Unidad de muestra Generación B Química 2 bachillerato by Grupo Anaya, S.A.

Química M.ª del Rosario Ramos Pedregosa Raquel Valera Benito

BACHILLERATO

Estructura del libro LA UNIDAD Presentación

La página de presentación se caracteriza porque se compone de: ◾ Una imagen que muestra elementos representativos del contenido que se va a desarrollar. ◾ La relación de los principales epígrafes que se van a tratar.

Desarrollo de contenidos El desarrollo teórico sigue una estructura de apartados y subapartados para facilitar la lectura y comprensión del contenido. El desarrollo de cada epígrafe principal finaliza con unas actividades propuestas para practicar el contenido teórico. Para reforzar la explicación se incluyen ilustraciones con una descripción detallada de las mismas (del proceso físicoquímico, hecho científico relevante, etc.). En el margen se incluyen contenidos complementarios para ampliar la información.

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Secciones específicas

◾ Análisis de textos. Este apartado se plantea para practicar en un texto científico la comunicación lingüística y las competencias básicas en ciencia y tecnología. Las lecturas propuestas concluyen con preguntas sobre el tema que también invitan a reflexionar sobre distintas cuestiones que aborda la ciencia hoy en día.

◾ Prepara el acceso a la Universidad. Esta sección incluye la propuesta de tres pruebas para practicar este examen. En su estructura se destacan los siguientes apartados: • Comentarios al enunciado: se dan referencias al contenido teórico que conviene recordar para resolver los apartados de la actividad. • Pasos para resolver el ejercicio: se realizan los cálculos y el procedimiento que se debe seguir para la resolución de cada apartado. • Conclusiones: comentario a modo de resumen del resultado o resultados obtenidos.

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Estructura del libro Cierre

La unidad finaliza con una propuesta de entre 50 a 80 actividades, aproximadamente, que se caracterizan porque: ◾ Están clasificadas por contenidos. ◾ Se trabajan fundamentalmente las competencias científicas, la comunicación lingüística, aprender a aprender y las competencias sociales y cívicas. ◾ La referencia numérica en color verde o rojo indica la mayor o menor dificultad de resolución. ◾ Se indica la solución numérica. ◾ En estas páginas aparecen destacadas actividades para reforzar la práctica de la prueba de acceso a la Universidad.

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ANEXOS Herramientas de Química Unidad introductoria en la que se repasan contenidos de: ◾ Formulación y nomenclatura inorgánica y orgánica. ◾ Cálculos estequiométricos. ◾ Termoquímica.

TABLA PERIÓDICA El libro finaliza con la tabla periódica actualizada para realizar consultas sobre las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos.

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ÍNDICE

Química ANEXO. Herramientas de Química.................... 8 1. Formulación y nomenclatura inorgánica.............................. 9 2. Formulación y nomenclatura orgánica................................... 14 3. Reacciones químicas. Cálculos estequiométricos.......... 22 4. Termoquímica........................................................................................... 25

Estructura atómica y sistema periódico ............................................................................................

36 1. Partículas subatómicas...................................................................... 37 2. Evolución histórica de los modelos atómicos................... 39 3. Modelo mecano-cuántico del átomo....................................... 48 4. Distribución electrónica..................................................................... 54 5. Sistema periódico de los elementos........................................ 56 6. Propiedades periódicas...................................................................... 62

6 Ácidos y bases

7 Rdeeacciones oxidación-reducción

8 Reactividad en Química orgánica

niones entre átomos. 3 UEnlace iónico y metálico

................................... 116 1. Enlace iónico............................................................................................. 117 2. Energía de red.......................................................................................... 120 3. Propiedades de las sustancias iónicas................................... 125 4. Enlace metálico....................................................................................... 127 5. Teoría de bandas.................................................................................... 130 6. Propiedades de los metales........................................................... 138 7. Aleaciones metálicas. Aplicaciones.......................................... 140

4 Cinética química

.................................................................. 148 1. Cinética química. Teorías de las reacciones químicas....................................................................................................... 149 2. Velocidad de reacción........................................................................ 153 3. Ley de velocidad. Orden de reacción...................................... 157 4. Factores que afectan a la velocidad de reacción. Ecuación de Arrhenius....................................................................... 168

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............................................................... 186 1. Reacciones en equilibrio.................................................................. 187 2. Constante de equilibrio. Grado de disociación.................. 188 3. Factores que modifican el estado de equilibrio. Principio de Le-Châtelier.................................................................. 204 4. Equilibrios heterogéneos. Equilibrios de solubilidad.... 208 5. Aplicación industrial del principio de Le-Châtelier....... 223

niones entre átomos. 2 UEnlace covalente

................................................................ 76 1. Enlace químico........................................................................................ 77 2. Enlace covalente.................................................................................... 79 3. Geometría molecular........................................................................... 88 4. Propiedades de las sustancias covalentes.......................... 100 5. Fuerzas intermoleculares................................................................. 102

5 Equilibro químico

........................................................................ 234 1. Sustancias ácidas y básicas. Teorías....................................... 235 2. Constante de equilibrio. Grado de disociación.................. 240 3. Determinación del pH de una disolución............................. 246 4. Hidrólisis de una sal............................................................................ 254 5. Reacciones de neutralización. Volumetrías........................ 257 6. Disoluciones reguladoras.................................................................. 265 7. Aplicaciones de los ácidos y las bases a la vida cotidiana................................................................................ 269

........................................ 280 1. Oxidación y reducción de sustancias...................................... 281 2. Ajuste de reacciones redox. Métodos...................................... 286 3. Cálculos estequiométricos en reacciones redox............. 290 4. Pilas electroquímicas.......................................................................... 294 5. Celdas electrolíticas............................................................................. 304 6. Aplicaciones de los procesos redox en la industria..... 312

... 326 1. Química orgánica y reactividad................................................... 327 2. Consideraciones termodinámicas y cinéticas de las reacciones orgánicas.......................................................... 328 3. Isomería........................................................................................................ 330 4. Tipos de rupturas de enlace. Reactivos orgánicos........ 333 5. Reacciones orgánicas......................................................................... 336 6. Polímeros y macromoléculas........................................................ 354 7. Reacciones de polimerización...................................................... 363 8. Química orgánica en el desarrollo y medioambiente.................................................................................... 366

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Uniones entre átomos. Enlace iónico y metálico 1 2 3 4 5 6 7

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Enlace iónico Energía de red Propiedades de las sustancias iónicas Enlace metálico Teoría de bandas Propiedades de los metales Aleaciones metálicas. Aplicaciones

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Enlaceiónico iónico 1 Enlace El enlace iónico es de naturaleza electrostática, estableciéndose entre dos elementos en estado de ion. En este sentido, cuando un metal, que tiene tendencia a ceder electrones, se aproxima a un elemento no metálico que tiene afinidad por ellos, se produce una transferencia de electrones desde el átomo metálico hasta el átomo no metálico. Una vez que se ha producido la cesión de electrones, se generan los iones de carga opuesta que terminarán atrayéndose electrostáticamente, lo que originará la unión entre ellos.

Sodio

La fórmula química del compuesto, es decir, la proporción en la que se unen los elementos para formar la sustancia iónica dependerá del número de electrones intercambiados. La distancia a la que los átomos se aproximan para que se establezca el enlace será aquella en la que la fuerza de atracción electrostática es superior a las repulsiones provocadas por la aproximación de las nubes electrónicas. En la siguiente gráfica se representa la variación de la energía potencial en función de la distancia a la que se encuentran los átomos que se van a unir iónicamente.

Atracción

Cloro

Figura 3.1. Formación del enlace iónico entre un átomo de Na y otro de Cl. A partir de sus configuraciones electrónicas se deduce que a cada átomo de Cl le falta un electrón para completar su capa de valencia. Este electrón lo cede el Na, con lo que se forma un ion positivo y otro negativo que da lugar al enlace.

Energía potencial (eV)

4 3 2 1 0

0,2

–1 –2

0,6

0,8

1,0

1,2

r (nm)

4,26 eV

–3 –4 –5

0,4

0,236 nm = r0

Figura 3.2. Evolución de la energía potencial con respecto a la distancia de enlace en la molécula de NaCl. Se observa que se produce un mínimo de energía cuando se alcanza la distancia de enlace (0,236 nm). A partir de este valor y para distancias inferiores, la energía aumenta exponencialmente debido a las repulsiones electrónicas.

1.1

Redes iónicas. Índice de coordinación

Cuando dos átomos con diferente electronegatividad se unen para formar un enlace iónico, lo hacen en todas las direcciones, lo que quiere decir que este tipo de enlace no está dirigido. Por otra parte, la unión iónica de átomos no se realiza de manera aislada entre estos, sino que se produce simultáneamente la unión entre millones de átomos del metal con millones de átomos del no metal, originando una red tridimensional compleja y ordenada que se denomina cristal iónico. La proporción en la que se encuentran el metal y el no metal en la red cristalina será la misma que tengan en su fórmula química, es decir, que dependerá del número de electrones intercambiados entre ellos.

Los sólidos amorfos son aquellos que no disponen de una estructura ordenada y bien definida de sus átomos. Un ejemplo característico de estos sólidos es el de los vidrios que están formados por SiO2.

La ordenación de los iones en la red cristalina depende del número de iones positivos que pueda rodear al ion negativo y viceversa. Este número no siempre es el mismo, ya que se establece según sea el volumen ocupado por el ion. Por ejemplo, en la red iónica de cloruro de sodio el ion sodio se puede rodear de 6 iones cloruro, y en una red de cloruro de cesio, el ion cesio se puede rodear de 8 iones cloruro debido a que el átomo de cesio tiene mayor volumen.

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El índice de coordinación es el número de iones que rodea a otro ion de carga opuesta. Este índice depende de los tamaños relativos del anión (ra– ) y catión (rc+) que forman la red cristalina, pudiéndose determinar a partir de la siguiente relación:

La celdilla unidad constituye la mínima parte del cristal que reproduce la estructura que se va a repetir en su interior.

Ic =

rc+ ra –

La formación de una red iónica debe cumplir con estas consideraciones: ◾◾ Los cristales iónicos son neutros, por lo que es necesario que el número de cargas positivas sea el mismo que el de cargas negativas en ellos. ◾◾ La ordenación de los iones se realizará teniendo en cuenta que el empaquetamiento esté lo más compactado posible, es decir, que en la formación del cristal el espacio se ocupe en la mayor proporción posible. ◾◾ El volumen de los iones de distinta carga determinará el número de iones negativos que rodean a cada ion positivo y el tipo de estructura compacta que pueden generar. Los empaquetamientos más compactados que se pueden formar entre los iones de una red cristalina son el cúbico compacto y el hexagonal compacto. En ambas estructuras el espacio ocupado es de un 74 %. Existe también otro tipo de estructura menos compacta que las anteriores, se denomina estructura cúbica centrada en el cuerpo. En ella la proporción de espacio vacío entre los iones que componen la red es mayor y el porcentaje de espacio ocupado es del 68 %. Vamos a describir las estructuras cristalinas anteriores según sea el tipo de empaquetamiento producido entre los iones de la red cristalina. a) Empaquetamiento cúbico compacto. Existen diferentes tipos de estructuras cristalinas con esta clase de empaquetamiento entre los iones. Algunas de las estructuras cúbicas compatibles con este empaquetamiento son de tipo MX (ejemplo: NaCl o ZnS) o MX2 (ejemplo: CaF2). ◾◾ Estructura cristalina cúbica compacta del NaCl. En ella se determina un índice de coordinación 8 para cada uno de los iones. ◾◾ Estructura cristalina cúbica compacta del ZnS. En ella el índice de coordinación es 4 para cada ion.

S2– Na+ Zn2+

Figura 3.4. Estructura cristalina del ZnS. En este tipo de estructura la coordinación es de 4 para el ion zinc y para el ion sulfuro. Los yoduros de metales monovalentes poco voluminosos o sulfuros de metales divalentes también poco voluminosos son posibles compuestos que pueden adoptar este tipo de redes.

–

Figura 3.3. Estructura cristalina del NaCl. El ion sodio se rodea de 8 iones cloruro y viceversa. Se trata de una estructura cúbica compacta centrada en las caras. Otros compuestos iónicos como la mayor parte de los haluros alcalinos, óxidos de alcalinotérreos o nitruros de metales trivalentes también cristalizan formando este tipo de estructura.

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◾◾ Estructura cristalina cúbica compacta del CaF2. Se caracteriza por un índice de coordinación 8 para el ion metálico y 4 para el ion no metálico.

Ca2+

Figura 3.6.

Figura 3.5.

Mineral de fluorita. Este mineral es fluorescente cuando sobre él incide luz UV. Puede presentarse en varios colores, siendo los más comunes azulvioleta, verde, amarillo o anaranjado.

