Estado Solido Apunte - Matias Arredondo

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 Ya se visto en las características del estado sólido que tienen forma propia, poseen 
volumen, son prácticamente incompresibles, son densos, y se difunden muy lentamente 
entre otros sólidos. Se caracterizan generalmente por tener disposición ordenada y 
compacta de partículas que vibran en torno a posiciones fijas en sus estructuras. 
Figura 1: Cuarzo, sólido cristalino 
 
Sin embargo, algunos sólidos no tienen una estructura bien definida y ordenada y se 
conocen como sólidos no cristalinos o sólidos amorfos. Entre ellos se puede citar la goma, 
algunos tipos de plásticos y el azufre amorfo. 
 
Figura 2: Ópalo, sólido amorfo. 
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Algunos sólidos amorfos se conocen con el nombre genérico de vidrios, ya que al 
igual que los líquidos fluyen, aunque muy lentamente. Las estructuras de los vidrios es 
intermedia entre la de los líquidos, que pueden fluir casi libremente, y la de los sólidos 
cristalinos, aunque el orden en los sólidos amorfos es sólo a distancias cortas. Los sólidos 
cristalinos, como el hielo o el NaCl, tienen temperaturas de fusión bien precisas y 
definidas. Las partículas que componen a los sólidos amorfos están dispuestas en forma 
irregular, de manera que las fuerzas intermoleculares entre las partículas varían en 
intensidad dentro del compuesto. De esta manera, la fusión tiene lugar a distintas 
temperaturas para distintas porciones de la misma muestra a medida que se vencen las 
fuerzas intermoleculares. A diferencia de los sólidos cristalinos, los vidrios y otros sólidos 
amorfos no exhiben puntos de fusión precisos, sino que se ablandan en un cierto intervalo 
de temperaturas. 
La ruptura de un sólidos cristalino produce fragmentos que tienen ángulos 
interfaciales iguales, o por lo menos, relacionados, y las mismas características 
estructurales de la muestra original. Por ejemplo, si se rompe un cristal de sal produce 
varios trozos más pequeños de sal, ya que la ruptura tiene lugar a lo largo de planos 
cristalinos de la red entre las cuales las fuerzas interiónicas, para sólidos iónicos, o 
intermoleculares, para sólidos covalentes, son atracciones más débiles. En el caso de 
ruptura de sólidos amorfos, como los virios, los trozos son más irregulares, con aristas 
curvas e irregulares. 
 
Clasificación de los sólidos cristalinos 
 Los sólidos cristalinos se pueden clasificar de acuerdo a la forma que tenga su celda 
unidad o bien en función de las fuerzas que mantienen unidas a las partículas en dicho 
estado. Vamos a comenzar por clasificar a los sólidos por el primer criterio. 
Estructura de los sólidos cristalinos 
 Todos los sólidos cristalinos contiene disposiciones regulares de átomos, moléculas 
o iones en tres dimensiones. La unidad de volumen más pequeña en un cristal que muestra 
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todas las características del sistema se conoce como celda unidad o celda unitaria. La celda 
unidad viene definida por la longitud de las aristas de dicha celda, que se denominan a, b y 
sticc (que están relacionadas por el espacio entre las capas), y por los ángulos entre las 
aristas, que se denominan ,  y . 
Figura 3: Celda unitaria indicando los parámetros característicos. 
 
