Efecto del enlace químico en los estados de la materia

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Enlaces en el estado sólido

La estructura de los sólidos puede distinguirse en dos categorías básicas, la estructura amorfa y la estructura cristalina. El hielo es un sólido cristalino, que posee una estructura rígida y un orden de amplio rango; sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas y rígidas. La organización de los átomos, moléculas o iones en un cristal es tal que la energía atractiva neta de las fuerzas intermoleculares se encuentra a su máximo. Las fuerzas responsables por el mantenimiento de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, van des Waals o momentos dipolares (Puentes de hidrógeno); así como una combinación de todas.

Figura 19‑1. En los sólidos amorfos como el vidrio, se carece de una estructura bien definida.

Figura 19‑2. La sal común es un cristal iónico.

 Sólidos amorfos

De cierta forma los sólidos amorfos se comportan de manera semejante a los líquidos, solo que todo más lento. En ese sentido hay estructuras minicristalinas que funcionan como unidades, pero a diferencia de un cristal normal, las unidades no se unen entre sí a largas distancias, lo cual da cierta movilidad a la estructura. Sin embargo, los sólidos amorfos poseen una unión a distancias intermedias, lo cual hace que se muevan muy lento, de lo contrario serían líquidos. De hecho, las uniones a mediana distancia son lo bastante fuertes para mantener el conjunto estático de forma que se impide el movimiento, pero no lo bastante fuertes como para manifestar una estructura ordenada. Un ejemplo de un sólido amorfo es el vidrio, el cual no se mueve, no fluye, pero no posee una estructura organizada. Un elemento puede formar tanto una forma cristalina como una forma amorfa, por lo general muchos sólidos amorfos se generan por un congelamiento rápido del estado líquido, lo cual impide que los átomos tengan tiempo de organizarse en la altamente organizada estructura cristalina, creando el sólido amorfo con estructura líquida pero completamente inmóvil.

Sólidos cristalinos

La estructura y propiedades de los sólidos cristalinos como el punto de fusión, la densidad y la dureza son determinadas por las fuerzas atractivas fuertes y débiles juntas. De hecho, podemos clasificar a los sólidos cristalinos de acuerdo a la fuerza predominante que mantiene unida la estructura.

Cristales iónicos

Los cristales iónicos consisten en iones que se mantienen unidos mediante la fuerza electrostática de los iones. En este sentido el enlace iónico no solo une dos polos electrostáticos bien definidos, sino todos los que le quepan en las tres dimensiones. La estructura de un cristal iónico dependerá de las cargas del catión, del anión y de sus radios. El tamaño del ion afecta el modo entre las otras moléculas iónicas se asocia en las tres dimensiones creando 7 posibles unidades cristalinas altamente organizadas. Los sólidos iónicos se encuentran unidos fuertemente, por lo que poseen puntos de fusión altos, además no conducen la electricidad debido a que los iones y sus electrones se encuentran estructuralmente empaquetados en las unidades cristalinas. Sin embargo, cuando son disueltos en agua o se funden los iones se liberan, lo cual permite un flujo de electrones extremadamente eficiente.

Cristales moleculares

Los cristales moleculares consisten en átomos o moléculas que se mantienen unidos mediante las interacciones moleculares, ya sean por las interacciones entre dipolos o mediante las fuerzas de van der Waals. Un ejemplo de un cristal molecular es el dióxido de azufre sólido, en donde la fuerza atractiva predominante es la fuerza dipolo-dipolo.

 

Figura 19‑3. El hielo es un cristal molecular.

En el caso del hielo, la fuerza atractiva predominante es el puente de hidrógeno, que a su vez es un caso especial de las interacciones dipolo-dipolo. Otros ejemplos de cristales moleculares son el yodo molecular, el fósforo molecular (P₄) y el azúfre molecular (S₈). Con excepción del hielo, los cristales moleculares se empaquetan tan cerca como les permite el tamaño de sus moléculas y su organización geométrica.Debido a que las interacciones moleculares son mucho más débiles que el enlace iónico, los sólidos moleculares poseen puntos de fusión más bajos que los cristales iónicos, y de hecho muchos de ellos se funden a temperaturas menores a los 200°C.