Estructura cristalina del CaF2 (fluorita). En este tipo de estructura cada átomo de calcio se rodea de 8 iones fluoruro y cada ion fluoruro, de 4 iones de calcio. Los fluoruros de cationes divalentes de gran tamaño y óxidos de cationes tetravalentes suelen cristalizar en este tipo de red.

b) Empaquetamiento hexagonal compacto. En este tipo de empaquetamiento los iones tienen el índice de coordinación más elevado posible, 12.

Cs+

Figura 3.7.

Cl–

Red cristalina correspondiente al compuesto ZnO. El apilamiento se lleva a cabo en capas que se alternan. En este tipo de estructuras conocidas como wurtzitas pueden cristalizar algunos sulfuros de metales divalentes, incluso el ZnS, que tiene una forma alotrópica con esta estructura.

Figura 3.8. Estructura cristalina del CsCl. Este tipo de estructura es característica de compuestos iónicos formados por iones voluminosos. Cada uno de los iones se rodea de 8 de signo contrario. Es una estructura poco frecuente en la que cristalizan los haluros alcalinos.

c) Empaquetamientos no compactos (CsCl). Esta estructura posee un empaquetamiento cúbico centrado en el cuerpo, es decir, que tiene un átomo de cesio en el centro de la estructura cúbica en la que se sitúa un ion cloruro en cada vértice.

Todas las estructuras cristalinas, estén compactadas o no, tienen un espacio vacío en su interior denominado espacio intersticial. Este espacio, debido a la colocación ordenada de los átomos en la red, origina huecos que pueden ser octaédricos o tetraédricos según sea la simetría que resulte del agrupamiento de los átomos.

◾◾ Los huecos octaédricos se sitúan en el centro de un octaedro regular y tienen índice de coordinación 6, es decir, están rodeados de 6 iones. ◾◾ Los huecos tetraédricos están en el centro de un tetraedro regular y tienen índice de coordinación 4, por tanto, están rodeados por 4 iones.

Figura 3.9.

En estos espacios vacíos o intersticios se pueden colocar átomos en determinadas ocasiones. Dentro de las estructuras compactas que poseen n átomos totales en su celda unidad, existen 2n huecos tetraédricos y n huecos octaédricos.

Huecos octaédricos (a) y tetraédricos (b). En función del número de iones de los que estén rodeados, los huecos se denominan octaédricos, si son 6, o tetraédricos, si son 4.

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Energíade dered red 2 Energía Estructura

Cloruro de cesio

1,76267

Cloruro de sodio

1,74756

Blenda

1,63806

Wurtzita

1,64132

Fluorita

2,51939

Rutilo

2,408

Cristobalita

2,2197

Los cristales iónicos forman estructuras tridimensionales de átomos ordenados que son enormemente estables. El proceso de formación de estas estructuras es energéticamente favorable, liberándose una cantidad de energía llamada energía reticular. La energía reticular, U, es la energía liberada cuando un mol de iones positivos y negativos en estado gaseoso pasa a formar un cristal iónico en estado sólido.

Energía reticular

Tabla 3.1. Valores de la constante de Madelung (A ) para las estructuras cristalinas más importantes. Estos valores se han obtenido para cada cristal teniendo en cuenta las interacciones atractivas y repulsivas de su interior.

Figura 3.10. Formación de un cristal iónico. Cuando un elemento metálico cede electrones a un elemento no metálico se genera una atracción electrostática entre ambos, originando un compuesto. Si millones de estos iones positivos se unen simultáneamente a millones de iones negativos, se forma el cristal iónico liberándose la energía reticular.

En las redes cristalinas coexisten iones positivos y negativos que experimentan interacciones electrostáticas entre ellos, observándose una variación en el potencial electrostático soportado por un ion debido a la proximidad de los iones vecinos, a medida que estos se alejan entre sí. Esta variación es distinta para cada tipo de red y se utiliza en el cálculo de la energía reticular mediante una constante determinada experimentalmente, la constante de Madelung, A. Por otra parte, cuando se aproximan los iones existen repulsiones debidas a las nubes electrónicas y este hecho se expresa a partir de un factor de compresibilidad denominado exponente de Born, n. Teniendo en cuenta todos los factores de los que depende la formación de los cristales, la energía reticular por cada mol de sustancia se puede determinar a partir de la ecuación propuesta en 1918 por Born-Landé, cuya expresión es: N A Z + Z – e 2 1 e1 – o U = – A 4p e0 d0 n

Figura 3.11. Max Born (1882-1970). Físico alemán que recibió el Premio Nobel de Física en 1954 por su importante contribución a la mecánica cuántica. Entre sus principales trabajos destaca el desarrollado con A. Landé para establecer la ecuación que permite calcular la energía reticular en un cristal iónico.

Donde NA es el número de Avogadro; Z + y Z – son las cargas del catión y anión respectivamente; e es la carga del electrón; d0 es la distancia de equilibrio entre iones de distinto signo (distancia de enlace); n es el factor de compresibilidad o exponente de Born; e0, la permitividad eléctrica en el vacío y A es la constante de Madelung. El signo negativo indica que en la formación del cristal se desprende energía. Los valores que se obtienen al aplicar la ecuación de Born-Landé son bastante aproximados a los experimentales. Analizando los términos de la ecuación se pueden determinar de manera cualitativa aspectos relacionados con los posibles valores de la energía reticular. De esta forma es posible establecer que mientras más elevado sea el valor de la energía de red, más estable es dicha red. Por otra parte, se puede estimar que la energía reticular tendrá valores altos en el caso de cristales formados por iones pequeños y carga elevada.

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En las tablas siguientes se indica cómo evolucionan los valores determinados para la energía reticular en función del volumen atómico y de la carga de algunas sustancias. Estas sustancias cristalizan todas en el mismo tipo de red por lo que, si son iguales los parámetros característicos de cada red y de la carga, solo se diferenciarán en el tamaño del anión. El volumen de los halógenos y el radio atómico aumentan a medida que se desciende en el grupo debido al mayor número de capas que rodean al núcleo. Como consecuencia, la distancia de enlace entre anión y catión aumentará y, por tanto, disminuye progresivamente el valor de la energía reticular, tal y como se observa en la tabla 3.2. Los valores tabulados coincidirán con los que se pueden predecir para la energía reticular a partir de la ecuación de Born-Landé, a medida que aumenta d0. Sustancia

NaF

NaCl

NaBr

NaI

U (kJ/mol)

–923

–790

–736

–686

Tabla 3.2. Energía reticular de haluros de sodio.

Según la ecuación de Born-Landé, el valor de la energía reticular es directamente proporcional al valor de la carga de los iones. En la tabla 3.3 se observa que cuando aumenta la carga del catión, se incrementa enormemente el valor de la energía reticular liberada en la formación del cristal. Sustancia

NaCl

MgCl2

KCl

CaCl2

CsCl

SrCl2

U (kJ/mol)

–788

–2 326

–701

–2 223

–657

–2 127

Tabla 3.3. Energía reticular de cloruros alcalinos y alcalinotérreos.

EJEMPLO

Determina el valor de la energía reticular de un cristal formado por dos iones divalentes cuya fórmula general es MX, según la ecuación de Born-Landé. La distancia de equilibrio entre sus iones positivos y negativos es de 0,59 nm. Datos: A = 1,7476; NA = 6,022 ? 1023; n = 9, qe – = 1,6 ? 10–19 C; ε0 = 8,8 ? 10–12 C2 N–1 m–2.

●

N A Z + Z – e 2 1 U = – A e1 – o 4π ε0 d0 n 6,023 ? 1023 mol–1 ? 1,7476 ? 2 ? 2 ? (1,6 ? 10–19 C)2 1 U = – e1 – o 2 9 C –9 4π ? 8,8 ? 10–12 ? 2 ? 0,59 ? 10 m Nm U = –1 468 201,534 J/mol = –1 468,20 kJ/mol La energía liberada en la formación del cristal es elevada por lo que se trata de una red bastante estable.

2.1

Ciclo de Born-Haber

Los valores de energía reticular que se obtienen a partir de la ecuación de Born-Landé son bastante aproximados a los valores reales. Sin embargo, estos valores de energía de red se pueden determinar también de manera indirecta a partir de los datos de las energías que intervienen en el proceso de formación del cristal iónico, obteniéndose datos bastante exactos. El procedimiento que se utiliza para calcularlos se denomina ciclo de BornHaber. Este proceso consiste en utilizar las energías liberadas o aportadas en las distintas etapas que sufren los elementos que forman parte del compuesto iónico, desde que se encuentran en estado elemental hasta que tienen la capacidad de generar la red cristalina. Un ejemplo lo constituye la formación de la red de NaCl en la que, inicialmente, el Na se encuentra en estado sólido y el Cl en estado gaseoso, en forma de molécula diatómica.

Figura 3.12. Fritz Haber (1868-1934). Importante químico alemán que recibió el Premio Nobel de Química por el descubrimiento del proceso de síntesis del amoniaco a nivel industrial. Junto con M. Born diseñaron el ciclo característico para determinar la energía de red de manera indirecta.

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En la formación del cristal de NaCl intervienen los siguientes procesos: ◾◾ Procesos energéticos relativos al metal (Na) 1. Sublimación del Na (s). Este paso implica la ruptura de la red metálica de átomos de sodio que se convierten en átomos aislados en estado gaseoso. Na (s) + Esublimación → Na (g) 2. Ionización del Na. Se produce la cesión del electrón que tiene el sodio en su último nivel para convertirse en ion sodio, fase en la que se necesita aportar energía de ionización para que se produzca. Na (g) + EI → Na+ (g) + 1 e– ◾◾ Procesos energéticos relativos al no metal (Cl) 1. Disociación de la molécula de Cl2 (g). El cloro en estado elemental ya se encuentra en estado gaseoso, pero en forma de molécula diatómica. Es necesario disociar la molécula para que cada átomo de cloro esté en disposición de adquirir el electrón que le cede el sodio, completando así su última capa. Cl2 (g) + Edisociación → 2 Cl (g) 2. Ionización del Cl. El átomo de cloro, ya disociado, estará en disposición de adquirir el electrón que le cede el átomo de sodio. En este proceso se liberará la energía correspondiente a la afinidad electrónica. Cl (g) + 1 e– → Cl – + AE ◾◾ Por último, se unen electrostáticamente los iones sodio y cloro para formar parte de la red cristalina liberando la correspondiente energía re ticular. Na+ (g) + Cl – (g) → NaCl (s) + U En la formación del compuesto NaCl a partir de sus elementos constituyentes, en condiciones estándar, se produce una variación de entalpía que puede ser, a su vez, determinada experimentalmente. Na (s) + 1/2 Cl2 (g) → NaCl (s); ∆Hf0 El valor correspondiente a la variación de entalpía de formación debe ser igual a la suma de los valores de todas las energías implicadas en la formación del cristal, incluida la energía reticular. +

+ +

Energía de sublimación

Energía de ionización

+ Afinidad electrónica

Energía de disociación Cl 2 (g)

Na+ (g)

Na (g)

Na (s)

Energía reticular

NaCl (s) Cl– (g)

Cl (g) DHf°

Figura 3.13. Procesos energéticos que intervienen en la formación de un cristal de NaCl. La suma de todas las energías y de la energía reticular tiene el mismo valor que la entalpía de formación del compuesto a partir de sus elementos constituyentes.

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En el siguiente esquema se representa el ciclo de Born-Haber para la formación del NaCl. Na (s)

1 Cl (g) 2 2

NaCl (s)

1 ∆Hdisociación 2

∆Hsublimación

Na (g)

∆H f

⎯→

Cl (g)

Na+ (g) +

Cl– (g)

Teniendo en cuenta todos los procesos energéticos que intervienen y los valores de sus energías medidos experimentalmente, podremos determinar de manera bastante aproximada el valor de la energía reticular liberada en la formación de la red de la siguiente manera: DHsublimación + EINa +

1 Edisociación + AECl + U = DHformación 2

EJEMPLO Calcula el valor de la variación de entalpía de formación del compuesto NaF a partir de los siguientes datos: ∆Hsublimación (Na) = 109 kJ/mol; EINa = 496 kJ/mol; Edisociación = 155 kJ/mol; AEF = –362 kJ/mol; U = –923 kJ/mol

Na (s)

1 F (g) 2 2

∆Hsublimación

Na (g)

Na+ (g)

∆Hsublimación + EINa + 109 kJ/mol + 496 kJ/mol +

NaF (s)

1 ∆Hdisociación 2

F (g)

∆Hf

⎯→

●

F– (g) 1 E + AEF + U = ∆Hformación 2 disociación

1 ? 155 kJ/mol + (–362 kJ/mol) + (923 kJ/mol) = ∆Hf → 2 → ∆Hf = –602,5 kJ/mol

Figura 3.14. Mineral de NaF, villiaumita. Pertenece al grupo de minerales de las halitas. Cristaliza en una red cúbica y puede tener diversos colores. Es un mineral bastante soluble en agua.