 
 La celda unidad está empaquetada en tres dimensiones, constituyendo la red o el 
ordenamiento tridimensional correspondiente al cristal. Puede demostrarse que cualquier 
celda unidad corresponde a uno de los siete sistemas cristalinos, cuyas características se 
muestran en la tabla. Cada sistema cristalino se distingue por las relaciones entre las 
longitudes y los ángulos de la celda unidad, y por la simetría de los sistemas 
tridimensionales resultantes. Los cristales poseen la misma simetría que las celdas unidad 
que constituyen ya que los cristales son repeticiones, en número entero, de los mismos. 
 Si tenemos en cuenta que en cada arista de la celda unidad hay un átomo, molécula 
o ion, cuando se forme la red tridimensional, esa especie será compartida por 8 celdas que 
constituyen dicha equina. Debido a que en la celda unidad existen 8 esquinas, entonces 
cada celda unidad contiene 8  (1/8) = 1 especie. De manera similar, si una de estas 
especies (átomos, moléculas o iones) estuviera alojado en una arista, dicha especie está 
compartida por 4 celdas unidad, por lo que le corresponde a cada celda unidad ¼ de la 
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misma, mientras que si una especie se encuentra en una cara está compartida por 2 celdas 
unidad. 
 Diferentes sustancias que cristalicen en el mismo sistema cristalino se dice que son 
isomorfas, mientras que si una sustancia puede cristalizar en dos formas diferentes (por 
ejemplo, el azufre elemental puede ser rómbico o monoclínico de acuerdo a las condiciones 
de temperatura y presión en los cuales se formó) se dice que la sustancia es polimórfica. 
 
Tabla 1: Parámetros de la celda unidad para los siete sistemas cristalinos 
 
Sistema 
Celda Unidad 
Relación entre 
aristas 
Relación entre 
ángulos 
Ejemplo 
Cúbico a = b = c  =  = . = 90º NaCl 
Tetragonal a = b  c  =  = . = 90º TiO2 
Ortorrómbico a  b  c  =  = . = 90º MgSO4.7H20 
Monoclínico a  b  c  .    90º K2Cr2O7 
Triclínico a  b  c  =  = . = 90º MgSO4.7H20 
Hexagonal a = b  c  =  = 90º; . = 120º SiO2 
Romboédrico a = b = c  =  = .  90º CaCO3 
 
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En una red sencilla o primitiva como las 7 que hemos visto, sólo las 8 esquinas están 
ocupadas por átomos, moléculas o iones. En otros tipos de cristales las especies que 
delimitan la celda unidad pueden ocupar posiciones adicionales dentro de la celda unidad. 
Esto da como resultado redes adicionales, además de las 7 vistas. Por ejemplo, la red cúbica 
puede ser sencilla, con 8 especies en los vértices, una red cúbica centrada en el cuerpo, que 
contiene 8 especies en los vértices y otra en el centro del cuerpo y se la conoce como red 
cúbica centrada en el cuerpo, o ccc; esta red contiene 8  (1/8) = 1 especie que se 
encuentra en los vértices + 1 especie en su centro, por lo que contiene 2 especies por celda 
unidad. Por último, existe una tercera forma, que es la cúbica centrada en las caras, en la 
que en cada cara del cubo existe una especie, por lo que existen 8  (1/8) = 1 especie en 
los vértices, y además, en cada una de las 6 caras 1 especie, la cual es compartida por dos 
celdas unitarias, por lo tanto 6  (1/2) = 3 especies más, lo que da un total de 4 especies 
en promedio por celda unidad. En algunos sistemas cristalinos pueden aparecer sólidos con 
especies en algunas de las caras. En total se conocen 14 redes, que se conocen como redes 
de Bravais. 
Estos cuatro tipos de celdas unitarias a veces se clasifican utilizando letras: 
 Tipo P (primitiva): Se denomina primitiva y tiene especies sólo en los vértices de la 
celda unitaria. 
 Tipo I (interna): Además de tener especies en todos los vértices, presenta otra 
especie en el centro. 
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 Tipo F (face): Presenta, además de especies en todos los vértices, especies en los 
centros de todas las caras. 
 Tipo C (centrada): Presenta además de especies en los vértices, especies en la mitad 
de dos caras opuestas de la celda unitaria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3: Las 14 redes de Bravais 
 
