Un sólido cristalino posee un orden rígido y de largo alcance. En un sólido cristalino, los átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas (predecibles).
Un vidrio es un producto ópticamente transparente que resulta de la fusión de materiales inorgánicos y que se enfría al estado rígido sin cristalizar (no existe orden de largo alcance) es la unidad estructural de repetición básica de un sólido cristalino.
Tipos de sólidos cristalinos
Cristales o sólidos moleculares
• Puntos de entrecruzamiento ocupados por moléculas
• Se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares tipo Van der Waals y mediante puentes de hidrógeno
• Muy blandos, y de punto de fusión bajo (-272 ºC hasta 400 ºC)
• Malos conductores del calor y la electricidad
• Algunos ejemplos: O2, I2, H2O, CO2, S8, C4H10, CH4, Ar, He.
Cristales o sólidos covalentes:
• Puntos de red ocupados por átomos
• Se mantienen unidos por enlaces covalentes
• Duros, punto de fusión muy alto (1200 ºC hasta 3600 ºC)
• Malos conductores del calor y la electricidad
• Algunos ejemplos: C (diamante y grafito), Si, Cuarzo cristalino SiO2
Cristales iónicos
• Puntos de red ocupados por cationes y aniones
• Se mantienen unidos por atracción electrostática.
• Duros, frágiles, punto de fusión alto de 600ºC hasta 3000ºC
• Malos conductores del calor y la electricidad cuando están como sólidos
• Solubles en agua y en disolventes polares muchos de ellos, e insolubles en disolventes apolares
• Ejemplos: CsCl, ZnS, CaF2, NaCl, K2SO4, etc…
Sólidos metálicos
• Puntos red ocupados por átomos de metal
• Se mantienen unidos por enlaces metálicos
• Blandos a duros, punto de fusión variado de bajo a alto (-39ºC a 3400 ºC)
• Buenos conductores del calor y la electricidad
• Densidad elevada, el Osmio es el elemento más denso 22,59 g/cm3
• Ejemplos: Zn, Na, Fe, Ir, Cu, Os, Ag, Pt, Au, W, etc……
Enlace o puente de hidrógeno
El enlace de hidrógeno es una interacción especial dipolo-dipolo entre un átomo de H unido a uno de los elementos más electronegativos, N, O o F, N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, de N, o de F. La uníón del hidrógeno a estos átomos muy electronegativos provoca un momento dipolar de enlace muy grande generando un cuasi-ión hidrógeno que crea un campo eléctrico grande a su alrededor.
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas. Las fuerzas intramoleculares mantienen juntos los átomos de una molécula. Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intermoleculares.
Factores que influyen en las fuerzas intermoleculares
Carga eléctrica. Momento dipolar de la molécula. (electronegatividad de los elementos que forman la molécula). Polarizabilidad (facilidad con la cual la distribución electrónica en el átomo o la molécula puede ser distorsionada).
Propiedades que dependen de las fuerzas intermoleculares
Punto de fusión y ebullición. (Presión de vapor). Viscosidad Tensión superficial Solubilidad. Densidad
Tipos de fuerzas intermoleculares:
Ión-ión / Enlaces de hidrógeno Ión-dipolo / Dipolo-dipolo / Dipolo-dipolo inducido / Fuerzas de dispersión (ordenadas por mayor energía)
Disolución: mezcla homogénea (sólida o líquida) de dos o más componentes. Generalmente, al componente más abundante se le denomina disolvente; al otro (o los otros) soluto(s)./ Molaridad (M): número de moles de soluto por litro de disolución Molalidad (m): número de moles de soluto por kg de disolvente 6 Fracción Molar (χ): relación del número de moles de un componente frente al número de moles totales.
GASES:
En este estado las partículas están entre enormes distancias en relación a sus tamaños. De ahí su gran compresibilidad y su tan pequeños valores de densidad. Sus partículas tienden a buscar el mayor volumen posible, estas partículas están en constante movimiento en línea recta, cambiando de dirección a chocar entre ellas o con un objeto. Estos son los encargados de medir la presión del gas.