El proceso resultará energéticamente favorable. La entalpía de los productos será inferior a la de los reactivos, por lo que serán más estables. Este procedimiento se puede reproducir para la formación de cualquier cristal iónico, conocidos los correspondientes valores de las energías implicadas en el proceso. Cuando los iones que se unen para formar el cristal iónico son divalentes, trivalentes, etc., habrá que tener en cuenta además los valores de energías de ionización o afinidad electrónica sucesivos. Por ejemplo, si en el compuesto el metal es el Ca, se necesitará conocer las energías de ionización correspondientes a la extracción del primer y segundo electrón del metal. Por otra parte, los valores de las energías implicadas en los procesos de formación del cristal también están condicionadas por la proporción en la que los átomos se encuentren formando parte de dicho cristal, es decir, que en el cálculo se tendrán en cuenta los coeficientes estequiométricos.

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EJEMPLO Determina el valor de la energía reticular liberada en la formación del cristal de MgCl2, a partir de los siguientes datos: ∆Hsublimación (Mg) = 136 kJ/mol; EI1, Mg = 738 kJ/mol; EI2, Mg = 1 450 kJ/mol; Edisociación = 244 kJ/mol; AECl = –349 kJ/mol; ∆Hf = –655 kJ/mol.

● Mg (s)

Cl2 (g)

∆Hsublimación (Mg) Mg (g)

∆H f0 ⎯⎯⎯⎯→

∆Hdisociación (Cl2)

MgCl2 (s) U

2 Cl– (g) + Mg2+ (g)

2 Cl (g) 2 ∆HAE. (Cl)

Esublimación + EIMg, 1 + EIMg, 2 + Edisociación + 2 ? AECl + U = ∆H formación 136 kJ/mol + 738 kJ/mol + 1 450 kJ/mol + 244 kJ/mol + 2 ? (– 349 kJ/mol) + U = = – 655 kJ/mol → U = – 2 525 kJ/mol El valor de la energía de red en este caso es superior a la del ejemplo anterior.

1 S e dispone de cristales de los siguientes compuestos: RbF, NaF, LiF y KF y todos presentan el mismo tipo de red iónica. Contesta: a) ¿Cuál es el factor que puede diferenciar los valores de energía reticular de estos compuestos? Justifica tu respuesta. b) Explica el orden creciente de energía reticular. 2 A partir de la ecuación de Born-Landé para determinar la energía reticular, justifica cómo variará el valor de dicha energía si se producen los cambios que se indican a continuación en una red de iones monovalentes del tipo MX. a) Se duplica el radio del catión. c) Se duplica la carga del anión. b) Se duplican los radios de ambos iones. d) Se duplica la carga y el radio de ambos iones. 3 E l sulfuro de magnesio es un compuesto que cristaliza en un tipo de red, cuyos valores del coeficiente de Born y la constante de Madelung son 9 y 1,7476, respectivamente. Se sabe además que la distancia media de enlace entre los iones magnesio y sulfuro es de 2,59 Å. Calcula la energía reticular en la formación de dicha red. Datos: K = 9 ? 109 Nm2/C2; NA = 6,022 ? 1023 Solución: –3 328 kJ/mol.

Compuesto

Energía reticular (kJ/mol)

LiF

1 030

NaF

910

808

CsCl

637

CsI

600

Tabla 3.4. Energías reticulares de algunos haluros alcalinos.

4 A partir de los siguientes datos referentes a la formación de un cristal de fluoruro de sodio, determina el valor de la energía de red realizando el esquema correspondiente. Datos: ∆Hf0(NaF) = –573,6 kJ/mol; Esublimación (Na) = 107,3 kJ/mol; Edisociación(F2) = 159 kJ/mol; EI (Na) = 495,8 kJ/mol; AE (F) = –328 kJ/mol. Solución: –928,2 kJ/mol.

5 D etermina la energía reticular del óxido de aluminio utilizando el ciclo de Born-Haber y teniendo en cuenta los siguientes datos: ∆Hf0(Al2O3) = –3 351 kJ/mol; Esublimación (Al) = 322 kJ/mol; Edisociación (O2) = 249,4 kJ/mol; EI1(Al) = 577,4 kJ/mol; EI2(Al) = 1 816,6 kJ/mol; EI3(Al) = 2 744,6 kJ/mol; AE1(O) = –141 kJ/mol; AE2 (O) = 875 kJ/mol. Solución: –16 848,3 kJ/mol.

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Propiedadesde delas lassustancias sustanciasiónicas iónicas 3 Propiedades Los valores determinados de la energía de red en un compuesto iónico son indicadores de su estabilidad. Cuanto más grande es la energía liberada en la formación del cristal, mayor será la estabilidad de la red cristalina. La fortaleza del enlace iónico y, por tanto, la estabilidad de la red dependerá de los parámetros que afectan a la energía reticular liberada en su formación. Estos parámetros son los siguientes: ◾◾ Carga de los iones implicados: los compuestos iónicos serán más estables cuanto menor sea la carga de los iones. En los iones positivos las energías de ionización sucesivas para arrancar el segundo o tercer electrón son más altas que la primera. En los iones negativos es necesario aportar más energía para capturar un segundo electrón y los siguientes, por lo que el balance energético no es tan favorable. ◾◾ Tamaño de los iones: las redes son más estables cuanto más compactadas estén porque será más difícil deformarlas. Por este motivo, cuanto más pequeños sean los radios de los átomos implicados, menor será la distancia de enlace, compactando en mayor medida dichas redes y aumentando, por tanto, su estabilidad. ◾◾ Electronegatividad: cuanto más grande es la diferencia de electronegatividad entre los átomos que componen la red, mayor será su estabilidad porque la unión que se produce entre los iones es más fuerte. El hecho de que las propiedades de los compuestos iónicos estén estrechamente relacionadas con los valores de las energías reticulares de las redes cristalinas, permite realizar una estimación de cómo variarán estas propiedades en función de los parámetros de los que depende dicha energía.

Principales propiedades de los compuestos iónicos ◾◾ Son sólidos a temperatura ambiente. Los compuestos iónicos no forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas en las que están millones de átomos de cada uno de los elementos que componen dicha red. ◾◾ Tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Los altos valores de energía reticular liberados en la formación de las redes implican temperaturas de fusión y ebullición también altas, puesto que es necesario aportar una gran cantidad de energía para romper su estabilidad y que estos compuestos se fundan o pasen al estado de vapor. ◾◾ La enorme estabilidad que tienen las redes tridimensionales hace que sean sustancias muy difíciles de rayar porque esto implicaría la deformación de las capas de átomos superficiales de la red. Esta deformación será más costosa cuanto más estable sea la red, por este motivo son materiales que tienen una elevada dureza. ◾◾ Son sustancias frágiles porque tienen escasa resistencia al impacto. Cuando este tipo de cristales recibe un pequeño golpe, se puede desplazar una capa de átomos con respecto a otra en el cristal, pudiendo dejar enfrentados a iones del mismo signo, lo que facilitará la ruptura del cristal por repulsión electrostática.

+ +

845

LiCl

610

LiBr

547

NaCl

801

NaBr

755

NaI

651

KCl

772

KBr

730

MgCl2

712

MgO

2 800

Figura 3.15. Fragilidad en redes iónicas. Un pequeño impacto sufrido por la red puede provocar el desplazamiento entre capas de átomos, provocando la ruptura del cristal por repulsiones entre iones del mismo signo.

+ +

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LiF

Tabla 3.5. Temperaturas de fusión de algunos sólidos iónicos.

+ +

Temperatura de fusión (°C)

+ +

Compuesto

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◾◾ Son sustancias solubles en disolventes polares como el agua, cuyas moléculas pueden rodear a cada uno de los iones que forman parte de la red, consiguiendo estabilizarlos y separarlos, lo que provoca su disolución. Para que el disolvente pueda entrar en la red iónica del compuesto, deberá tener carácter polar, por lo que los disolventes de naturaleza apolar no pueden dar lugar al proceso de solvatación. + H δ O H –

Figura 3.16. Solubilidad de compuestos iónicos. Las moléculas de agua tienen la capacidad de atraer a los iones de la red debido a su marcado carácter dipolar. Una vez que los iones se separan del cristal, son solvatados por las moléculas de agua, impidiendo que vuelvan a unirse originando de nuevo el cristal.

+ ++ ++ ++ + ++ ++ + δ

H H O –

◾◾ Son conductores de la electricidad en estado fundido o disuelto. Los compuestos iónicos no poseen electrones libres capaces de conducir la electricidad, por tanto, serán aislantes en estado sólido. Sin embargo, cuando están disueltos o fundidos se encuentran en estado iónico, pudiendo transportar la carga por movimiento de los iones en la disolución, generando una pequeña conductividad que será muy inferior a la de los metales, debido a que el movimiento de iones es más lento que el de los electrones en el metal.

Figura 3.17. Conductividad en compuestos iónicos. El primer recipiente contiene agua pura que, al ser un compuesto covalente, es aislante de la electricidad. Sin embargo, cuando se encuentran sales disueltas en el agua, el movimiento de los iones genera una pequeña conductividad que hace que se pueda encender la bombilla.

6 J ustifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Los sólidos iónicos son solubles en agua. b) Los cristales iónicos son blandos. c) La temperatura de fusión de los sólidos iónicos aumenta a medida que lo hace la energía reticular. 7 S e consideran los siguientes compuestos iónicos: CaS, NaF, NaBr y CaO. Contesta razonadamente: a) ¿Cuál de ellos tiene mayor temperatura de fusión? b) ¿Qué compuesto es más soluble en agua? c) Ordénalos de menor a mayor dureza. 8 L os compuestos NaCl, NaBr y NaI cristalizan en el mismo tipo de red. Teniendo en cuenta este dato: a) ¿Tendrán el mismo valor de la constante de Madelung? b) ¿Cuál será el orden decreciente de energía reticular? c) Explica cuál será el compuesto más soluble en agua. 126

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Enlacemetálico metálico 4 Enlace Los metales son elementos que ya desde la antigüedad destacaban por presentar propiedades físicas y químicas diferenciadas del resto de sustancias. Actualmente, el carácter metálico se atribuye al conjunto de elementos cuya distribución electrónica característica permite justificar las propiedades específicas que tienen estos materiales. Los valores de energía de ionización en los metales generalmente son bajos porque tienen pocos electrones en la capa de valencia, siendo su número menor que el de orbitales atómicos disponibles para albergarlos. Los átomos de un mismo elemento metálico tienen la misma electronegatividad, por lo que se unen por compartición de electrones. Este tipo de enlace únicamente puede darse en el estado sólido, se conserva en el estado líquido pero no se puede dar en el estado gaseoso. Cada átomo metálico puede compartir electrones de otros átomos cercanos en la red de forma energéticamente favorable, incluso cumpliendo con el principio de exclusión de Pauli debido a la capacidad de los orbitales atómicos vacíos de los que dispone.

Figura 3.18. Paul Drude (1863-1906). Físico alemán que destacó por sus aportaciones en el estudio de las propiedades ópticas de los metales.

Las consideraciones anteriores le sirvieron a P. Drude, en 1900, para desarrollar el denominado modelo del gas electrónico. En este modelo se plantea que los átomos de los metales se empaquetan dejando espacios vacíos entre ellos, donde los electrones de las capas de valencia circulan libremente de forma similar al movimiento de las partículas de un gas en un recipiente. Este modelo inicial fue modificado en 1923 por Hendrik Lorentz, teniendo en cuenta las consideraciones de cuantización de la energía y postula a los metales como una red de iones positivos en la que los electrones de valencia se mueven a su alrededor, generando un mar de electrones que cumple con el principio de exclusión de Pauli, aunque los electrones ocupan distintos niveles de energía permitidos en el interior. Cu +2 Cu +2

Cu +2

Figura 3.19. Representación del enlace metálico. Este tipo de enlace no tiene el carácter dirigido del enlace covalente, sino que la compartición de electrones se produce en todas las direcciones, generando el mar de electrones.

Cu +2

Con base en este modelo, se establece que los electrones de los metales no pertenecen a ninguno de los átomos, sino que todos ellos son comunes a la estructura y los comparten todos a la vez. Este modelo resulta muy útil para justificar las propiedades de los metales como la conductividad, la ductilidad o la capacidad de producir efecto fotoeléctrico, pero presenta inconvenientes para explicar el carácter semiconductor de algunos metales. Los semiconductores se estudiarán con más detalle en el apartado 5 de esta unidad.

9 E xplica en qué consiste la teoría del gas electrónico enunciada por Paul Drude. ¿Por qué no se puede explicar la compartición de electrones en el enlace covalente, según esta teoría? ¿Qué modificación introduce Hendrik Lorentz al modelo?

