Hemos visto a lo largo del capítulo 5, las uniones entre átomos o iones que dan lugar a la formación de distintos tipos de sólidos. Así, por ejemplo, hay sólidos moleculares, iónicos, covalentes y metálicos. La mayoría de estos sólidos están constituidos por diversas partículas (moléculas, iones, átomos) que están ordenadas regularmente en el espacio formando redes cristalinas.
¿Qué tipo de fuerzas mantienen unidas a las partículas en los sólidos?. En principio, las fuerzas de atracción son de diversa índole, dependien- do del sólido en cuestión.
Seguidamente haremos una breve descripción de cada uno de los tipos de sólidos.
♦ Los sólidos iónicos están formados por una red cristalina constituí- da por cationes y aniones, como por ejemplo el cloruro de sodio. Estos iones de distinto signo se mantie- nen unidos por fuerzas de atracción electrostática. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica debido a que los iones no pueden desplazarse libremente y tampoco hay electrones libres. Sin embargo, fundidos (en estado líquido) o disueltos (en solución), se vuelven buenos conductores, debido a la forma- ción de iones. Los sólidos iónicos poseen altos puntos de fusión.
♦ Los sólidos moleculares son aquellos formados por moléculas que se mantienen unidas entre sí por fuerzas intermoleculares, de distinto tipo. Estas fuerzas son lo suficien- temente fuertes para mantener la estructura del sólido, aunque son mucho más débiles que las de los enlaces entre átomos o iones. Estos sólidos en general son blandos de bajo punto de fusión, y no conducen la corriente eléctrica, puesto que los electrones están comprometidos en las uniones y no tienen libertad de movimiento. Muchas de las sustancias gaseosas, como por ejemplo el CO2, originan este tipo de sólidos
cuando se las enfría. Otros ejemplos de este tipo de cristales son el hielo y el azúcar común (sacarosa).
♦ Los sólidos covalentes constituyen un cristal formado por átomos unidos entre sí por enlaces covalentes, que se extienden en direcciones determinadas, formando estructu-
6 – Dibujando moléculas
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ras tridimensionales. El diamante es el ejemplo típico de un sólido covalente.
♦ Los sólidos metálicos están constituidos por una red formada por un conjunto de iones positivos (retículo catiónico) inmersa en una nube de electro- nes. De esta manera, se establece una atracción electrostática entre cationes y electrones que mantienen la estructura metálica.
Las propiedades de los metales varían ampliamente. Algunos como el sodio son tan blandos que pueden cortarse con un cuchillo, mientras que el hierro es sumamente duro. No obstante, debido a que la nube electrónica puede desplazarse a través de todo el retículo catiónico, poseen una alta conductividad térmica y eléctrica.
Tipo de sólido Partículas consti- tutivas
Fuerzas de
atracción Propiedades Ejemplos
Iónico Iones
Atracción elec- trostática entre
iones de carga opuesta.
Muy duros, quebra- dizos. Alto punto de
fusión. Buenos ais- ladores. Solubles en disolventes polares.
NaCl, CaF2,
Na2SO4
Molecular Moléculas Fuerzas intermole-
culares
Blandos, bajo punto de fusión, buenos
aisladores.
I2 ,Hielo,
Sacarosa, CO2(s)
Covalente Átomos Enlaces covalentes
entre átomos
Muy duros. Muy alto punto de fusión. Malos conductores del calor y de la corriente eléctrica. Diamante Cuarzo (SiO2) Metálico Átomos Atracción elec- trostática entre cationes y electro- nes. Relativamente du- ros, dúctiles y ma- leables. Brillantes.
Punto de fusión relativamente al- tos. Buenos conduc-
tores del calor y de la electricidad.
Na, Cu, Fe, aleaciones.
LA CIENCIA EN NUESTRA VIDA
♦
Diamante y grafito
El diamante está constituido por átomos del elemento carbono. El grafito también. El primero es un cristal transparente muy duro a tal punto que es uno de los sólidos más duros que se conoce.
Gracias a esta propiedad, el diamante es usado para cortar vidrios y aceros. El grafito, en cambio, es un sólido negro blando y quebradizo, utilizado como lubricante y principalmente en la fabricación de minas para lápices.
Ahora bien, si el diamante y el grafito están formados por el mismo elemento, ¿por qué lucen tan diferentes y se comportan tan distinto?.
La clave de la respuesta está en la manera en que los átomos de carbo- no están ordenados en ambos materiales.
El diamante tiene una estructura cristalina rígida, en la cual ca- da átomo de carbono está unido en forma covalente a otros cuatro. En la figura se muestra la estructura cristalina del diamante. Las bolitas representan los átomos de carbono. Cada átomo de carbono
se halla en el centro de un tetraedro regular formado por los cuatro átomos de carbonos vecinos. Los átomos de carbono están unidos entre sí por pares de electrones compartidos. La red de átomos de carbono se extiende a través de todo el cristal.