LÍQUIDOS:
Las propiedades
Son densidad mayor que los gases, menos comprensibles que los gases, tienen viscosidad tensión superficial, y una mayor densidad que los gases.
La presión de vapor qué ejerce un líquido, es la presión que ejerce su vapor, por lo tanto, varía en función de la temperatura. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura, la cual la presión del vapor el líquido es igual a la presión a la cual está sometida al líquido, cuando la presión exterior es la misma presión que ejerce el líquido. Los factores que afectan a la viscosidad en todos los líquidos son, a mayor temperatura. A menor viscosidad, a mayor tamaño de partículas, mayor viscosidad. Y. A mayor fuerzas intermoleculares mayor viscosidad. La tensión superficial es la cantidad de energía requerida para dilatar, aumentar la superficie de un líquido. Una unidad de área determinada, se mide en dina/cm. Dentro de los líquidos también hay que recalcar la adherencia:
es la atracción intermolecular entre moléculas distintas(redondo del agua en probeta)
. La cohesión:
es la atracción intermolecular entre moléculas similares.(lo contrario dem agua y la probeta)
GASES: t cst=/ V=K/p, a Pcst=/ V=k*T, a V cst=/ la P=k*T, ley de avogadro=/ dice V=k*n, ley general de los gases=/ dice P*V=n*R*T y la ley de van der waals dice=/ (P+a/V^2)*(V-b)=R*T, la ley de Dalton=/ Pi=x*Ptotal, Pi=(mol elemento/mol totales)*Ptotal, 1atm=760torr
LÍQUIDOS: ln(p)=-(/\Hvop/R*T)+c =/= /\Hvop=calor molar, ln(P2/P1)=-(/\H/R)*(1/T2-1/T1)+c
CINEMÁTICA DE LA REACCIÓN=ln([Ao]/[A])=Ka*T la metas del tiempo T*1/2/=(ln2)/K*A
K=A*e^(-Ea/R*T) que es igual a ln(K’/K)=(Ea/R)*(1/T-1/T’)
ÁCIDOS BASES=pH=-log(H+) además Ka=[A-]*[H+]/[AH] ácidos débiles, para bases débiles= Kb=lo mismo que antes. La relación entre Ka y Kb es Ka*Kb=Kw
Soluciones tampón=pKa=pH-log([BASE]/[Ácido]) que es igual a pH=pKa+log([BASE]/[Ácido])
ADEMÁS= M=molaridad=(n/Vdisolucion) y molalidad=(n/masa de disolvente) y la fracción molar=n/(n+n) ademas M+V=M’+V’, Fempirica=n*nºatmos+n’*n’ºátomos y Fmolecular=Mmolar/F empírica de donde M molar=(masa/n)
TERMODINÁMICA:/\U=Q+W, Proceso isocórico v=cst Qv=/\U, y en procesos isobáricos P=cst Qp=/\H, donde H=U+P*V entalpía. Si Qp>0 proceso endotérmico y si 0>Qp proceso endotérmico. Qp=Qv+P/\U en gases y en líquidos Qp=Qv /\U=/\H. (Entalpía)= /\Hº=entalpía a condiciones normales, y /\Hºf=carlos de formación, calor molar=(/\Hºf/nªmoles)/// /\Hºr=sumatorioNp*/\Hºf(productos)-sumatorio/ªNr/\Hºf(reactivos). 2º principio de termodinámica: Entropía=S=(Q/T)=(/\Hsistema/H) /\Sºr=sumatorioNp*/\Sºf(productos)-sumatorio/ªNr/\Sºf(reactivos), GIBBS=/\G=/\H-T*/\S. Si /\G menos que 0 espontánea directa, si es mañor que 0 es reacción inversa y si es igual a 0es directa o inversa