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Metales

Densidad (g/cm3)

Wolframio

19,26

Mercurio

13,55

Plomo

11,34

Níquel

Cobre

8,92

Hierro

7,88

Estaño

7,29

Cromo

7,19

Zinc

7,13

Titanio

4,43

Aluminio

2,7

Magnesio

1,74

4.1

Estructuras metálicas

Las sustancias metálicas son estructuras con densidades altas, por lo que forman redes tridimensionales en las que los espacios se utilizan al máximo posible, generando normalmente empaquetamientos muy compactos de átomos, similares a las redes de naturaleza iónica. Los tipos de empaquetamiento atómico que mayoritariamente se forman en los metales para cristalizar son los mismos que en los compuestos iónicos: red cúbica compacta, red hexagonal compacta y red cúbica centrada en el cuerpo, siendo esta última la estructura menos compactada. ◾◾ Empaquetamiento cúbico compacto. En este tipo de red los átomos que se consideran con forma esférica se colocan en capas, unas sobre otras. Los átomos situados en cada una de las capas están rodeados de otros átomos próximos de las capas inferiores y superiores. El índice de coordinación para este tipo de estructuras es 12, con un porcentaje de espacio ocupado del 74,1 %. En este tipo de red cristalizan metales como, por ejemplo, Cu, Ag, Au, Pt y Hg.

Tabla 3.6. Densidades de algunos metales.

A C B A Figura 3.20. Empaquetamiento cúbico compacto. En este tipo de empaquetamiento los metales se disponen en capas de átomos que se van repitiendo, según la secuencia que aparece en el esquema (ACBA…).

◾◾ Empaquetamiento hexagonal compacto. Es una estructura similar al cúbico en la que los átomos que componen las distintas capas dentro del apilamiento se colocan de manera distinta a como se disponen en el anterior. Como sucede en la red cúbica, este tipo de empaquetamiento tiene un porcentaje de espacio ocupado alto, del 74,1 % con un índice de coordinación de 12. Este tipo de redes son características en metales divalentes como los alcalinotérreos, Zn o Cd. A

A Figura 3.21. Empaquetamiento hexagonal compacto. En este caso solo existen dos capas distintas de átomos, que se van alternando en toda la estructura siguiendo la secuencia ABA…

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La mayoría de los elementos metálicos cristalizan en el sistema cúbico o en el hexagonal compacto, pero existe otro tipo de agrupación de átomos o empaquetamiento que no está tan compactado como los anteriores. Es característico sobre todo de metales con radios atómicos elevados donde es complicado que cristalicen en redes tan compactadas. Por ejemplo, en la red cúbica centrada en el espacio o en el cuerpo. ◾◾ Red cúbica centrada en el cuerpo. En este empaquetamiento hay mayor espacio vacío y el porcentaje de ocupación es de 68,1 %. En este tipo de redes el índice de coordinación disminuye y es una clase de empaquetamiento característico de las redes de los metales alcalinos. Li

Hexagonal compacta

Cúbica Otras centrada en el cuerpo

Figura 3.23.

Cúbica compacta

Empaquetamiento cúbico centrado en el cuerpo. Este tipo es poco compacto debido a que al colocarse uno de los átomos en el centro de la estructura, los espacios vacíos originados alrededor son mayores que en los empaquetamientos cúbico y hexagonal compactos.

Figura 3.22. Principales estructuras en las que mayoritariamente suelen cristalizar los metales. Se observa cómo los metales alcalinos cristalizan preferiblemente en el empaquetamiento menos compacto, mientras que metales que originan iones divalentes, como el Zn o Mg, cristalizan en redes hexagonales compactas.

En todas las estructuras descritas anteriormente se originan espacios vacíos entre los átomos que forman la red que se denominan espacios intersticiales o intersticios, comúnmente denominados huecos. Dentro de los espacios intersticiales que surgen de la estructura cúbica y de la hexagonal compacta puede haber dos tipos: tetraédricos, si el hueco está rodeado de 4 átomos y octaédricos, si se encuentra rodeado de 6 átomos. a

Tetraédrico

Octaédrico

Figura 3.24. Huecos tetraédricos (a) y octaédricos (b) en una estructura cúbica compacta. Cada hueco tetraédrico estará rodeado de 4 átomos de metal, mientras que cada hueco octaédrico lo estará de 6 átomos de metal.

En cualquiera de las redes compactas, sea cúbica o hexagonal, o en las redes no compactas, como la cúbica centrada en el cuerpo, existen los dos tipos de huecos. La proporción en la que se encuentran unos y otros variará en función del tipo de estructura.

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Energía

Teoríade debandas bandas 5 Teoría

Banda de conducción

Banda de valencia

Figura 3.25. Diagrama de orbitales moleculares para el átomo de Be. La banda de valencia la constituyen los N orbitales moleculares originados por la interacción de N orbitales atómicos 2s del Be. Los orbitales atómicos 2p del Be vacíos originarán en su interacción los N orbitales moleculares que forman la banda de conducción del Be. En este caso, al estar solapadas energéticamente ambas bandas, el elemento tendrá carácter conductor.

A partir de la teoría del gas electrónico del enlace metálico es posible dar una explicación razonada de las principales propiedades de los elementos metálicos. Sin embargo, para justificar determinados comportamientos como la semiconductividad que tienen algunos metales, se interpreta el enlace entre átomos de un metal utilizando la teoría de bandas de energía que se basa en la teoría de orbitales moleculares (TOM) desarrollada en la unidad anterior. Teoría de bandas de energía. Cuando interaccionan entre sí dos orbitales atómicos (OA) de dos átomos distintos, originan dos orbitales moleculares (OM), uno enlazante y otro antienlazante. De la misma manera, si interaccionan N orbitales atómicos correspondientes a N átomos, se obtendrán N orbitales moleculares, la mitad serán de enlace y la otra mitad de antienlace. Cuando se consideran las interacciones posibles entre todos los orbitales de la capa de valencia de los átomos del metal, se obtiene una serie de orbitales moleculares que poseen energía muy próxima entre sí, originando bandas de energía. Teniendo en cuenta que en la interacción de orbitales atómicos se generan dos tipos de orbitales moleculares, se formarán también dos tipos de bandas de energía llamadas bandas de valencia y de conducción. ◾◾ La banda de valencia será la más externa que se encontrará parcial o totalmente llena cuando el metal esté en el estado fundamental. Los electrones colocados en los niveles más altos de energía, es decir, los más energéticos de cada uno de los átomos, serán los que ocupen la banda de valencia. ◾◾ La banda de conducción será aquella, de las que se encuentran vacías de electrones, que tenga la menor energía cuando el metal se encuentra en el estado fundamental. Esta banda vacía permite el movimiento de electrones en su interior. Entre las bandas de valencia y de conducción existe un intervalo de energías que será más o menos extenso en función de cada átomo. Estos valores se corresponden con los prohibidos, es decir, con situaciones energéticas no permitidas para los electrones de los átomos metálicos en el estado fundamental. Este intervalo de energía se denomina banda de energía prohibida.

Bandas vacías Banda de conducción Energía

Banda prohibida Banda de valencia

Bandas llenas

Figura 3.26. Esquema de los distintos tipos de bandas en los metales. La banda de valencia será la más energética de las ocupadas por electrones, la banda de conducción será la menos energética de las que se encuentran vacías, y la banda prohibida es la región que separa ambas bandas.

130

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Un ejemplo lo constituye la interacción de los orbitales atómicos del nivel 2 del átomo de litio. Dentro de este nivel hay 2 subniveles, el de tipo s, con un solo orbital semiocupado, y el de tipo p, con tres orbitales vacíos. 3N orbitales 2p Banda 2p vacía

Energía

N orbitales 2s Banda 2s semillena

Figura 3.28. Baterías de litio. Las pilas de litio almacenan gran cantidad de energía eléctrica, además de ser más ligeras que las de otros materiales. Se introdujeron en la década de los 90, y hoy día se utilizan en todos los dispositivos electrónicos: teléfonos, tabletas, ordenadores…

N orbitales 1s Banda 1s llena

Figura 3.27. Diagrama de energía para el átomo de Li. La banda de valencia se encuentra semiocupada y, además, está solapada energéticamente a la de conducción que se encuentra totalmente vacía.

Observamos que las bandas de energía generadas como consecuencia de la interacción de los orbitales moleculares de tipo s y p están solapadas. De esta forma los electrones más externos, los del nivel 2, se van a poder mover libremente por los orbitales vacíos formados. La banda de energía generada por la interacción de orbitales internos 1s se encuentra totalmente ocupada y con una diferencia de energía suficiente con las bandas superiores 2s y 2p como para que los electrones allí colocados no puedan saltar. Entre las bandas de valencia y de conducción pueden existir dos situaciones distintas: que las bandas estén solapadas o que se encuentren separadas por una banda de energía prohibida más o menos grande. Si las bandas se encuentran solapadas, los metales se comportarán como conductores, debido a que se permite el libre movimiento de electrones, sin coste energético, por la banda de conducción. Si, por el contrario, las bandas de energía se encuentran separadas pueden darse, a su vez, dos situaciones. Por un lado, si la banda prohibida no es muy grande, serán metales semiconductores permitiéndose el movimiento electrónico solo en determinadas situaciones; sin embargo, si la banda prohibida es demasiado grande, los electrones no podrán saltar desde la banda de valencia a la de conducción, por tanto, serán sustancias aislantes.

Conductor

Banda prohibida Banda de valencia Semiconductor

Energía

Banda de valencia

Banda de conducción

Banda prohibida

Banda de valencia Aislante

Figura 3.29. Diagramas de bandas para sustancias conductoras, semiconductoras y aislantes. En los metales no existe región energéticamente prohibida, mientras que en los semiconductores y aislantes sí.

10 Indica las estructuras tridimensionales en las que las sustancias metálicas pueden cristalizar. Cita un ejemplo de metal que cristalice en cada caso. 11 ¿Qué situación es la que determina que una sustancia se comporte como conductora, semiconductora o aislante?

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5.1

Sustancias conductoras

Los electrones situados en los niveles más externos, es decir, en la capa de valencia de las sustancias, se encuentran ocupando o semiocupando toda la banda de valencia originada a partir de los orbitales moleculares formados por la interacción de los orbitales atómicos de cada uno de los átomos que componen la red tridimensional. Los electrones que se pueden mover libremente por la banda de conducción confieren a la sustancia la capacidad de conducir la electricidad. En las sustancias conductoras, la transferencia de los electrones de valencia hacia la banda de conducción es muy sencilla, porque las dos bandas se encuentran pegadas, incluso en algunos casos solapadas, facilitando así el libre movimiento de estos electrones. Las sustancias conductoras son en su mayoría metales, como por ejemplo el átomo de berilio. N orbitales 1s

Figura 3.31.

Banda 2p vacía

Energía

Cables conductores. Las propiedades conductoras de los metales les confieren la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Los cables conductores son de cobre por su excelente conductividad y por su buena relación calidad-precio.

N orbitales 2s Banda 2s llena

3N orbitales 2p Banda 1s llena

Figura 3.30. Diagrama de bandas correspondiente al átomo de Be. La banda correspondiente a los N orbitales moleculares 2s está llena. Sin embargo, como las bandas 2s y 2p están solapadas, los electrones de valencia se podrán mover libremente a través de la banda de conducción.

Resistividad (ρ)

Ir Co Na

15 Mg 10

Au Cu Ag

5 0 –273 –200 –100

100 200 300 400 500

Temperatura (ºC)

Figura 3.32. Variación de la resistividad de los metales en función de la temperatura. A medida que aumenta la temperatura, va disminuyendo progresivamente la conductividad por lo que la resistencia del metal al paso de la corriente se va incrementando. Dependiendo del metal la variación será más o menos acusada.

Las bandas de energía correspondientes a los orbitales atómicos 1s y 2s en el átomo de berilio están totalmente ocupadas, mientras que la banda de energía formada por la interacción de los orbitales 2p se encuentra vacía. Entre las bandas de energía 1s y 2s existe una región de energía prohibida que los electrones no podrán ocupar, por tanto, estos se encuentran en el nivel interno 1s y de ahí no se van a mover. Sin embargo, las bandas de energía 2s y 2p están solapadas, lo que facilita la promoción de electrones de valencia desde una banda a otra. Cuando los electrones de valencia pueden moverse libremente por la banda de conducción se convierten en electrones de conducción y serán los que determinen la buena conductividad del metal. El carácter conductor de los metales está estrechamente relacionado con la temperatura. Los metales conducen la electricidad a temperatura ambiente, pero a medida que la temperatura aumenta, disminuye la capacidad conductora del metal debido a que se genera en los iones metálicos una agitación térmica que impide un flujo normal de electrones a la banda de conducción. El movimiento de electrones entre las bandas de valencia y conducción produce además el característico brillo de los metales. En estos movimientos los electrones adquieren la energía necesaria para promocionar a la banda de conducción y, cuando vuelven a su estado fundamental, lo hacen emitiendo la radiación electromagnética que habían absorbido anteriormente. Esta radiación emitida se refleja en la superficie del metal en todas las direcciones originando el brillo. Las propiedades de los metales se describen con más detalle en el apartado 6 de esta unidad.