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Casi todos los metales cristalizan en uno de los siguientes tipos de redes: cúbica 
centrada en el cuerpo (ccc), cúbica centrada en las caras, también llamada cúbica 
compacta, y hexagonal. Estas dos últimas redes se llaman compactas porque las partículas 
están empaquetadas lo más juntas posibles. La diferencia entre ambas estructuras se da por 
lo siguiente: Supongamos a las especies como esferas idénticas. En la primera capa de las 
mismas, que podemos denominar plano A, las esferas están empaquetadas lo más junto 
posible. El segundo plano de partículas, denominado plano B, sitúa a laspartículas en las 
depresiones que deja el plano A. Si el tercer plano, o C, coincide exactamente con el plano 
A, se produce una disposición ABA, que es el modo en el cual se forma la estructura 
hexagonal compacta. El modelo extendido de la disposición de los planos es ABABA…. 
 
Si en cambio la tercera capa (capa C) se dispone de forma que ninguna esfera de esta 
coincida ni con las del plano A ni con el de las del plano B, da como resultado la estructura 
cúbica compacta ABCABCA…En las estructuras compactas cada esfera tiene un número 
de coordinación de 12, es decir hay 12 esferas que están en contacto directo con una esfera 
determinada. En estas estructuras compactas la eficiencia de llenado es del 74 %, es decir, 
del volumen total de la celda unidad, el 74 % está ocupado por esferas y el resto es espacio 
vacío. En la estructura cúbica centrada en el cuerpo, el número de coordinación es 8 y sólo 
el 68 % del espacio disponible está ocupado por esferas. Por otro lado, en la estructura 
cúbica simple el número de coordinación es 6 y la eficiencia de llenado de sólo el 52 %. 
Figura 4: Disosición de las partículas en el sistema hexagonal y cúbico compactos 
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Estructura de los sólidos cristalinos 
 Los enlaces que ocurren dentro de los sólidos se pueden clasificar en cuatro tipos. 
Los tipos de sólidos, de acuerdo a los enlaces que hay dentro de ellos, se pueden clasificar 
en sólidos metálicos, iónicos, moleculares y covalentes. En la tabla se hace un resumen de 
las propiedades de cada uno: 
 
 
 
Cuadro 1: Características de los distintos tipos de sólidos 
Propiedad Metálico Iónico Moleculares Covalentes 
Partículas en la 
celda unidad 
Iones metálicos 
en “gas de 
electrones” 
Aniones, 
cationes 
Moléculas o 
átomos 
 
Átomos 
 
Fuerzas más 
fuertes entre las 
partículas 
Enlaces 
metálicos 
(atracción entre 
cationes y 
electrones) 
 
 
Electrostático 
Fuerzas de 
London, dipolo-
dipolo y/o 
puentes de 
hidrógeno 
 
Enlaces 
covalentes 
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Propiedades De blandos a 
muy duros; 
buenos 
conductores del 
calor y la 
electricidad; 
amplio rango de 
temperaturas de 
fusión (39 ºC a 
3400 ºC) 
Duros, 
quebradizos, 
malos 
conductores del 
calor y la 
electricidad; 
altos puntos de 
fusión (400 a 
3000 ºC) 
 
 
Blandos, malos 
conductores del 
calor y la 
electricidad ( 
272 a 400 ºC) 
Muy duros; 
malos 
conductores 
del calor y la 
electricidad*; 
altos puntos 
de fusión 
(1200 a 4000 
ºC) 
Ejemplos Metales: Li, Ca, 
Cu, Cr, Ni 
Sales iónicas: 
NaCl. CaBr2, 
K2SO4 
CH4, P4, O2, Ar, 
CO2, H2O, S8 
C (diamante) 
SiO2 (cuarzo) 
*: Excepción del grafito que es conductor de la corriente eléctrica. 
 Vamos a describir brevemente cada uno de los tipos de sólidos enunciados 
anteriormente: 
1) Sólidos metálicos: Los metales cristalizan en forma de sólidos, en los que los iones 
metálicos (núcleos y electrones más internos) pueden visualizarse como situados en 
puntos de la red y están rodeados por una nube de electrones de valencia 
deslocalizados. 
Figura 5: Esquema de la unión metálica para el aluminio (Z = 13) 
 
