Química Básica I: Sólids - Diferencia entre sólidos cristalinos y amorfos - Prof. Aguilar , Apuntes de Química

¡Descarga Química Básica I: Sólids - Diferencia entre sólidos cristalinos y amorfos - Prof. Aguilar y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!

Descargado en:

patatabrava .com

QUÍMICA BÀSICA I (UB)

SÒLIDS

CORBELLA CORDOMI,

MONTSERRAT

15-

Tema 3. 3 Sòlids

 Diferencia entre sòlid cristal·lí i sòlid amorf  ordre

sòlid cristal·lí  ordre cristall

sòlid amorf no hi ha una unitat que es repeteix  vidre

• Sòlid cristal·lí hi ha una unitat que es repeteix  cel·la elemental o

cel·la unitat

Hi ha diferents cel·les unitat

Sòlid està format per molècules, àtoms o ions  es poden ordenar de

diferents formes  cel·les  paràmetres de cel·la a, b, c / a, b, g

Cúbic / cúbic centrat al cos / cúbic centrat a les cares

Variacions en paràmetres de cel·la  Tetragonal / ortoròmbic /

monoclínic / triclínic / hexagonal / trigonal

retícules de Bravais

Figura 5.

retícules de Bravais

a

a, c

a, b, c

a, b, c

b

Primitiva P

Centrada al cos

o a l’interior I

Centrada a les

cares F

Tipus de sòlids cristal·lins  es classifiquen segons les forces que donen

cohesió al sòlid

• Sòlids moleculars  molècules forces intermoleculars H 2

, CO

2

, N

2

• Sòlids covalents en xarxa  àtoms  enllaç covalent ex. C diamant

, SiO 2

• Sòlids metàl·lics  àtoms  enllaç metàl·lic Fe, Na, Pb
• Sòlids iònics  ions  enllaç iònic NaCl, BaSO 4

Sòlids moleculars

Empaquetament de les molècules que estan unides per forces

intermoleculars  en general febles  P f

, P

eb

baix, tous

Les molècules es col·loquen de la forma més compacta possible

Quan hi ha enllaç per ponts d’hidrogen  direccional  l’empaquetament

no és compacte

Sòlids covalents en xarxa

L’enllaç entre els àtoms que formen el sòlid és covalent  l’enllaç

covalent és direccional

El diamant es pot “tallar”  direccions preferents de tall

Per separar els àtoms que formen el cristall cal trencar enllaços covalents

 P

f

i P eb

elevat durs

Un element amb diferent estructura cristal·lina  formes al·lotròpiques

C diamant C grafit

Figura 5.

C diamant

Figura 5.23 C grafit

Entre capes enllaç més feble

En l’empaquetament compacta cada esfera en té 12 al voltant

 sòlid metàl·lic amb un empaquetament compacte NC = 12

molts metalls tenen densitat elevada

Es pot calcular la ocupació de la cel·la unitat

Ocupació = Volum ocupat esferes/ volum total cub

Cel·la empaquetament cúbic compacte (cubica centrada a les cares)

Nombre total esferes 6 cares / 2 + 8 vèrtex / 8 = 4

Les cares es comparteixen entre 2 cel·les

els vèrtex es comparteixen entre 8 cel·les

Volum d’una esfera = 4 / 3 p r

3

Volum del cub = (aresta)

3 = a

3

com podem saber quan val l’aresta de la cel·la?

Volum d’una esfera = 4 / 3 p r

3

Volum del cub = (aresta)

3 = a

3

com podem saber quan val l’aresta de la cel·la?

 el que sí sabem és la diagonal d’una cara

diagonal cara = ½ esfera + 1 esfera + ½ esfera  diagonal de la cara = 4 r

Teorema de Pitàgores per una cara del cub  a

2 +a

2 = ( 4 r)

2 a = r 8

1 / 2

Volum cub = a

3 = r

3 8

3 / 2

Ocupació = Volum ocupat esferes / volum total cub

Ocupació = 4 ( 4/3 p r

3 ) / r

3 8

3/ = 0,

Empaquetament compacte

Ocupació del 74 %  molt dens

Ocupació = Volum ocupat esferes / volum total cub

El contacte entre les esferes es dóna en la

diagonal del cub

Cúbica centrada en el cos

Com trobar el Volum del cub?

V = a

3 a = aresta

• aresta és la suma de radis?

Una cara del cub

Pla diagonal del cub

Ocupació de la cel·la = Volum ocupat esferes / volum total cub

Cel·la cúbica centrada a les cares  Ocupació = 0,74  74%

Cel·la cúbica centrada al cos  ocupació = 0,68  68%

Cel·la primitiva  ocupació = 0,52  52 %

Densitat d’un metall  depèn de la cel·la

Densitat = massa / volum

Cal saber nombre àtoms en la cel·la i amb la M i N A

 podrem saber la massa

Cal saber el volum de la cel·la  cal trobar l’aresta i relacionar-la amb el radi

Algunes de les estructures tipus (NC anió, catió):

NaCl  buits octaèdrics r entre 0 , 4 – 0 , 7 NC = 6 , 6

ZnS  buits tetraèdrics r < 0 , 4 NC = 4 , 4

CsCl  no és empaquetament compacte  cel·la cúbica de Cl

‒ i en el

centre el Cs

r > 0 , 7 NC = 8 , 8

Algunes de les estructures iòniques tipus

ions de cada tipus en la cel·la unitat

nombre de coordinació de cada ió

quins buits s’ocupen?

Figura 5.

Figura 5. Figura 5.

Empaquetament compacte

En cada cub petit hi ha un buit tetraèdric 

dos d’aquests cubs estan marcats en blau

un catió a dins d’aquest cub té 4 esferes

vermelles al voltant

• quan hi ha 4 d’aquests cubs ocupats

ex. ZnS cel·la elemental Zn 4

S

4

• quan estan tots 8 ocupats

M

8

X

4

(M

2

X) si M ocupa els buits tetraèdrics

M

4

X

8

(MX

2

) si és X el que ocupa els buits tetraèdrics

Propietats dels sòlids

Taula 5.

NO