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5.2

Sustancias aislantes

Los materiales aislantes se caracterizan porque tienen una banda de valencia completamente ocupada y una región de energía prohibida muy grande. El tamaño de esta banda impide que los electrones de valencia puedan saltarla para pasar a la banda de conducción y esto tiene como resultado que las sustancias aislantes no puedan conducir la electricidad. Todas las sustancias unidas por enlaces covalentes en cualquier estado o iónicos en estado sólido son aislantes de la electricidad debido a que los electrones que forman parte de este tipo de enlaces no se pueden mover a lo largo de una estructura, a diferencia de lo que sucede en los metales.

Compuesto

Banda prohibida (eV)

LiCl

9,4

NaCl

8,5

KCl

8,4

RbCl

8,2

CsCl

8,3

Tabla 3.7.

5.2.1 Cristales iónicos

Valores correspondientes a las bandas de energía prohibidas en cloruros alcalinos. Todos ellos presentan valores muy elevados de energía en la banda prohibida, confiriéndoles el comportamiento aislante de compuestos iónicos.

Las sustancias iónicas son aislantes en estado sólido porque no tienen electrones disponibles para conducir a la electricidad. Si se realiza el estudio correspondiente al diagrama de bandas para la red de cualquier compuesto iónico, como por ejemplo el NaCl, se puede determinar su comportamiento en términos de conductividad. En la red de NaCl cada ion Na+ o Cl – está rodeado de 6 iones de signo contrario, por tanto, si se tienen N átomos de sodio y N átomos de cloro que se acercan a la distancia de equilibrio, los N electrones de los átomos de sodio se habrán cedido a los N átomos de cloro. Los orbitales 3p del átomo de cloro interaccionarán entre sí para originar una banda de energía en la que se encontrarán los 5N electrones correspondientes a los átomos de cloro, más los N electrones de la banda de energía originada por la interacción de los orbitales 3s del sodio, que han sido cedidos al átomo de cloro cuando se aproximan a la distancia de equilibrio. La banda formada por los orbitales 3p del ion cloruro estará completamente ocupada y se corresponderá con la banda de valencia. Por otra parte, la banda formada por los orbitales 3s del ion sodio está vacía, constituyendo la banda de conducción. Como entre ambas bandas hay un salto energético de 8,5 eV, los electrones no pueden superarla por lo que la sustancia será aislante. Este es el patrón de bandas de energía que se repite en todos los cristales iónicos.

5.2.2 Cristales covalentes En la unión covalente de elementos no metálicos es frecuente que se originen pequeñas moléculas que se pueden encontrar en los tres estados de agregación, en función de la mayor o menor presencia de fuerzas intermo leculares. El átomo de carbono es una excepción en cualquiera de sus formas alotrópicas, originando estructuras tridimensionales cristalinas de átomos unidos por enlaces covalentes. Un ejemplo de cristales covalentes aislantes lo constituye el carbono en su forma alotrópica de diamante. Figura 3.34. Estructura cristalina del grafeno. El átomo de C en su forma alotrópica de grafeno es un excelente conductor térmico y eléctrico. Este hecho se debe a la presencia de electrones libres que no intervienen en los enlaces covalentes con otros átomos de C. Constituye, por tanto, una excepción del comportamiento aislante que presentan los compuestos covalentes.

Figura 3.33. Estructura cristalina del diamante. La banda de valencia correspondiente a los orbitales 2p del carbono se encuentra completamente llena y la banda de conducción, vacía. La región de energía prohibida entre ambas bandas es muy elevada, por lo que el diamante presentará carácter aislante.

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En la estructura del diamante se constituye una banda de valencia con 2N orbitales moleculares ocupados, originados por la interacción de los orbitales atómicos 2p de la capa de valencia. La banda de conducción estará formada por los 4N orbitales moleculares generados por la interacción de los orbitales 2p vacíos y entre ambas bandas de energía hay una barrera energética de 6 eV, lo que significa que es prácticamente imposible que algún electrón de la banda de valencia pueda superarla y pasar a la banda de conducción. Figura 3.35. Diagrama de bandas correspondiente al C en su forma de diamante. Los orbitales 2p originan una banda de energía en la que se encuentran los 2N electrones que poseen en este subnivel; por otro lado, los orbitales 2p vacíos originan otra banda de energía separada por 6 eV de la anterior.

6 eV

Banda 2p parcialmente llena

Banda 2s llena

Banda 1s llena

En el grupo de los aislantes se pueden destacar a los materiales poliméricos como plásticos, cauchos…. Este tipo de materiales se utilizan mucho en determinadas aplicaciones como, por ejemplo, los plásticos que se usan en el recubrimiento de cables de cobre por su naturaleza aislante.

5.3

Semiconductores

Los semiconductores son sustancias que en estado fundamental no pueden conducir la electricidad, es decir, se comportan como un material aislante. Si un semiconductor se expone a determinadas condiciones, sí puede adquirir la capacidad de conducir la corriente a temperatura ambiente. Hay dos tipos de semiconductores, los puros o intrínsecos, como el silicio o el germanio, y los extrínsecos que son semiconductores intrínsecos a los que se les ha añadido una pequeña cantidad de algún otro elemento químico para modificar sus propiedades conductoras. Este procedimiento de obtención de semiconductores extrínsecos a partir de otros intrínsecos se denomina dopado.

5.3.1 Semiconductores intrínsecos

Figura 3.37. Paneles solares. Las placas solares están fabricadas con materiales semiconductores, principalmente de Si, debido a su menor coste. Las propiedades físicas y químicas de los semiconductores los convierte en materiales idóneos para producir el efecto fotovoltaico en los paneles solares. Este efecto consiste en la transformación de la energía procedente de la luz solar en energía cinética necesaria para que los electrones se puedan mover y conducir la electricidad.

El silicio y el germanio son los dos ejemplos más importantes de este tipo de materiales. Ambos elementos pertenecen al grupo del carbono por lo que comparten con este elemento la configuración electrónica, es decir, que el diagrama de bandas en ambos casos será similar al del carbono. Sin embargo, tanto en el silicio como en el germanio la región de energía prohibida entre las bandas de valencia y de conducción es más pequeña, 1,12 eV en el silicio y 0,75 eV en el germanio. Este hecho hace que estos materiales sean conductores en determinadas condiciones.

Figura 3.36. Estructura de la red de átomos de silicio. Posee una estructura tetraédrica en la que se forman cuatro enlaces covalentes con otros cuatro átomos de silicio. La diferencia con respecto a la del carbono radica en el intervalo de energía prohibida entre las bandas de valencia y de conducción, que en el caso del silicio es menor.

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En este tipo de semiconductores la banda de valencia se encuentra llena de electrones y la de conducción está completamente vacía. En condiciones adecuadas un electrón puede promocionar a la banda de conducción, pudiéndose mover dentro de la misma de forma que se genera un hueco en la banda de valencia que actúa como portador de carga positiva, ya que este hueco puede moverse libremente por esta banda. a Banda de conducción

e–

Banda prohibida

Figura 3.39. Banda de valencia

Movimiento de electrones y huecos en los semiconductores intrínsecos. Ambos se mueven en sentido contrario, los electrones portan carga negativa y los huecos, la carga positiva originando la doble conducción.

T2 > T1

Figura 3.38. Esquema del comportamiento de un semiconductor intrínseco. A bajas temperaturas los electrones se encuentran confinados en la banda de valencia completamente ocupada (a). Cuando la temperatura aumenta estos electrones adquieren la energía suficiente para saltar a la banda de conducción de manera que el material se convierte en conductor (b).

Se establece, en estos casos, una doble capacidad de conducción. Por un lado, la generada por los electrones que tienen la capacidad de superar la banda prohibida de energía y promocionar a la de conducción, y, por otro, la que aparece como consecuencia del movimiento de los «huecos» positivos en la banda de valencia. Este tipo de conductividad es propia de la naturaleza de la sustancia aumentando a medida que lo hace la temperatura y por ello se denomina conductividad intrínseca.

5.3.2 Semiconductores extrínsecos Para modificar las propiedades conductoras de los semiconductores intrínsecos se pueden introducir en ellos pequeñas cantidades de elementos metálicos que tengan en su capa de valencia distinto número de electrones. Las sustancias que se obtienen con este procedimiento se denominan semiconductores extrínsecos. Los semiconductores intrínsecos más frecuentes son el silicio y el germanio que pertenecen al grupo 14 de la tabla periódica. Por tanto, en el dopaje de las redes de estos metales se suelen utilizar elementos de los grupos 13 o 15 del sistema periódico. Si el elemento incluido en el semiconductor pertenece al grupo 15 (P, As…), la impureza se considera dadora de electrones porque cada átomo introducido tiene un electrón más que el Si o el Ge en la capa de valencia, convirtiéndose en un semiconductor tipo n. Sin embargo, si el elemento incluido es uno del grupo 13 (B, Ga…), se configura en una impureza aceptora de electrones porque cada átomo del metal incluido dispone de un electrón menos en la capa de valencia, convirtiéndose en un semiconductor tipo p.

12 Explica según el diagrama de la teoría de bandas por qué el silicio puede comportarse como semiconductor, disponiendo de una estructura tetraédrica similar a la del carbono en su forma de diamante. 13 ¿Cuál es la diferencia entre un semiconductor intrínseco y extrínseco? Dentro de los extrínsecos, ¿cómo se obtiene la estructura de los semiconductores tipo n y tipo p?

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En la siguiente ilustración se representa la situación en la que se encontrará el semiconductor intrínseco, si se dopa con un elemento que tenga un electrón más o menos que él, convirtiéndose en un semiconductor extrínseco en ambos casos. a

b Hueco

Electrón libre

Figura 3.41. Componentes de un circuito electrónico. Una de las principales aplicaciones que tienen los materiales semiconductores son los circuitos electrónicos. En estos dispositivos se pueden utilizar semiconductores extrínsecos de tipo n, p, o incluso una combinación de ambos, como por ejemplo en la fabricación de diodos.

Figura 3.40. Semiconductores extrínsecos tipo p y n, respectivamente. En el semiconductor tipo p (a) se genera un hueco correspondiente al electrón menos que aporta el átomo de B. En el semiconductor tipo n (b) se añade un electrón a la estructura. En ambos casos se favorece la conducción.

En un semiconductor de tipo p se generan huecos positivos en la estructura en aquellos lugares donde se haya sustituido el átomo de Si por un átomo de B. Los orbitales de los átomos de boro generarán bandas de energía que se situarán por encima de la banda de valencia del silicio, originando un estrechamiento en la banda prohibida de energía. Esta estructura facilita la conducción del material. En un semiconductor de tipo n la impureza introducida es dadora, es decir, que cuando el átomo de P establece los enlaces con el resto de átomos del Si sobrará un electrón que podrá moverse con relativa facilidad a lo largo de la red. El fósforo originará bandas de energía situadas por debajo de la banda de conducción, estrechando la zona prohibida de energía y facilitando así la promoción de los electrones responsables de la conducción. En ambos tipos de semiconductores la presencia de la impureza, ya sea de carácter dador o aceptor, aumenta considerablemente la capacidad conductora del material.

Figura 3.42. Diagrama de bandas de energía correspondientes a los semiconductores tipo p y n, respectivamente. En el caso de la impureza aceptora, los átomos introducidos generan una banda justo por encima de la banda de valencia (a). Si, por el contrario, la impureza es dadora, los átomos añadidos forman una banda de energía justo por debajo de la banda de conducción (b). En ambas situaciones se produce un estrechamiento de la banda prohibida, favoreciendo así la conductividad del material.

Energía

Banda de conducción

Banda de valencia

Semiconductor tipo p

Semiconductor tipo n

14 Explica si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Las sustancias conductoras tienen una banda de conducción muy grande, responsable de su carácter conductor. b) Los semiconductores extrínsecos se generan a partir de los intrínsecos, a los que se añaden átomos de elementos distintos. c) La semiconductividad de tipo n se basa en la generación de huecos que favorecen la conductividad del material. 136

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5.4

Superconductores

Todos los materiales conductores y semiconductores que se han explicado ofrecen cierta resistencia al paso de la corriente. Sin embargo, existen otros tipos de materiales que son los metales superconductores. Los metales superconductores, a partir de una temperatura característica para cada uno de ellos llamada temperatura crítica, Tc, conducen la electricidad sin ofrecer resistencia alguna. Este comportamiento especial se debe a las interacciones de los electrones que en su movimiento por la red cristalina pueden originar pares de electrones denominados pares de Cooper. Esta propiedad es intrínseca a algunos materiales y depende siempre de unas condiciones térmicas concretas. El fenómeno de la superconductividad fue descubierto en 1911 por el físico neerlandés H. K. Onnes, a partir de experiencias realizadas con muestras de mercurio. Onnes demostró que cuando enfriaba la muestra a temperaturas cercanas al cero absoluto, la resistencia de este metal disminuía de manera exponencial hasta ser practicamente nula. Dado que los materiales superconductores no presentan resistencia al paso de la corriente, no existen pérdidas de energía cuando dicha corriente los atraviesa. En los superconductores se produce el efecto Meissner, que consiste en la ausencia de permeabilidad magnética por debajo de su temperatura crítica, por lo que no dejarán que los campos magnéticos los atraviesen.

