losrayos X son radiaciones electromagnéticas, como lo es la luz visible, o las radiaciones ultravioleta e infrarroja, y lo único que los distingue de las demás radiaciones electromagnéticas es su llamada longitud de onda, que es del orden de 10-10 m (equivalente a la unidad de longitud que conocemos como Angstrom).Se producen cuando electrones acelerados a alta velocidad chocan contra la materia, una parte de la energía se pierde en forma de calor, el resto se emite en forma de radiación X dando lugar a un espectro de rayos X continuo, que no es monocromático ya que se compone de un gran número de longitudes de onda, y que no depende de la clase de material del blanco. Superpuesto con este aparece un espectro de líneas conocidas como líneas características que depende de la naturaleza de los átomos que forman el material del blanco. Varios elementos químicos fueron descubiertos mediante el análisis de espectros de rayos X.
Propiedades de los rayos x
PODER DE PENETRACION:Penetran y atraviesan la materiaPenetran y atraviesan la materia
Atenuación:al atravesar la materia hijo absorbidos yal atravesar la materia hijo absorbidos Ydispersados.dispersados.
EFECTO FOTOGRAFICO: EFECTO FOTOGRAFICO: impresionan Película radiográfica impresionan Película radiográfica
La celda unitaria es la unidad estructural que se repite en un sólido, cada sólido cristalino se representa con cada uno de los siete tipos de celdas unitarias que existen y cualquiera que se repita en el espacio tridimensional forman una estructura divida en pequeños cuadros.
Existen 14 tipos de diferentes celdas unitarias agrupadas en 7 sistemas cristalográficos
La estructura atómica influye en la forma en que los átomos se unen entre sí; esto además nos ayuda a comprender la clasificación de los materiales como metales, semiconductores, cerámicos y polímeros y nos permite llegar a ciertas conclusiones generales referentes a propiedades mecánicas y comportamiento físico de estas cuatro clases de materiales. La estructura electrónica del átomo, que queda descrita por cuatro números cuánticos ayuda a determinar la naturaleza de los enlaces atómicos y las propiedades físicas y mecánicas de los materiales. Tipo P: Se denomina primitiva y tiene puntos de red en los vértices de la celda.Tipo I: Red centrada en el interior. Esta presenta puntos de red en los vértices de la celda y en el centro de la celda.Tipo F: Red centrada en todas las caras. Presenta puntos de red en los centros de todas las caras, así como en los vértices.Tipo C: Red centrada en la base. Una red tipo C se refiere al caso en el que la simetría traslacional coloca puntos de red en los centros de las caras delimitados por las direcciones A y B así como en el origen.
Empaquetamiento compactodeesferases la disposición de un número infinito de celdas de esferas de forma que la mismas ocupen la mayor fracción posible de un espacio infinito tridimensional.Carl Friedrich Gaussdemostró que la mayor densidad media que puede obtenerse con una disposición periódica es. LaConjetura de Keplerestablece que esta es la mayor que puede lograrse tanto para una disposición periódica como aperiódica.
Existen dos reticulos periódicos que logran la mayor densidad media. Basándose en susimetríase denominan: empaquetamiento cúbico centrado en caras (CCC) y el empaquetamientohexagonalcompacto (HC).
Ambos se basan en la disposición de las esferas en los vértices de un triángulo telesctado; Se diferencian en la forma en que las celdas se apilan uno sobre otro. En ambos reticulos cada esfera tiene doce vecinos. En los dos casos hay un hueco rodeado por seis esferas (octaédricas) y dos pequeños huecos rodeados por cuatro esferas (tetraédrico).
En referencia a la disposición de una capa A, existen dos posible disposiciones B y C, Cada secuencia posible de A, B y C sin repeticiones da la misma densidad de empaquetamiento para las esferas de un radio dado.
Las más regulares son
HC = ABABABA
CCC = ABCABCA
En empaquetamiento compacto las líneas que unen los centros de las esferas en el plano x-y (visto desde arriba) forman una mosaico hexagonal, con una distancia entre los centros de las esferas igual a su diámetro, la distancia entre esferas paralelas en el eje z es
,
donde d es el diámetro de la esfera; esto se deduce de la disposicióntetraédricadel empaquetamiento compacto.