 
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2) Sólidos iónicos: La mayoría de las sales cristalizan como sólidos iónicos, con los 
iones ocupando la celda unidad, como por ejemplo, el NaCl, que cristaliza en el 
sistema cúbico centrado en las caras. 
Los iones en un sólido iónico sólo pueden vibrar en torno a posiciones fijas, de 
modo que los sólidos son malos conductores del calor y la electricidad. Sin 
embargo, al estado fundido sí lo pueden hacer ya que sus iones están libres para 
moverse. 
En ciertos tipos de sólidos, incluyendo los sólidos iónicos, pueden aparecer 
partículas diferentes de las que se encuentran en los vértices dentro de la celda 
unidad. Por ejemplo, en la celda unidad cúbica centrada en las caras del NaCl. Se 
puede visualizar como iones Cl

 ocupando todos los vértices de la cela y en la 
mitad de las caras, mientras que los iones Na+ se encuentran en las aristas y en el 
centro. Así, cada unidad de NaCl contiene: 
Cl

: 8 vértices  1/8 + 6 caras  ½ = 1 + 3 = 4 iones / celda unidad. 
Na
+
: 12 aristas  ¼ + 1 centro = 3 + 1 = 4 iones / celda unidad. 
 Es decir, la celda unidad contiene igual número de iones Cl

 y Na+ como 
requiere la fórmula empírica. 
 
 
 
 
 
Figura 6: Cristal de NaCl. 
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3) Sólidos moleculares: Las posiciones de la red que describen celdas unidad de 
sólidos moleculares representan moléculas o elementos monoatómicos (moléculas 
monoatómicas, como los gases nobles). A pesar de que los enlaces dentro e la 
molécula son covalentes y fuertes, las fuerzas de atracción entre las moléculas son 
mucho más débiles, y van desde enlaces de hidrógeno e interacciones dipolo-dipolo, 
en moléculas polares como el H2O y el SO2, hasta fuerzas de London en moléculas 
no polares como el CH4 o el CO2, o elementos monoatómicos como los gases 
nobles. 
Debido a que las fuerzas de atracción intermoleculares son relativamente débiles, 
las moléculas se pueden desplazar fácilmente. Así, los sólidos moleculares son 
normalmente blandos, con bajos puntos de fusión. Debido a que los electrones no se 
pueden mover de unas moléculas a otras en condiciones ordinarias, los sólidos 
moleculares son malos conductores del calor y la electricidad. 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 7: Ejemplos de cristales moleculares 
 
 
4) Sólidos covalentes: Los sólidos covalentes se pueden considerar moléculas gigantes 
que constan de átomos enlazados covalentemente en una red cristalina extendida y 
rígida. El diamante (forma cristalina del elemento carbono) y el cuarzo (SiO2) son 
ejemplos de sólidos covalentes. Debido a su estructura rígida fuertemente enlazada, 
la mayoría de los sólidos covalentes son muy duros y funden a temperaturas 
elevadas, y debido a que los electrones están formando parte de enlaces covalentes, 
y por ese motivo no pueden moverse libremente, son, en general, malos conductores 
del calor y la electricidad. Una excepción a estas características la presenta el 
grafito, también formado exclusivamente por átomo de C, cuyas propiedades 
contrastantes con el diamante se verán oportunamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 8: Cristales covalentes 
 
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BIBLIOGRAFIA 
 Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E. y J. R. Burdge. 2004. Química. La 
ciencia central. México. Pearson Education. ISBN 970-26-0468-0. 
 Whitten. K. W., Davis, R. E y M. L: Peck. 1998. Química general. Quinta Edición. 
España. ISBN 0-03-006188-1.