Conductor Conductor Conductor convencional convencional

convencional

Superconductor Superconductor Superconductor Figura 3.43.

N N

N S

Efecto Meissner. La presencia de campos magnéticos en un conductor ordinario hace que los electrones se orienten en un determinado sentido. Sin embargo, cuando el material está en condiciones de comportarse como superconductor, el campo magnético no puede penetrar en su interior por lo que no tendrá ninguna influencia en los electrones de la sustancia.

Figura 3.44. Material superconductor levitando sobre un intenso campo magnético debido a que las líneas de campo no pueden penetrar en su interior y provocan este efecto.

Los materiales superconductores se caracterizan además por generar campos magnéticos muy intensos en ausencia de pérdidas de energía. Por este motivo sus principales aplicaciones se encuentran, por ejemplo, en medicina nuclear o radioterapia, aceleradores de partículas, equipos informáticos para mejorar la velocidad y la memoria de procesamiento, confinamiento en reactores nucleares de fusión, electroimanes para trenes de levitación, etc. Las temperaturas críticas por debajo de las cuales estos materiales se comportan como superconductores son muy bajas, cercanas al cero absoluto. Este hecho constituye el principal inconveniente, aunque recientemente se ha comprobado el comportamiento superconductor de algunos materiales a temperaturas cercanas a las condiciones estándar.

Los físicos de nacionalidades alemana, G. Bednordz, y suiza, K. A. Müeller, descubrieron materiales de naturaleza cerámica que podían comportarse como superconductores. Recibieron en 1987 el Premio Nobel conjunto por este trabajo.

Las sustancias metálicas superconductoras pueden estar formadas por elementos puros como el vanadio, el tecnecio o el niobio o de mezclas de metales, como las aleaciones de oro-iridio o niobio-titanio. En todos los casos, su comportamiento será superconductor por debajo de su temperatura crítica.

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Propiedadesde delos losmetales metales 6 Propiedades Metal Estaño Plomo Mercurio Galio Wolframio Hierro Cobre Plata Níquel Zinc

Temperatura fusión (°C) 240 340 –39 29,8 3 380 1 538 1 050 960 1 450 420

Tabla 3.8. Temperaturas de fusión de algunos metales. Los metales tienen

temperaturas de fusión elevadas a excepción del mercurio, que es líquido a temperaturas muy bajas. Además se aprecian enormes diferencias en las temperaturas de fusión, hecho que se encuentra estrechamente relacionado con la fortaleza de las redes cristalinas.

Las características particulares del enlace metálico con respecto a los enlaces iónico y covalente, confiere a los metales unas propiedades específicas como materia prima en numerosas aplicaciones. La deslocalización electrónica en la red metálica cuando se ha formado el cristal justifica la mayor parte de sus propiedades. Estas propiedades no se presentan en la misma proporción en todos los elementos metálicos, incluso pueden modificarse como en el caso anteriormente explicado de los semiconductores extrínsecos. A continuación, se detallan las propiedades más importantes de estas sustancias. ◾◾ Tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición por lo que son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio. Esta propiedad difiere mucho de unos metales a otros; por ejemplo, el wolframio tiene una temperatura de fusión de 3 380 ºC, mientras que la del galio es de 29,8 ºC. La posibilidad de cristalizar en un tipo de red u otro y la fortaleza de la red cristalina están directamente relacionadas con los distintos valores de estas temperaturas. ◾◾ Son materiales muy densos, aunque también se pueden establecer diferencias entre los distintos metales. El platino, por ejemplo, tiene una densidad de 21,5 g/cm3, mientras que los metales alcalinos, que cristalizan en redes menos compactas, son menos densos que el agua con unos valores entre 0,8 y 1,0 g/cm3. ◾◾ Son sustancias dúctiles y maleables, lo que hace que se puedan moldear fácilmente en hilos y en láminas hasta espesores muy finos. Esta propiedad se debe al carácter no direccional descrito para el enlace metálico. Cuando se producen desplazamientos de átomos en la red cristalina de un metal, estos movimientos no consiguen destruir las fuerzas de enlace que mantienen unidos a los metales.

Iones del metal

Nube de electrones

Figura 3.46.

Figura 3.45. Papel de aluminio. La maleabilidad de los metales los convierte en materiales que se usan mucho en recubrimientos. Las láminas que se forman, como la del papel de aluminio, pueden tener espesores muy pequeños.

Desplazamiento de capas de átomos en la red metálica. Cuando la red recibe un impacto se produce el desplazamiento de unas capas de átomos sobre otras, pero al contrario de lo que sucede en los compuestos iónicos, estos movimientos no provocan la ruptura de la red porque la nube de electrones la evita.

◾◾ Son materiales duros, aunque también existen diferencias entre ellos. Los valores más elevados de dureza corresponden a los metales de transición y de transición interna, mientras que los metales alcalinos son materiales muy blandos.

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◾◾ Tienen brillo metálico característico debido a que las superficies pulidas de los metales no absorben la radiación electromagnética, sino que la reflejan. Si el metal es capaz de reflejar todas las frecuencias que componen la luz blanca, tendrá el aspecto característico metálico, grisáceo o plateado. Sin embargo, metales como el cobre o el oro absorben la frecuencia correspondiente al color azul y reflejan el conjunto de frecuencias restantes, dando como resultado el color amarillento. ◾◾ Presentan elevada conductividad eléctrica y térmica. El movimiento de electrones en las redes cristalinas es responsable de la alta conductividad que tienen. Sin embargo, esta propiedad presenta valores máximos en los metales monovalentes, es decir, que tengan disponibilidad de un único electrón por cada átomo en la red. Los valores más bajos de conductividad se dan en metales que aporten varios electrones a la red. Por otra parte, la conductividad de los metales es una propiedad que depende de la temperatura, disminuyendo a medida que esta aumenta como consecuencia de la mayor agitación de los iones de la red.

Figura 3.47. Brillo metálico. En función de la frecuencia de la radiación que absorban y de lo pulida que se encuentre la superficie, el brillo metálico puede variar. En general, los metales presentan esta propiedad por la capacidad que tienen de reflejar la luz sobre su superficie.

La conductividad térmica de los metales, al igual que la eléctrica, es una consecuencia directa del movimiento de los electrones en la red. La energía cinética que adquieren como consecuencia del calor es la causa de que se muevan más rápidamente y puedan ser capaces de transmitir el calor a través del cristal.

Cátodo (+)

Ánodo (-)

Figura 3.48. Representación del movimiento electrónico en la red metálica. Cuando se establece una diferencia de potencial en una red metálica, los electrones se mueven hacia el electrodo positivo, permitiendo la conducción de electricidad.

◾◾ Emisión de electrones. La mayoría de los elementos metálicos tienen la capacidad de emitir electrones si se les aplica radiación electromagnética, produciendo el efecto fotoeléctrico, o si se tratan con elevadas temperaturas, originando el efecto termoiónico. El efecto fotoeléctrico se origina cuando la frecuencia de la radiación que incide sobre la superficie metálica es mayor que la frecuencia mínima necesaria para que se pueda extraer un electrón del metal. Estos electrones se pueden utilizar en determinados circuitos eléctricos. El efecto termoiónico se produce cuando los metales se calientan como consecuencia del paso de la corriente y emiten electrones que viajarán hacia una placa metálica cargada positivamente, generando una corriente eléctrica que se puede regular. Ánodo Luz

Ánodo

Filamento (cátodo)

Cátodo

Figura 3.50.

Fotoelectrones

Efecto termoiónico. Cuando se eleva la temperatura del filamento metálico que constituye el cátodo, como consecuencia del paso de corriente, se dan las condiciones para que dicho filamento se ionice emitiendo electrones que viajarán hacia el ánodo positivo, pudiendo emitir radiación de frecuencias elevadas.

Amperímetro

Figura 3.49. Efecto fotoeléctrico. La luz incide sobre la superficie del cátodo de naturaleza metálica. Si la energía supera a la energía mínima necesaria para extraer electrones, estos saldrán hacia el ánodo positivo aprovechándose el paso de corriente por el circuito eléctrico.

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Rayos X

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Aleacionesmetálicas. metálicas.Aplicaciones Aplicaciones 7 Aleaciones Las propiedades de los metales los convierten en materiales con numerosas aplicaciones a nivel industrial. Sin embargo, muy pocos se utilizan en estado puro, como el cobre de los cables conductores, el aluminio o el hierro. Las mezclas de metales constituyen las aleaciones. Una aleación es una mezcla homogénea de elementos metálicos disueltos unos en los otros, que puede contener a veces algún elemento no metálico como el carbono. Esta mezcla se encuentra en estado sólido después de que se hayan disuelto los componentes en estado fundido.

Figura 3.51. Cuencos tibetanos de latón. Esta aleación tiene buena resistencia mecánica y una gran moldeabilidad.

Las mezclas de distintos elementos metálicos modifican las propiedades de cada uno de los elementos por separado mejorándolas, lo que justifica que existan muchas. En las aleaciones se pueden modificar propiedades de los elementos metálicos como, por ejemplo, la resistencia a la oxidación, mejorar la tenacidad, la dureza, etc. Existen distintos tipos de aleaciones dependiendo del uso industrial para el que se fabriquen.

La fatiga de un material es la resistencia que opone a esfuerzos constantes o cíclicos de poca intensidad a los que puede estar sometido, que puede dar lugar a la quiebra del material con el tiempo.

◾◾ Aleaciones de hierro. Este tipo de aleaciones son las que más se utilizan en la construcción y se denominan comúnmente aceros. Se fabrican mezclando el hierro fundamentalmente con carbono en un porcentaje muy pequeño, no superior al 1,2 %. Este elemento no metálico aumenta la dureza y resistencia a la oxidación del hierro, pero disminuye su ductilidad y tenacidad. Si al acero se le añaden pequeñas cantidades de Mn, Si, S o P, en menor proporción que el carbono, se forman los aceros aleados en los que la disminución de la fragilidad se mejora. Por otra parte, las propiedades mecánicas de los aceros se podrán modificar en función de las variaciones en las condiciones de calentamiento o enfriamiento al procesarlos. Un tipo de acero ampliamente utilizado por sus excelentes propiedades frente a la corrosión es el acero inoxidable. Para fabricarlo se mezcla metal de hierro con un contenido en cromo superior al 12 %. La adición de cromo mezclada con el hierro proporciona una fina capa superficial de óxido de cromo extremadamente estable e impermeable que evitará la corrosión de la aleación, incluso en condiciones extremas. ◾◾ Aleaciones de cobre: bronces y latones. Las mezclas de metales cuyo componente mayoritario es el cobre resultan generalmente más pesadas que las de hierro. Este tipo de aleaciones tiene propiedades importantes como una buena resistencia a la fatiga, la abrasión, la corrosión, buena conductividad, además de una excelente ductilidad. Dentro de las mezclas de cobre con otros metales existen dos grupos muy importantes, los bronces y los latones.

Figura 3.52. Figura fabricada en bronce. Este material presenta unas propiedades mecánicas excelentes, además de su buena resistencia a la corrosión. Estas propiedades lo convierten en la aleación más utilizada desde hace siglos para fabricar diversas piezas como monedas, utensilios de cocina o figuras para adornar casas, incluso cuando están a la intemperie.

En los latones, el componente mayoritario es cobre mezclado con zinc en proporciones elevadas, hasta aproximadamente un 40 %. A medida que aumenta la proporción de zinc, se mejoran considerablemente las propiedades mecánicas, tales como la resistencia a la fatiga o el aumento de la tenacidad, sin provocar una disminución en la ductilidad del cobre. Los latones son materiales bastante fáciles de moldear y se utilizan normalmente para fabricar piezas de ornamentación. Cuando el cobre se mezcla con estaño, se obtiene otro conjunto de aleaciones distintas que son los bronces. En estas aleaciones la proporción de estaño ronda aproximadamente el 10 % de la composición total, por lo que son materiales muy densos con buenas propiedades mecánicas.

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◾◾ Aleaciones de aluminio. Las mezclas principales de elementos para este tipo de aleaciones son las de magnesio o manganeso. Se utilizan fundamentalmente para fabricar materiales de forja caracterizados por su baja resistencia a la abrasión. Cuando el aluminio se mezcla con estos metales, sus propiedades metálicas mejoran. Entre las principales aplicaciones de estas aleaciones se puede citar la industria de la automoción, concretamente la fabricación de llantas. ◾◾ Aleaciones de titanio. Junto con las de aluminio, constituyen el grupo de aleaciones de metales ligeros. El titanio es un metal muy reactivo que hace necesario pasivarlo, es decir, obtener previamente el óxido de titanio que es bastante estable, antes de utilizarlo en estado puro o mezclado en aleaciones con otros metales. Una vez pasivado el metal, la estabilidad del óxido hace que cualquiera de sus combinaciones tenga una alta resistencia a la corrosión, incluso en ambientes tan adversos como las zonas de costa. También presentan buenas propiedades mecánicas y una aceptable ductilidad.