Muchas estructurascristalinasestán basadas en empaquetamientos compactos de átomos, iones, o grandes iones con otros más pequeños rellenando el espacio entre ellos. El empaquetamiento cúbico y el hexagonal están muy próximos entre si en cuanto a energía y es difícil predecir cual será la forma predilecta basándose en principios simples.
Toda sustancia tiene una temperatura crítica (TC, por arriba de la cual la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la magnitud de la presión que se aplique. Ésta es también la temperatura más alta a la cual una sustancia puede existir en forma líquida. Dicho de otro modo, por arriba de la temperatura crítica no hay una distinción fundamental entre un líquido y un gas: simplemente se tiene un fluido. La presión crítica (Pe) es la mínima presión que se debe aplicar para llevar a cabo la licuefacción a la temperatura crítica.
Un diagrama de fase es un
esquema de presión contra temperatura que muestra para cada (P,T) cual es la
fase más estable del material, el caso del agua se muestra a continuación:
Para el agua por ejemplo un
punto a alta temperatura y baja presión, punto E en la ilustración corresponde
a la fase vapor.
Presión y temperatura intermedia (F) corresponde a líquido, y
alta presión y baja temperatura (G) tenemos sólido. La curva BC marca las presiones
de vapor del líquido, o lo que es lo mismo las temperaturas a las que hierve el
agua, bajo diferentes presiones. Esta curva tiene un último punto C que marca
la temperatura crítica.
La
mayor parte de los sólidos de la naturaleza son cristalinos lo que significa
que los átomos, moléculas o iones que los forman se disponen ordenados
geométricamente en el espacio. Esta estructura ordenada no se aprecia en muchos
casos a simple vista porque están formados por un conjunto de micro cristales
orientados de diferentes maneras formando una estructura poli cristalina,
aparentemente amorfa. Este "orden" se opone al desorden que se
manifiesta en los gases o líquidos. Cuando un mineral no presenta estructura
cristalina se denomina amorfo.
La
cristalografía es la ciencia que estudia las formas y propiedades
fisicoquímicas de la materia en estado cristalino.
Las
redes cristalinas se caracterizan fundamentalmente por un orden o periodicidad.
La estructura interna de los cristales viene representada por la llamada
celdilla unidad que se repite una y otra vez en las tres direcciones del
espacio. El tamaño de esta celdilla viene determinado por la longitud de sus
tres aristas (a, b, c), y la forma por el valor de los ángulos entre dichas
aristas (α,β,γ). El conjunto de elementos de simetría de un objeto que pasan
por un punto, definen la simetría total del objeto (grupo puntual de simetría).
Hay muchos grupos puntuales, pero en los cristales éstos han de ser compatibles
con la periodicidad (repetitividad por traslación) por lo que hay sólo 32
posibles grupos puntuales que se denominan clases cristalinas. Combinando las
dos traslaciones y el ángulo que forman entre sí, sólo hay cinco posibles
formaciones de redes planas: paralelogramo, rectángulo, cuadrado, hexágono y
rombo.
Si
formamos una red espacial apilando estas redes planas, sólo existen catorce
posibles formaciones que representan las formas más sencillas en que puede
descomponerse la materia cristalina sin que por ello pierdan sus propiedades
originales, son las llamadas redes de Bravais.
Los
cristales presentan formas más o menos regulares con definición de aristas,
caras y vértices. Internamente,
Están
constituidos por partículas que guardan entre sí relaciones y distancias fijas;
estos parámetros internos se estudian mediante rayos X, mientras que los
externos se realizan midiendo los ángulos que forman sus caras.
ESTRUCTURA
CRISTALINA:
•
Estado amorfo: Las partículas componentes del sólido se agrupan al azar.
•
Estado cristalino: Los átomos (moléculas o iones) que componen el sólido se
disponen
según
un orden regular. Las partículas se sitúan ocupando los nudos o puntos
singulares
de
una red espacial geométrica tridimensional
Los
átomos que pertenecen a un sólido cristalino se pueden representar situándolos
en una red tridimensional, que se denomina retículo espacial o cristalino. Este retículo espacial
se puede definir como una repetición en
el espacio de celdas unitarias.
