general. Cuando haces esto, debes recordar que la celda unitaria se repite. Entonces, para contar el número de átomos de cada tipo en la celda unitaria, tenemos que contar los átomos en las esquinas como 1/8, los átomos en los bordes como 1/4, y los átomos en las caras como 1/2. El resto de estos átomos fronterizos están en otras células. Cuando se cuenta el número de coordinación, también hay que recordar que los átomos podrían tener vecinos en otras celdas. Aquí tienes una fórmula que te puede ayudar:

$\frac{number\; of\; cations\; per\; unit\; cell}{number\; of\; anions\; per\; unit\; cell} = \frac{anion\; coordination\; number}{cation\; coordination\; number}$

Lo clave es que el número de cationes y aniones en la celda unitaria es el mismo que la fórmula general, y, por ejemplo, si la fórmula es AB ₂, entonces el número de coordinación de A es el doble del número de coordinación de B.

Células unitarias para cristales iónicos

Además de las que vimos antes, una estructura común para la fórmula AB se llama la blenda de zinc o estructura ZnS. Analicemos esta celda unitaria como se muestra a continuación. Podemos ver que los iones grises tienen coordinación tetraédrica, y hay 4 de ellos dentro de la celda unitaria. ¿Cuál es el número de coordinación de los iones amarillos y cuántos de ellos hay? Podría ser un poco difícil responder a la primera pregunta. Vamos a contarlos primero: cada esquina tiene un ion amarillo, pero como están en esquinas, 8 x 1/8 = 1. Después hay un ion amarillo en cada cara de la celda unitaria, y hay 6 caras. 6 x 1/2 = 3. Entonces hay 4 iones amarillos dentro de cada celda unitaria. Esto es lo mismo que el número de iones grises, por lo que la fórmula es AB, como dijimos. Dado que la fórmula es AB, el número de coordinación de los iones amarillos también debe ser 4. Intenta convencerte de que esto es cierto. Si piensas en cada una de las posiciones de esquina como igual (cada átomo de esquina tiene las interacciones de todas las esquinas sumadas) puedes ver que también tienen coordinación tetraédrica.

Veamos un ejemplo de una estructura AB ₂. A continuación se muestra la estructura del rutilo, que es bastante común, y se presenta en muchos materiales incluyendo el muy común TiO ₂, que se utiliza en todo, desde protector solar hasta papel y pintura. Analicemos éste también. En la estructura del rutilo, tenemos un ion rojo en cada esquina y uno en el medio, así que son 2 rojos por celda unitaria. Entonces tenemos 2 grises en el medio y 4 en las caras (es un poco difícil estar seguro de que están en las caras de la imagen, pero lo son), así que eso es 4 iones grises en total. La fórmula es AB ₂. ¿Cuáles son los números de coordinación? El gris en el medio es claramente octaédrico (6-coordenada). El gris en las esquinas también es octaédrico. Si consideramos todas las interacciones entre las esquinas y el interior de la celda, tenemos 4 enlaces a rojos que están completamente dentro, y 4 enlaces a rojos en las caras. Tenemos que contar los rojos en las caras como 1/2, por lo que el número de coordinación sigue siendo 6 para las esquinas. Podemos contar el número de coordinación rojo como 3 fácilmente para el medio, y como 3 para los rojos en las caras también si tenemos cuidado. Esto se ajusta a la ecuación.

Hay muchas, muchas otras estructuras. Algunos son muy regulares y simétricos, y otros están distorsionados. Algunas estructuras son más complejas para adaptarse a fórmulas más complejas. Ya no tenemos que preocuparnos por los demás. Si tienes curiosidad por qué algunos materiales tienen una estructura y algunos tienen otra, hay 2 efectos principales a considerar. Primero, depende de los tamaños relativos de los iones. Si los iones son de tamaños similares, la estructura de CsCl es buena, porque tiene el mayor número de coordinación (interacciones más favorables entre iones opuestos). Si los iones no son del mismo tamaño, entonces en la estructura de CsCl los iones grandes podrían tocarse entre sí, por lo que la estructura de NaCl (con el número de coordinación 6) se vuelve más estable, por lo que los iones grandes pueden estar más separados. Para tamaños aún menos iguales, la estructura de zincblende podría ser necesaria. El otro efecto es cuán covalentes son los enlaces. Si los enlaces son parcialmente covalentes, aunque los tamaños no sean tan diferentes, la estructura del zincblende podría ser mejor porque permite una mejor superposición orbital (al igual que en el diamante, que tiene la misma estructura pero con todos los átomos iguales).

Propiedades de los sólidos iónicos

Los sólidos iónicos suelen ser aislantes, porque los electrones se sujetan firmemente a los iones. Son duros y tienen altos puntos de fusión, porque los enlaces iónicos son fuertes. No obstante, son quebradizos porque si el cristal se golpea para que se toquen los iones equivocados, se hará añicos.

Un concepto clave para la unión iónica es la energía reticular. Si comparas la afinidad electrónica por un no metal y la energía de ionización para un metal, notarás que formar iones es endotérmico. Sin embargo, recuerde que las afinidades electrónicas y las energías de ionización se definen para los gases. Hacer sólidos iónicos a partir de los elementos es muy exotérmico, porque juntar los iones en la red cristalina libera mucho calor. La energía reticular es la energía liberada cuando el sólido se forma a partir de iones en la fase gaseosa. La energía reticular incluye todas las interacciones ión-ion en una red infinita, por lo que es un poco complicado de calcular. Lo principal que hay que saber es que cuanto más pequeños son los iones y mayor es la carga, mayor es la energía de la red, y cuanto más estable es el sólido.

Una ilustración de la energía reticular (ΔH ₁).

Colaboradores y Atribuciones

Emily V Eames (City College of San Francisco)

Interpretación de celdas unitarias

Células unitarias para cristales iónicos

Propiedades de los sólidos iónicos

Colaboradores y Atribuciones

Support Center

How can we help?