Figura 3.53. Llantas de aluminio aleado con metales. El aluminio proporciona ligereza al material. La mezcla con otros metales para conseguir la aleación mejora las propiedades mecánicas de la aleación.

◾◾ Aleaciones de níquel y cobalto. Estos dos metales son bastante sensibles a la corrosión por lo que no se utilizan en estado puro. Cuando se mezclan con otros metales, las aleaciones que se obtienen presentan una gran resistencia a la corrosión y muy buenas propiedades magnéticas, por lo que se utilizan en la fabricación de imanes, entre otras aplicaciones. El metal de níquel en estado puro presenta excelentes propiedades frente a la corrosión, pues se puede utilizar sin mezclar electrodepositado en finas capas sobre otros metales no tan resistentes, mejorando sus propiedades frente a este deterioro. Existen numerosos tipos de aleaciones de metales con níquel en una proporción mayoritaria, entre las que destacan las de Ni-Cu-Fe o Ni-Cr-Fe. Este segundo tipo mejora las propiedades del níquel a elevadas temperaturas, por lo que su uso resulta adecuado a nivel industrial en la fabricación de recipientes que tengan que soportar estas temperaturas. Otra de las aplicaciones de las aleaciones de níquel es la fabricación de monedas de 1 y 2 euros. Estas dos monedas se obtienen mediante dos tipos de aleaciones con diferente proporción de níquel en su composición para mejorar la resistencia a la corrosión: la que tiene mayor cantidad de níquel presenta un color plateado, aunque este metal no es el componente mayoritario. El otro tipo de aleación lleva más proporción de otros metales como el cobre y el zinc y presenta color amarillo. Resumiendo, podemos decir que tanto el número de aleaciones como las posibilidades de modificar las que ya existen es enorme, por tanto, para determinar cuál es la aleación más adecuada según el uso que se le quiera dar al material, se deben tener en cuenta los siguientes factores: ◾◾ Las propiedades físicas específicas de la aleación como densidad, resistencia a la corrosión, tenacidad, propiedades ópticas, magnéticas, etc. ◾◾ El tamaño y la forma de la pieza que se va a manufacturar. ◾◾ El procedimiento para fabricar la pieza. No todos los materiales se trabajan de igual forma ni sirven para todos los procesos de fabricación.

Aleaciones con metales refractarios Los metales refractarios son aquellos que tienen temperaturas de fusión enormemente altas como el wolframio (W), el niobio (Nb), el tántalo (Ta) o el molibdeno (Mo). Estos metales se suelen añadir a las aleaciones en pequeñas proporciones para mejorar las propiedades mecánicas de los materiales y fundamentalmente para aumentar su resistencia a las altas temperaturas. Por ejemplo, las aleaciones que contienen molibdeno se utilizan para construir estructuras de vehículos espaciales y las aleaciones de wolframio se emplean en la fabricación de los filamentos de las bombillas por su gran resistencia a las altas temperatura que adquieren cuando están encendidas.

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ANÁLISIS DE TEXTOS Baterías de ion litio El año 2019 la Academia sueca encargada de otorgar los premios nobel decidió otorgar el Premio Nobel de Química conjunto a los investigadores J. Goodenough, S. Whittingham y A. Yoshino por sus importantes contribuciones durante décadas al desarrollo y perfeccionamiento de las baterías de ion litio. Hoy día estas baterías se encuentran en cualquier dispositivo electrónico, ya sea un teléfono móvil, una tableta, un ordenador portátil o incluso en un vehículo eléctrico. El uso tan generalizado de este tipo de dispositivos se debe a las enormes ventajas que presentan, frente a otro tipo de baterías. Entre sus ventajas destacan la ligereza, la durabilidad y que pueden recargarse cientos de veces antes de que empiecen a deteriorarse. Las baterías de litio funcionan por la transferencia de iones de este metal entre el ánodo y el cátodo, sin que sea necesario que el ánodo esté fabricado con litio, es decir, que los procesos químicos que se dan en el interior de la batería no implican la participación directa de los electrodos. En un futuro, el campo de estudio de estas baterías se dirige al desarrollo de nuevos materiales para optimizar el funcionamiento de los electrodos y del electrolito en el que están sumergidos. Este último está compuesto por un material fácilmente inflamable que en ocasiones puede hacerlas arder. Este electrolito podría ser sustituido por materiales sólidos o poliméricos. El uso de estas baterías es muy importante en el almacenamiento de la energía producida en las plantas de energías renovables, como la solar o la eólica. Esto supone un gran avance porque uno de los principales inconvenientes de la producción de estas energías es la imposibilidad de almacenarlas, por lo que optimizar el funcionamiento de las baterías de litio podría acercarnos a la posibilidad de utilizar energías renovables frente a los combustibles fósiles. Aunque el reconocimiento de los investigadores ha tenido lugar en el año 2019, desde la década de los setenta del siglo pasado, los galardonados han estado realizando trabajos relacionados con la puesta en funcionamiento y optimización de este tipo de dispositivos. La primera batería de ion litio se comercializa en el año 1991 y, en ella, A. Yoshino ya elimina el litio del ánodo, sustituyéndolo por el carbón de coque, capaz de transferir los iones litio porque los ánodos de litio resultaban menos efectivos y más inseguros. En el futuro de estos dispositivos se abre un camino importante de investigación en el terreno de las energías libres de combustibles fósiles, para evitar las pérdidas contabilizadas por no poder acumular la mayor parte de la energía producida y en el almacenamiento de energía. El desarrollo de las baterías de los vehículos eléctricos está en auge puesto que se demandarán dispositivos cada vez más eficientes que proporcionen mayor autonomía, ligereza y seguridad. Por último, en el campo de la telefonía móvil también será importante el desarrollo de baterías que permiten una mayor durabilidad y un menor deterioro.

Figura 3.54. Batería de litio para vehículo híbrido. Este tipo de baterías almacenan enormes cantidades de energía que permiten una autonomía del vehículo cada vez mayor.

Cuestiones Los científicos John Goodenough, Stanley Whittingham y Akira Yoshino colaboraron, cada uno con un estudio distinto, en el desarrollo de las baterías. Investiga esta información explicando cuál fue la aportación de cada uno de estos científicos en esta investigación. 142

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PREPARA EL ACCESO A LA

UNIVERSIDAD A) A partir del esquema del ciclo de Born-Haber para el fluoruro de sodio: Na (s)

1 F (g) 2 2

⎯→

NaF (s)

Na (g)

F (g)

Na+ (g) +

F– (g)

a) Identifica las energías implicadas en los procesos 1, 2 y 3. b) Identifica las energías implicadas en los procesos 4, 5 y 6. c) Justifica si son positivas o negativas las energías implicadas en los procesos 1, 2, 3, 4 y 5. d) En función del tamaño de los iones, justifica si la energía reticular del fluoruro de sodio será mayor o menor, en valor absoluto, que la del cloruro de sodio.

Comentarios del enunciado El ciclo de Born-Haber constituye una manera de poder determinar la energía reticular de un compuesto, teniendo en cuenta todas las energías implicadas en la formación de los cristales, determinadas cada una por separado. El balance final que resulte de esta combinación de energías condicionará la energía liberada en su formación, y por tanto, la mayor o menor estabilidad de la red.

Pasos para resolver el ejercicio a) ◾ Proceso 1: energía de sublimación necesaria para cambiar el estado de agregación del sodio desde sólido al estado gaseoso. ◾ Proceso 2: energía necesaria para la disociación de la molécula diatómica de flúor en los átomos aislados que la constituyen. ◾ Proceso 3: energía necesaria para provocar la ionización del átomo de sodio, cuando ya se encuentra en estado gaseoso: energía de ionización. b) ◾ Proceso 4: energía liberada por el átomo de flúor en estado gaseoso cuando adquiere el electrón que le hace falta para completar su capa de valencia: afinidad electrónica. ◾ Proceso 5: energía liberada en la formación del cristal iónico a partir de los iones que conforman la red en estado gaseoso: energía reticular. ◾ Proceso 6: entalpía de formación estándar liberada en la formación del compuesto NaF. c) ◾ Son positivas las energías correspondientes a los procesos 1, 2 y 3 porque para que se lleven a cabo dichos procesos es necesario favorecerlos suministrando energía. ◾ Son negativas las energías de los procesos 4 y 5 porque cuando todos estos procesos se llevan a cabo se libera energía, es decir, que se tratará de procesos favorables desde el punto de vista energético. d) Para justificar la respuesta hay que utilizar la ecuación de Born-Landé para el cálculo de la energía reticular: N A Z + Z – e 2 1 e1 – o U = – A 4p e0 d0 n La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia de enlace, que, a su vez, depende del tamaño de los átomos. El radio atómico es mayor a medida que se desciende en el grupo de una misma familia debido al aumento de niveles de energía alrededor del núcleo. Por este motivo, el ion cloruro será más voluminoso que el ion fluoruro, aumentado así la distancia de su enlace con el ion sodio y, por tanto, disminuyendo el valor de la energía reticular en la red de NaCl.

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PREPARA EL ACCESO A LA

UNIVERSIDAD B) Sabiendo que NaCl, NaBr y Nal adoptan en estado sólido la estructura tipo NaCl, explica de forma razonada: a) Si la constante de Madelung influye en que los valores de energía reticular de estos tres compuestos sean diferentes. b) Si la variación de la energía reticular depende de la distancia de equilibrio entre los iones en la red cristalina. c) ¿La energía reticular del MgCl2 sería mayor, menor o igual que la del NaCl? d) Si la solubilidad en agua será mayor en la red de NaI que en la de NaBr. Datos: energías reticulares: NaCl = 769 kJ ? mol–1; NaBr = 736 kJ ? mol–1 y NaI = 688 kJ ? mol–1

Comentarios previos Para establecer relaciones entre las energías liberadas en la formación de las distintas redes cristalinas correspondientes a los compuestos iónicos utilizamos la ecuación de Born-Landé para calcular la energía reticular. Si los compuestos cristalizan en el mismo tipo de red, comparten todas las constantes relativas a la estructura y la estimación de estas energías se establecerá a partir de las diferencias en relación a las cargas de los iones constituyentes de la red y a las distancias de enlace entre dichos iones.

Pasos para resolver el ejercicio a) La constante de Madelung es un parámetro que expresa la suma de todas las contribuciones electrostáticas presentes en la formación de la red, tanto de carácter atractivo como repulsivo por cada mol de sustancia en estado sólido. Estas interacciones dependen del tipo de estructura en el que cristaliza el compuesto y como cristalizan en el mismo tipo de red, el valor de la constante será el mismo para todas las sustancias, por lo que no va a influir en las variaciones de energía reticular que experimenten. b) Los compuestos del enunciado son haluros de sodio, por lo que la distancia de enlace dependerá del tamaño de los iones constituyentes. A medida que se desciende en el grupo de una misma familia, el radio de los átomos aumenta debido a la presencia de más niveles de electrones alrededor del núcleo, por este motivo la distancia del enlace establecido entre el átomo de halógeno y el de sodio aumentará en el mismo sentido. Como la energía reticular, según la ecuación de Born-Landé, es inversamente proporcional a la distancia de enlace, disminuirá en el sentido en el que la distancia aumente. Por tanto, la distancia de enlace sí influye en los distintos valores que adopte la energía de red de estos compuestos. c) En estos dos compuestos iónicos las diferencias en las energías reticulares dependen de los distintos valores en las cargas de los iones y de las distancias de enlace. En ambos compuestos la diferencia en cuanto a la distancia de enlace es mínima, porque Na y Mg pertenecen al mismo periodo y, al estar contiguos, las variaciones en la carga nuclear no son tan elevadas como para que la distancia de enlace sea muy distinta. Sin embargo, sí será apreciable cómo influye en el valor de la energía de red la diferencia que existe en las cargas de los iones. Esta energía aumentará de manera directamente proporcional al valor de las cargas iónicas y como en el cloruro de magnesio, la carga del ion magnesio es el doble que en el átomo de sodio, el valor de la energía de red, a igualdad de otros factores, se aproximará al doble de la correspondiente para el compuesto de NaCl. d) Las propiedades que presentan los compuestos iónicos están estrechamente relacionadas con la estabilidad de las redes, es decir, con la cantidad de energía liberada en su formación. Utilizando los comentarios aportados en el apartado a), la energía reticular será superior en la red de NaBr. Esto significa que esta red es más estable que la de NaI, por lo que se necesitará aportar más energía para deshacerla, lo que supone que la solubilidad de la red de NaI es mayor.