La
celda unitaria de la mayoría de las estructuras cristalinas son paralelepípedos
o prismas con tres conjuntos de caras paralelas Según el tipo de enlace
atómico, los cristales pueden ser de tres tipos:
a)Cristales iónicos: punto de fusión
elevado, duros y muy frágiles, conductividad eléctrica baja y presentan cierta
elasticidad. Ej: NaCl (sal común).
b)Cristales covalentes: Gran dureza y
elevada temperatura de fusión. Suelen ser transparentes quebradizos y malos
conductores de la electricidad. No sufren deformación plástica (es decir, al
intentar deformarlos se fracturan). Ej: Diamante.
c) Cristales metálicos: Opacos y buenos
conductores térmicos y eléctricos. No son tan duros como los anteriores, aunque
si maleables y dúctiles. Como el Hierro, estaño, cobre etc.
Según
la posición de los átomos en los vértices de la celda unitaria de la red
cristalina existen:
a)
Redes cúbicas sencillas: Los átomos ocupan sólo los vértices de la celda
unidad.
b)
Redes cúbicas centradas en el cuerpo (BCC): Los átomos, además de ocupar los
vértices, ocupan el centro de la celda. En este caso cristalizan el hierro y el
cromo.
c)
Redes cúbicas centradas en las caras (FCC): Los átomos, además de ocupar los
vértices, ocupan el centro de cada cara de la celda. Cristalizan en este tipo
de redes el oro, cobre, aluminio, plata etc.
d)
Redes hexagonales compactas (HC): La celda unitaria es un prisma hexagonal con
átomos en los vértices y cuyas bases tiene un átomo en el centro. En el centro
de la celda hay tres átomos más. En este caso cristalizan metales como cinc,
titanio y magnesio.
La difracción de Bragg,
que usualmente se realiza utilizando Rayos X (λ ≈ algunos Angstroms), es un
método experimental sumamente útil para estudiar la estructura atómica (cómo
están colocados diferentes planos de átomos) de un sólido cristalino.
Si tenemos un sólido y
consideramos un cierto conjunto de planos de átomos paralelos (Fig. 1) y una
radiación incidente sobre ellos en forma de onda plana, con un ángulo θ
respecto del plano atómico en cuestión, si la longitud de onda es del orden de
la separación entre los átomos, cada plano se comportará como una superficie
parcialmente reflectora.
Aunque en cada plano la
reflexión es especular (θi= θr), sólo en ciertos ángulos habrá interferencia
constructiva de todos los haces reflejados en todos los planos de átomos
paralelos.
Fig. 1
Mediante una simple
construcción geométrica se ve que habrá interferencia constructiva sólo para
aquéllos ángulos θ que cumplen la relación:
El enlace químico se refiere a la unión entre dos o
más átomos para formar una molécula de orden superior, por ejemplo una molécula
o una estructura cristalina.
Se define como la fuerza de unión de los átomos
debido a una transferencia total o parcial de electrones para adquirir una
configuración electrónica que les permita formar una molécula estable.
Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden,
aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan
de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
Clasificación de los
enlaces químicos:
Las propiedades que presentan las diferentes
sustancias están relacionadas con su tipo de enlace, por lo que podemos usar
algunas propiedades para identificar el tipo de enlace que presentan: iónico,
covalente o metálico.
Las propiedades físicas de un compuesto reflejan la
naturaleza de su enlace químico, es decir, la naturaleza de las fuerzas
existentes ente sus átomos.
El enlace metálico
El enlace
metálico se produce cuando se combinan metales entre sí. Los átomos de
los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas
noble. En este caso, los metales pierden los electrones de valencia y se forma
una nube de electrones entre los iones positivos. La nube electrónica rodea a
todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una
red metálica.
Este enlace se presenta en el oro, la plata, el
aluminio, etc. Los electrones tienen cierta movilidad; por eso, los metales son
buenos conductores de la electricidad. La nube de electrones actúa como
"pegamento" entre los cationes. Por esta razón casi todos los metales
son sólidos a temperatura ambiente.
Propiedades
de los compuestos metálicos:
·Conducen el calor debido a la compacidad de los
átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los
de al lado.
·Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo
de la estructura de la red.
·Presentan brillo metálico.