El proceso de fusión del diamante implica romper estos enlaces covalen- tes entre átomos de carbono lo que requiere una gran cantidad de energía. Por esta razón, el diamante tiene un punto de fusión extremadamente alto LAS TRES
CARAS DEL CARBONO
(3550ºC), incluso mayor que cualquier cristal iónico.
El diamante es la sustancia más dura que se conoce. La dureza e inercia química del diamante son consecuencia de los fuertes enlaces covalentes existentes entre los átomos de carbono. Los cristales de diamante son malos conductores de la electricidad, puesto que no tienen electrones móviles, debido a que todos están involucrados en las uniones covalentes. Se presenta en forma de hermosos cristales transpa- rentes, usados en joyería como piedras preciosas, siendo muy apreciadas las incoloras y las de matices especiales, como azul, rojo o verde. Los diamantes imperfectos, piedras grises o negras, no tienen valor como joyas, pero gracias a su dureza se usan para labrar y pulir otras piedras finas y también para barre- nar rocas. La unidad de medida para calcular el valor de un diamante es el quilate, que equivale a 0.20g.
Como hemos dicho, el carbono forma también otra estructura cristalina conocida como el grafito. En la figura adjunta está representado el cristal de grafito. En ella podemos observar que posee una estructura laminar formada por diversas capas de anillos hexa- gonales. En cada capa, un átomo de carbono está unido sólo a otros tres, por lo cual un electrón de cada átomo está relativamente libre para moverse. Esto hace del grafito un buen conductor del calor y la electricidad.
Mientras en los anillos que forman cada capa de los átomos de carbono están unidos en forma covalente, las capas se atraen mutuamente por fuerzas de London, que son mu- cho más débiles. Así, las capas pueden deslizarse entre sí con relativa facilidad, por lo que el grafito puede usarse como lubricante y como material apto para escribir.
Estas estructuras tan diferentes son las que nos dan la razón para explicar por qué el diamante es tan duro mientras que el grafito se rompe fácilmente.
LOS FULLERENOS
Hasta 1985, sólo se mencionaban dos variedades alotrópicas del carbono: el grafito y el diamante. En ese año, los estadounidenses Robert Curl y Richard Smalley en conjunto con el inglés Harold Kroto, descubrieron casi por casualidad una nueva variedad del carbono.
Sometieron al grafito a la acción de un rayo láser de alta energía y pa- saron los fragmentos vaporizados por un espectrómetro de masas. Allí observaron con sorpresa señales muy intensas, correspondientes a moléculas de masa molecular muy elevada, siendo las más frecuentes las formadas por 60 0 70 átomos de carbono (C60 y C70).
Estas moléculas tienen formas esferoides y son muy parecidas a las es- tructuras metálicas conocidas como domos geodésicos, que solía construir el arquitecto norteamericano Richard Buckminster-Fuller (1895-1983). Estas estructuras metálicas esféricas están formadas por triángu- los equiláteros e isósceles. Debido a su sistema estructural y a su peso liviano, un domo puede ensamblar- se con relativa facilidad.
La foto de la izquierda muestra el pabellón estadounidense de la Expo ’67 en Montreal, diseñado por Buckminster-Fuller y Shoji Sadao, de unos 60 metros de altura. En la foto de la derecha hay una estructura similar que se encuentra en el museo de ciencias “Science World” de Van- couver, Canadá.
6 – Dibujando moléculas En homenaje a este hombre de avanzada, los científicos decidieron llamar “fullerenos” a esta nueva familia de moléculas de carbono. Pero, ¿cuál es la relación existente entre estas moléculas y los domos?.
Mientras que el diamante y el grafito presentan una estructura reticular extendida, los fullerenos tienen una estructura tridimensional cerrada sobre sí misma, siendo la más común la formada por 60 átomos de carbono. Su fórmula molecular es C60 y su
masa molecular 720u.
Los 60 átomos de carbono del C60 están unidos
formando un poliedro cuyas caras son pentágonos y hexágonos, con los átomos de carbono en sus vértices. Cada pentágono del poliedro está rodeado por cinco hexágonos. Las uniones químicas entre estos átomos siguen el mismo patrón que las costuras de una pelota de fútbol, como mostramos en las figuras.
Por esta razón, el fullereno de 60 átomos de carbono también se lo conoce con el nombre de “futboleno”.
La extraordinaria simetría de esta nueva molécula le brinda no sólo una perfección admirable, sino también propiedades físicas y químicas sorprendentes.
Si bien los fullerenos fueron sintetizadas con posterioridad, cabe desta- car que son bastante comunes en la naturaleza. En efecto, algunos fullerenos se encuentran en el negro de humo producido por la combustión de las velas de estearina o en las nubes de polvo espaciales.
Las propiedades químicas y los posibles usos de los fullerenos han sido estudiados y aún son objeto de investigación. En la actualidad hay dos grandes líneas de investigación. Por un lado algunos científicos tratan de transformar los fullerenos para obtener lubricantes secos y por otro hay quienes sueñan en obtener, a partir de ellos, superconductores eléctricos.