Conclusiones Para los compuestos iónicos que cristalizan en el mismo tipo de red cuyos iones tienen la misma carga, la energía reticular solo depende del volumen de los iones que constituyen esta red. 144

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C) Plantea el ciclo de Born-Haber correspondiente a la formación del cristal de MgCl2: a) Calcula la afinidad electrónica del cloro a partir de los siguientes datos:

◾ Entalpía de formación del cloruro de magnesio: –641,6 kJ ? mol–1.

◾ Energía de sublimación del magnesio: 153,4 kJ ? mol–1.

◾ Energía de disociación del cloro: 240,0 kJ ? mol–1.

◾ 1.a energía de ionización del magnesio: 738,0 kJ ? mol–1.

◾ 2.a energía de ionización del magnesio: 1 451,0 kJ ? mol–1.

◾ Energía reticular: –2 526,0 kJ ? mol–1.

b) Determina la energía liberada por cada átomo de cloro cuando captura un electrón. c) Teniendo en cuenta que los sólidos cristalinos NaF, KF y LiF cristalizan en el mismo tipo de red, explica de forma razonada cómo varían las temperaturas de fusión de estas sales. Dato: NA = 6,022 ? 1023

Comentarios previos Si conocemos la energía que se libera en la formación de la red de un determinado compuesto, podemos determinar el valor de cualquiera de las energías que forman parte de los procesos constitutivos de dicha red. La afinidad electrónica es una energía liberada por los elementos cuando adquieren los electrones que necesitan para ser estables.

Pasos para resolver el ejercicio a)

Mg (s)

∆Hsublimación

Cl2 (g)

∆Hf0

⎯→

MgCl2 (s)

∆Hdisociación

Mg (g)

2 Cl (g)

1.a EI 2.a EI

2 AE

Mg2+ (g) + 2 Cl– (g)

∆Hf0 = Esublimación, Mg + EI1, Mg + EI2, Mg + Edisociación, Cl + 2 ? AECl + U Sustituimos los valores del enunciado en la ecuación: – 641,6 kJ/mol = 153,4 kJ/mol + 738,0 kJ/mol + 1 451,0 kJ/mol + 240,0 kJ/mol + 2 AECl + (–2 526,0 kJ/mol) AECl = –349 kJ/mol b) AECl = –349

kJ 1 mol de Cl ? = –5,8 ? 10–22 kJ/átomo mol 6,022 ? 1023 átomos de cloro

c) Las temperaturas de fusión de los sólidos cristalinos están relacionadas con la estabilidad de las redes, de manera que estas redes serán más estables si la energía liberada en su formación es mayor, porque la cantidad de energía que se deberá aportar para destruirlas será también más elevada. Teniendo en cuenta que a medida que descendemos en el grupo de los alcalinos el radio atómico se va haciendo mayor, la distancia de enlace de estos elementos con relación al flúor aumenta. Si esto es así, la energía reticular de las redes disminuirá en el mismo sentido porque es inversamente proporcional a la distancia de enlace, según la ecuación de Born-Landé, por tanto, la temperatura de fusión también será menor. Si establecemos una relación de menor a mayor temperatura de fusión: KF < NaF < LiF.

Conclusiones Todas las propiedades de los compuestos iónicos están directamente relacionadas con la energía.

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Uniones entre átomos. Enlace iónico y metálico

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ACTIVIDADES

Enlace iónico

22‌ Determina la energía de red para la estructura de cloruro

15‌ Justifica

a partir de sus configuraciones electrónicas, la formación del enlace iónico en las siguientes sustancias: a) Na2O

b) CaF2

c) ZnO

d) Ag3N

16‌ Dados

los siguientes pares de números atómicos relativos a distintos elementos químicos, determina si será posible un enlace de tipo iónico entre ellos. Justifica la respuesta. En caso de ser posible, indica qué fórmula tendría dicho compuesto. a) A (Z = 20) y B (Z = 17) b) C (Z = 11) y D (Z = 18)

c) E (Z = 19) y F (Z = 21) d) G (Z = 6) y H (Z = 8)

17‌ Indica para los siguientes tipos de redes iónicas el índice

de coordinación de sus iones, el tipo de huecos que se pueden encontrar en cada una de ellas y algún ejemplo de compuesto iónico que cristalice en cada caso. a) Red cúbica compacta. b) Red hexagonal compacta. c) Red cúbica centrada en el cuerpo.

Energía de red. Ecuación de Born-Landé y ciclo de Born-Haber. Propiedades 18‌ Los

distintos grupos de compuestos iónicos que a continuación se indican, cristalizan todos utilizando el mismo tipo de red, dentro de cada grupo: a) MgO, BaO, CaO. b) RbBr, RbF, RbCl. c) K2S, Li2S, Cs2S.

Justifica en cada uno de los grupos el orden creciente de energía reticular. 19‌ Dados

los siguientes compuestos iónicos que cristalizan en el mismo tipo de red iónica: a) Óxido de sodio. b) Sulfuro de sodio.

c) Seleniuro de sodio.

Valora justificando la respuesta cuál es el compuesto que liberará más energía en la formación de su red iónica. 20‌ El

sulfuro de magnesio es un compuesto iónico que cristaliza en una red de tipo cúbica compacta. El valor de la constante de Madelung para los iones en dicha red es de 1,7476 y el factor de compresibilidad o exponente de Born tiene un valor de 8. La distancia de enlace entre los iones es de 0,259 nm. Con base en estos datos, determina el valor de la energía reticular para la red de sulfuro de magnesio. Solución: –3 276 kJ/mol

21‌ El cloruro de cesio es un ejemplo de compuesto iónico que

cristaliza en una red cúbica centrada en el cuerpo. Determina la energía liberada en la formación de su red a partir de los siguientes datos: A: 1,7627; n : 10,5; d : 0,357 nm; ε0 = 8,85 ? 10–12 C/Nm2. Realiza una estimación para saber si el cloruro de francio, que cristaliza en el mismo tipo de red, tendrá un valor mayor o menor de energía reticular que el cloruro de cesio justificando la respuesta. Solución: –6,19 · 105 J/mol

de magnesio, sabiendo que la constante de Madelung para este tipo de red tiene un valor de 1,7476, el exponente de Born es de 8 y la distancia de enlace entre ambos iones es de 0,263 nm (ε0 = 8,85 ? 10–12 C/Nm2). Utiliza este dato para determinar la entalpía de formación estándar de este compuesto, a partir de los siguientes datos: ◾ Energía de sublimación del Mg: 150 kJ/mol. ◾ Energía de disociación del Cl: 242 kJ/mol. ◾ 1.ª energía de ionización: 738 kJ/mol. ◾ 2.ª energía de ionización: 1 451 kJ/mol ◾ Afinidad electrónica del Cl: –349 kJ/mol. Solución: –1 610 kJ/mol; 273 kJ/mol 23‌ A partir de los datos que a continuación se indican, relativos

a la formación de una red de fluoruro de rubidio, determina el valor de la afinidad electrónica para el átomo de flúor. ◾ Energía de sublimación del Rb: 86 kJ/mol. ◾ Energía de disociación del F: 158 kJ/mol. ◾ Energía de ionización Rb: 403 kJ/mol. ◾ Energía reticular: –772 kJ/mol ◾ Entalpía de formación estándar de RbF: –349 kJ/mol. ¿Será más estable la estructura cristalina de SrF2 que la de RbF? Justifica la respuesta, considerando que ambas sustancias cristalizan en el mismo tipo de red. Solución: –145 kJ/mol 24‌ Determina

la energía liberada en la formación del cristal de cloruro de sodio, a partir de los siguientes datos:

◾ Energía de sublimación del Na: 108,6 kJ/mol. ◾ Energía de disociación de Cl: 237,8 kJ/mol. ◾ Energía de ionización Na: 495,7 kJ/mol. ◾ Afinidad electrónica de Cl: –361,6 kJ/mol ◾ Entalpía de formación estándar de NaCl: –410,6 kJ/mol. Solución: –772,2 kJ/mol 25‌ Dados

los siguientes compuestos iónicos (cristalizan todos en el mismo tipo de red): KCl, KI, KBr, contesta a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál de ellos liberará mayor cantidad de energía en la formación de la red cristalina? b) ¿Cuál es el más soluble en agua y el de mayor dureza? c) ¿A qué compuesto habrá que suministrar menos energía para fundirlo?

26‌ Justifica

la veracidad de los siguientes enunciados:

a) En los compuestos iónicos se produce la compartición de electrones por parte de los iones implicados. b) Los compuestos iónicos son capaces de conducir la electricidad a temperatura ambiente. c) La energía reticular característica de los cristales es inversamente proporcional a la distancia de enlace. d) Mientras mayor sea la energía de red, mayor es la estabilidad del compuesto. d) Se trata de compuestos muy tenaces.

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se muestran en la tabla: Iones

Br–

Na+

I–

K+

Radios (nm)

0,195

0,098

0,216

0,133

a) Escribe todas las posibilidades de compuestos iónicos que se pueden formar con la combinación de iones. b) Justifica qué compuesto del apartado a) tendrá mayor valor de energía reticular. c) Justifica cuál de ellos será más frágil. 28‌ Considera los elementos A (Z = 9), B (Z = 12) y C (Z = 16):

a) Formula los compuestos binarios generados por la combinación de elementos A y B, y la combinación de B y C. Nómbralos. b) Justifica el tipo de enlace que presentan. c) ¿Cuál de los dos compuestos formulados tiene mayor energía reticular? d) ¿Cuál será más soluble? los siguientes elementos: X (Z = 8) e Y (Z = 13):

a) Formula el compuesto YX que se puede formar, indicando el tipo de enlace. b) Escribe el ciclo de Born-Haber para el compuesto YX obtenido en el apartado anterior, indicando el nombre de las energías implicadas en cada proceso. 30‌ Considera las siguientes sustancias: Cl2, NH3, Mg y NaBr.

a) Justifica el tipo de enlace que tiene cada una de ellas. b) Explica si alguna conduce la corriente eléctrica a temperatura ambiente. c) Razona cuáles serán solubles en agua.

31‌ Para

2–

33‌ De las siguientes opciones, indica cuáles corresponden a

la formación de un enlace de tipo metálico. a) La red se compone de átomos neutros de un mismo elemento metálico. b) Los electrones de valencia de los metales que componen la red son cedidos a los átomos cercanos. c) Los cristales metálicos se componen de la unión de muchos cationes del elemento. d) Los electrones son compartidos por todos los iones que componen la red. e) Cuando se funde el metal desaparece el enlace. f) Existen uniones de tipo electrostático entre los iones que componen la estructura tridimensional. 34‌ Indica cuáles son los principales tipos de estructuras cris-

talinas utilizadas por los elementos metálicos, cuál es la proporción de espacio ocupado y propón algún ejemplo. 35‌ Razona

si las afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Los elementos metálicos conducen la electricidad solo en estado fundido. b) Los metales son sustancias quebradizas. c) Se trata de sustancias muy utilizadas en aplicaciones tecnológicas porque son fáciles de moldear. d) Son solubles en agua. e) Los metales son sustancias generalmente duras. 36‌ Justifica

teniendo en cuenta la teoría de bandas, los elementos conductores, semiconductores o aislantes.

–

los siguientes iones: Na , O , Mg y Cl :

a) Escribe cuatro sustancias iónicas a partir de las combinaciones binarias. b) Ordénalas en orden creciente de energía reticular y justifícalo. c) Justifica cuál tiene mayor temperatura de fusión. 32‌ Dados los números atómicos de los siguientes elementos:

A (Z = 11), B (Z = 9), C (Z = 25) y D (Z = 16), responde a los siguientes apartados: a) Escribe las configuraciones electrónicas de cada uno de ellos y justifica el tipo de enlace que pueden dar: A-D y B-C. b) Explica cuáles pueden conducir la electricidad en estado natural. c) Las sustancias que se obtienen de las uniones del apartado a), ¿serán solubles en agua? ¿Conducirán la corriente eléctrica en estado natural?

Energía

Banda de valencia

Banda prohibida

Banda de valencia

Semiconductor

Conductor

Aislante

37‌ Relaciona

los siguientes esquemas con el tipo de semiconductor al que representa, justificando la respuesta: Si

Hueco

Electrón libre

¿De qué manera se favorece la conductividad en los semiconductores extrínsecos? 38‌ Considera

las sustancias I2, Cu y CaO y contesta razonadamente a estas cuestiones: a) ¿Qué tipo de enlace presenta cada una de ellas? b) ¿Cuál tiene menor temperatura de fusión? c) ¿Cuál conduce la electricidad cuando está fundido pero es aislante en estado sólido? d) Si cada sustancia es o no soluble en agua.

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Banda de conducción

d) Justifica el estado de ion de cada una de ellas a temperatura ambiente. +

Enlace metálico. Teoría de bandas. Propiedades

Energía

29‌ Dados

Energía

27‌ A partir de los datos relativos a los radios de los iones que

Uniones entre átomos. Enlace iónico y metálico

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