·Son dúctiles y maleables debido a que no existen
enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los
electrones vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.
·Son buenos conductores debido a la deslocalización
de los electrones.
Enlace
Iónico
Es la unión que se produce entre dos átomos de
electronegatividades distintas, con una diferencia igual o mayor a 1.67, en
este tipo de enlace ocurre una transferencia de uno o más electrones del átomo
menos electronegativo hacia el más electronegativo. Por ende el átomo que cedió
electrones queda con carga positiva y el que captó electrones queda con carga
negativa.
El anión y el catión formados por la transferencia
electrónica producen el compuesto iónico debido a la atracción electrostática
de estos iones cuya estructura generalmente es cristalina.
Características y
propiedades:
·Cómo las fuerzas
electrostáticas entre iones son intensas, los compuestos iónicos poseen puntos
de fusión y de ebullición elevados, por lo que a temperatura ambiente son
sólidos.
·Son solubles en agua,
pues los iones abandonan la red y se rodean de moléculas de agua y solo
conducen la electricidad fundidos o en disolución.
·Gran dureza
·Son frágiles
Enlace Covalente
Los
elementos no metálicos se unen mediante enlaces covalentes. Este tipo de enlace
se produce cuando existe una electronegatividad polar, se forma cuando la
diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se
efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más
pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.
Pueden
estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los
elementos que se unen.
Los
enlaces covalentes se clasifican en:
·Covalentes
Polares
·Covalentes
No Polares
·Covalente
Coordinado
La
diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un
enlace siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace
no polar.
Las
sustancias covalentes pueden ser atómicos o moleculares.
Las
moleculares tienen puntos de fusión y de ebullición bajos, ya que las fuerzas
intermoleculares son muy débiles comparadas con las fuerzas intramoleculares
(los enlaces covalentes entre los átomos). Suelen ser gases,
y si las fuerzas intermoleculares son muy fuertes pueden ser sólidos blandos o,
si son intermedias, líquidos a temperatura
ambiente.
No
se disuelven en agua por ser apolares, se disuelven en
disolventes apolares u orgánicos como el CCl4. No conducen la
corriente ni siquiera fundidos o en disolución.
Las sustancias covalentes atómicas (como el grafito
o el diamante) se denominan sólidos covalentes, poseen puntos de fusión y de ebullición
muy altos, ya que solo se pueden fundir rompiendo los enlaces covalentes.
Tipos de
sustancias según sus enlaces
Compuestos
iónicos
Compuestos
covalentes moleculares
Compuestos
covalentes atómicos
Metales
Partículas en el cristal (Especies
químicas enlazadas)
Iones: Cationes y aniones.
(Cristales iónicos)
Moléculas.
Átomos
(cristales covalentes)
Cationes y electrones deslocalizados
(cristales metálicos)
Fuerzas presentes
Enlaces iónicos.
Enlaces covalentes intramoleculares.
Fuerzas intermoleculares. (De Van der Waals o de puentes de Hidrógeno)
Enlaces covalentes.
Enlaces metálicos.
Puntos de fusión
Altos, por encima de 600 ºC
Bajos en general, de -272 ºC a
400 ºC.
Elevados, entre 1.200 ºC y 3.600 ºC.
Variados, de -39 ºC a 3.400 ºC.
Solubilidad
Solubles en agua y otros disolventes
polares.
Insolubles en agua.
Las sustancias apolares son solubles
en disolventes apolares (orgánicos). Las polares, en disolventes polares
(como el agua).
Insolubles.
Insolubles
Solubles en otro metal fundido
(aleaciones).
Conductividad eléctrica
Conductores sólo en disolución o
fundidos.
(Electrolitos de 2º orden)
Sustancias apolares, no conductoras.
Sustancias polares, algo conductoras.
No conductores,
Buenos conductores en estado sólido.
(electrones libres)
Otras características
Forman redes cristalinas de gran
estabilidad.
La disolución de
los compuestos iónicos produce la disociación
iónica de éstos.
Duros, frágiles y quebradizos.
En condiciones ordinarias pueden ser
gases, líquidos o sólidos volátiles
Sólidos muy blandos
Puntos de fusión y de ebullición bajos
porque al fundir o hervir sólo se rompen las atracciones intermoleculares.