Cristales covalentes

Los cristales covalentes, también denominados como redes cristalinas covalentes, son átomos que se mantienen unidos por enlaces covalentes en una red extensa en tres dimensiones. No puede señalarse la presencia de una molécula única; pero si puede ocurrir que un mismo elemento presente diversas maneras de empaquetarse.  Un ejemplo típico es el carbono, que puede unirse a otros carbonos formando diferentes cristales, que en suma forman varios alótropos, los alótropos vistos macroscópicamente parecen materiales diferentes, para el carbono estos materiales aparentemente diferentes son el grafito, el carbón mineral, el diamante y el grafeno.

Figura 19‑4. A parte de los cristales naturales grafito y diamante, se ha logrado crear otros como los nanotubos y las esferas de carbono.

En el diamante los carbonos se organizan tetraédricamente mediante enlaces simples a otros cuatro carbonos. Estos enlaces sigma perfectos en tres dimensiones contribuyen a la dureza del diamante (Material natural más duro conocido) y su alto punto de fusión (3550°C). En el grafito los átomos de carbono se organizan en anillos de seis mediante enlaces sigma y enlaces pi. El enlace pi es menos estable que el sigma, y de forma análoga a lo que sucede en el benceno, los electrones pi tienden a deslocalizarse y moverse con facilidad. Para el caso del grafito, los electrones pi pueden moverse fácilmente, haciendo del grafito un buen conductor de la electricidad. Debido a que las unidades del grafito son planas, por lo que aun cuando dichas hojas sean duras, se pueden mover una sobre la otra de forma sencilla, esto le da al grafito sus características únicas como material para escritura además de ser un buen lubricante.

Otro tipo de cristal covalente es el cuarzo creado por moléculas de dióxido de silicio. La organización de los átomos de silicio en el cuarzo es similar a las del carbono en el diamante, pero debido a la presencia de oxígeno, el enlace covalente es imperfecto, por lo que el cuarzo presenta propiedades semejantes, pero no tan extremas como las del diamante.

Cristales metálicos

De cierta forma los cristales metálicos son los más fáciles de estudiar debido a que cada vértice del cristal está ocupado por un átomo simple del mismo elemento.  El enlace de los metales es bastante diferente del de otros cristales. En el enlace de los metales no hay enlaces individuales que unan a cada unidad, sino un colosal enlace púnico compuesto por electrones deslocalizados que rodean a la red de átomos metálico. De hecho, los metales pueden imaginarse como una red de iones positivos inmersos en una red o nube de electrones deslocalizados, prestos para ser captados por átomos oxidantes. La gran fuerza cohesiva de esta nueve de electrones es la responsable por la gran fuerza de los metales, que aumenta con el número de electrones de valencia.

Por ejemplo, los metales con un solo electrón de valencia tienen puntos de fusión relativamente bajo (97,6°C) y son blandos, mientras que el aluminio que posee tres electrones de valencia tiene un punto de fusión de 660°C y es más duro. Cabe anotar que esta tendencia no se cumple tan bien para los metales de transición con valencias variables, el hierro por ejemplo tiene valencias 2 y máximo 3, pero posee un punto de fusión de 1558°C. la mayoría de los metales de transición son duros y poseen altos puntos de fusión (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

La movilidad de los electrones deslocalizados del enlace metálico los hace fáciles de empujar y agitar, lo cual les otorga sus conocidas propiedades conductivas de electricidad y calor, aunque también debido a la deslocalización, los electrones metálicos de valencia son fáciles de capturar por elementos oxidantes, lo cual los hace susceptibles a la oxidación.

Enlaces en el estado líquido y gaseoso

El estado líquido se caracteriza por un movimiento de las moléculas relativamente libre y relativamente organizado. En términos moleculares es un estado amorfo pero con una capacidad atractiva intermedia y baja. Los líquidos se forman cuando se adiciona suficiente energía a un sólido, lo cual desestabiliza las fuerzas que lo mantiene unido. Mientras más débiles sean dichas fuerzas, menos energía es necesaria para desestabilizar los componentes del sólido.

Una vez en estado líquido las moléculas interactúan entre sí, tanto atractiva como repulsivamente, provocando las propiedades de flujo, incompresibilidad y adquisición de la forma del contenedor donde se encuentren. En el estado gaseoso se adiciona suficiente energía al sistema como para romper todas las interacciones moleculares, lo cual hace que las moléculas se muevan independientes unas de otras, incrementando al máximo el volumen que ocupan, ya que no hay fuerza que las mantengan unidas. Hay que resaltar que aquellas moléculas que no presentan momentos dipolares son más susceptibles a separarse.