Redes Cristalinas
Las redes cristalinas están formadas por iones de signo opuesto. Cada ion crea un campo eléctrico a su alrededor, permitiendo que esté rodeado de iones contrarios.
Características de los Sólidos
Cristalinos
Tienen un orden molecular estricto con posiciones específicas. Las fuerzas que mantienen la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes, puentes de hidrógeno, fuerzas de Van der Waals o una combinación de estas.
Amorfos
No tienen orden molecular debido a su formación rápida. Sus átomos y moléculas quedan en posiciones aleatorias, como en el vidrio.
Celdas Unitarias
Unidad estructural que se repite en un sólido cristalino. Representa un átomo, ion o molécula y se denomina punto reticular.
Energía Reticular
La energía reticular es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. Indica la estabilidad de las redes cristalinas y se mide en energía/mol. No se puede medir directamente, pero se calcula usando la Ley de Coulomb o la Ley de Hess.
Compuesto Iónico
Un compuesto iónico se forma por dos sustancias con diferencias significativas en sus electronegatividades, como el NaCl. El elemento más electronegativo (Cl) atrae electrones del menos electronegativo (Na), formando aniones (Cl-) y cationes (Na+). Las sustancias iónicas forman redes cristalinas sólidas y frágiles. En disoluciones acuosas, se disocian en iones, permitiendo la conducción eléctrica.
Entalpía
La entalpía es la cantidad de energía calorífica de una sustancia. En una reacción, si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes, se libera calor (reacción exotérmica). Si es mayor, se absorbe calor (reacción endotérmica). El cambio de entalpía (ΔH) se define como: ΔH = ΔHproductos – ΔHreactantes.
La entalpía de formación (ΔHf0) es la variación de energía en la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en condiciones estándar (298 K y 100 kPa).
Ley de Hess
La Ley de Hess establece que el calor de reacción es independiente de las etapas intermedias, solo depende de los reactivos y productos. Se usa para calcular el cambio de entalpía en reacciones complejas. Una aplicación relevante es el ciclo de Born-Haber.
Ciclo de Born-Haber
Desarrollado por Max Born y Fritz Haber, se utiliza para calcular la energía reticular de compuestos iónicos. Compara la entalpía de formación del compuesto con la entalpía necesaria para formar iones gaseosos.
Estructuras de Lewis
Gilbert Newton Lewis propuso que el enlace covalente se forma por compartición de electrones, permitiendo a cada átomo alcanzar ocho electrones en su capa externa (regla del octeto). Las estructuras de Lewis representan la distribución de electrones de valencia en las moléculas.
Resonancia Química
La resonancia química se usa cuando una molécula no puede representarse con una sola estructura de Lewis. Por ejemplo, el ozono (O3) tiene estructuras resonantes que muestran una distribución de electrones deslocalizada.
Carga Formal
La carga formal es la diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y los electrones asignados en una estructura de Lewis. Ayuda a determinar la estructura más estable.
Enlace Metálico
El enlace metálico es inestable con electrones libres que permiten el flujo de corriente eléctrica. Consiste en cationes metálicos rodeados de un mar de electrones deslocalizados.
Propiedades y Ejemplos
- Medicina: empastes dentales.
- Industria automotriz: recubrimiento de piezas para evitar oxidación.
- Industria metalúrgica: fabricación de aceros.
- Radiocomunicación: audífonos y bocinas.
Fuerzas Intermoleculares
Son fuerzas de atracción entre moléculas, más débiles que los enlaces intramoleculares. Incluyen:
- Fuerzas de Van der Waals (London y dipolo-dipolo).
- Enlaces por puente de hidrógeno.
Tipos de Fuerzas Intermoleculares
- Dipolo-dipolo: entre moléculas polares.
- Dipolo-dipolo inducido: entre una molécula polar y una no polar.
- Fuerzas de Van der Waals: en moléculas no polares.
- Ion-dipolo: entre un ion y una molécula polar.
- Enlace de hidrógeno: entre hidrógeno y un átomo electronegativo (O, N, F).
Características de los Líquidos
- Tensión superficial: energía para aumentar la superficie de un líquido.
- Viscosidad: resistencia de un líquido a fluir.