Los más duros de todos los sólidos
como consecuencia de la gran estabilidad de sus enlaces.
No conducen la electricidad, ya que no
tienen iones y sus electrones de valencia, claramente localizados, carecen de
libertad de desplazamiento.
Los valores más altos de puntos de
fusión corresponden a los metales de las series de transición.
Densidades elevadas, debido a sus
estructuras compactas.
Buenas propiedades mecánicas: tenaces,
dúctiles y maleables.
Ejemplos
NaCl; CaBr2 ; KI,
CaO; K2O; K2SO4
H2O
(s), I2, S8,
C10 H8
(naftaleno)
C12H22O11
(sacarosa)
C6H12O6
(glucosa)
Gases: H2; O2; N2; NH3;
HF
C (diamante),
SiO2 (cuarzo); SiC
(carborundo)
Al, Na, Ca, Fe, Cu, Au; Ag
Enlaces por fuerzas intermoleculares
Entre
los diferentestipos de fuerzas
intermolecularestenemos las fuerzas de Van der Waals y los
enlaces de hidrógeno.
Las
fuerzas de Van der Waals se caracterizan por ser muy débiles y aumentar con la
masa molecular. El enlace de hidrógeno se da entre aquellas sustancias en las
que sus moléculas contienen un átomo de hidrógeno enlazado a un átomo muy
electronegativo X (que puede ser N, O y F).
Fuerzas
de Van der Waals
La fuerzas que unen las moléculas entre si reciben en
general el nombre de fuerzas de Van der
Waals, que pueden ser de tres tipos: de atracción dipolo – dipolo
o de Keeson (en sustancias con dipolos permanentes o polares), fuerzas de
atracción dipolo – dipolo inducido o de Debye (en sustancias polares) y fuerzas
de dispersión o de London (debido a dipolos instantáneos partir de vibraciones
que producen polarización instantánea)
Las fuerzas intermoleculares crecen con la masa molecular
o atómica de las sustancias consideradas.
Cuanto mayor sean estas
fuerzas mayor serán los puntos de fusión y ebullición de las sustancias.
Cuanto mayor sea la polaridad de una molécula, más
intensas son las fuerzas intermoleculares bipolares, debidas entre sus dipolos permanentes.
El enlace de hidrógeno
Es una unión entre
moléculas en las que un átomo de
hidrógeno actúa de “puente“ entre dos átomos muy electronegativos, como
F, O o N, que se encuentran unidos al hidrógeno mediante un enlace covalente
muy polarizado, como en el HF, el H2O o el NH3.
El enlace por puente de
hidrógeno permite explicar las propiedades
anómalas del agua, como puntos de fusión y de ebullición anormalmente
altos y su actuación como disolvente, en comparación con las uniones del
hidrogeno con otros elementos como en el H2S; H2Se y H2Te.
Referencia:
·[Imagen de red metálica]. Recuperado de http://reyesdias14.blogspot.mx/p/enlace-quimico.html
·[Imagen de red cristalina de NaCl]. Recuperado
de http://www.google.com.mx/imgres?client=firefox-a&hs=8Dr&sa=X&rls=org.mozilla%3Aes-MX%3Aofficial&channel=fflb&biw=1366&bih=639&tbm=isch&tbnid=FCpmzBbRmh__KM%3A&imgrefurl=http%3A%2F%2Fwww.educa.madrid.org%2Fweb%2Fies.isidradeguzman.alcala%2Fdepartamentos%2Ffisica%2Ftemas%2Fenlace%2Fenlace_ionico.html&docid=jy4_SRqBa67ASM&imgurl=http%3A%2F%2Fwww.educa.madrid.org%2Fweb%2Fies.isidradeguzman.alcala%2Fdepartamentos%2Ffisica%2Ftemas%2Fenlace%2Fimagenes%2Fcloruro_sodio.jpg&w=600&h=350&ei=7_XRUq3DE-v22QXPuICgDA&zoom=1&ved=0CG8QhBwwBA&iact=rc&dur=418&page=1&start=0&ndsp=10
·[Imagen de puentes de hidrógeno]. Recuperado de http://quimica-giraldo.blogspot.mx/2011/11/enlace-por-puente-de-hidrogeno.htm
