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Química: Comenzando con los átomos 2ed

10.5 El estado sólido de la materia

Química: Comenzando con los átomos 2ed10.5 El estado sólido de la materia

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Definir y describir el enlace y las propiedades de los sólidos cristalinos de red iónica, molecular, metálica y covalente.
  • Describir los principales tipos de sólidos cristalinos: sólidos iónicos, sólidos metálicos, sólidos de red covalente y sólidos moleculares.
  • Explicar las formas en que pueden producirse defectos de cristal en un sólido.

Cuando la mayoría de los líquidos se enfrían, acaban congelándose y formando sólidos cristalinos, es decir, sólidos en los que los átomos, iones o moléculas están dispuestos en un patrón repetitivo definido. También es posible que un líquido se congele antes de que sus moléculas se ordenen. Los materiales resultantes se denominan sólidos amorfos o sólidos no cristalinos (o, a veces, vidrios). Las partículas de estos sólidos carecen de una estructura interna ordenada y están dispuestas al azar (Figura 10.37).

Se muestran dos imágenes marcadas, de izquierda a derecha, como "Cristalino" y "Amorfo". El diagrama cristalino muestra muchos círculos dibujados en filas y apilados fuertemente. El diagrama amorfo muestra muchos círculos ligeramente separados y sin un patrón organizado.
Figura 10.37 Las entidades de una fase sólida pueden estar dispuestas en un patrón regular y repetitivo (sólidos cristalinos) o al azar (amorfos).

Los metales y los compuestos iónicos suelen formar sólidos ordenados y cristalinos. Las sustancias compuestas por moléculas grandes, o por una mezcla de moléculas cuyos movimientos son más restringidos, suelen formar sólidos amorfos. Por ejemplo, las ceras para velas son sólidos amorfos compuestos por grandes moléculas de hidrocarburos. Algunas sustancias, como el dióxido de silicio (que se muestra en la Figura 10.38), pueden formar sólidos cristalinos o amorfos, dependiendo de las condiciones en las que se produzca. Además, los sólidos amorfos pueden experimentar una transición al estado cristalino en condiciones adecuadas.

Se muestran dos conjuntos de moléculas. El primer conjunto de moléculas contiene cinco anillos hexagonales idénticos compuestos por esferas rojas y marrones alternas unidas con enlaces simples entre sí y con esferas rojas que se extienden hacia afuera desde cada esfera marrón. El segundo conjunto de moléculas muestra cuatro anillos con doce lados cada uno, unidos entre sí. Cada anillo se compone de esferas rojas y marrones alternadas, unidas con enlaces simples y con una esfera roja que sale de cada esfera marrón.
Figura 10.38 (a) El dióxido de silicio, SiO2, abunda en la naturaleza como una de las diversas formas cristalinas del mineral cuarzo. (b) El enfriamiento rápido del SiO2 fundido da lugar a un sólido amorfo conocido como "sílice fundida".

Los sólidos cristalinos se clasifican generalmente según la naturaleza de las fuerzas que mantienen unidas sus partículas. Estas fuerzas son las principales responsables de las propiedades físicas que presentan los sólidos. En los siguientes apartados se describen los principales tipos de sólidos cristalinos: iónicos, metálicos, de red covalente y moleculares.

Sólidos iónicos

Los sólidos iónicos, como el cloruro de sodio y el óxido de níquel, están compuestos por iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, que pueden ser bastante fuertes (Figura 10.39). Muchos cristales iónicos también tienen puntos de fusión elevados. Esto se debe a las fuertes atracciones entre los iones: en los compuestos iónicos, las atracciones entre las cargas completas son (mucho) mayores que las de las cargas parciales en los compuestos moleculares polares. Esto se verá con más detalle en un análisis sobre las energías de la red. Aunque son duros, también tienden a ser frágiles, y se rompen en lugar de doblarse. Los sólidos iónicos no conducen la electricidad; sin embargo, sí lo hacen cuando están fundidos o disueltos porque sus iones se mueven libremente. Muchos compuestos simples formados por la reacción de un elemento metálico con un elemento no metálico son iónicos.

Esta figura muestra grandes esferas púrpuras unidas a otras más pequeñas de color verde en un patrón alternativo. Las esferas están dispuestas en un cubo.
Figura 10.39 El cloruro de sodio es un sólido iónico.

Sólidos metálicos

Los sólidos metálicos, como los cristales de cobre, aluminio y hierro, están formados por átomos de metal (Figura 10.40). La estructura de los cristales metálicos suele describirse como una distribución uniforme de núcleos atómicos dentro de un "mar" de electrones deslocalizados. Los átomos de un sólido metálico se mantienen unidos por una fuerza única conocida como enlace metálico, que da lugar a muchas propiedades útiles y variadas. Todos presentan una alta conductividad térmica y eléctrica, brillo metálico y maleabilidad. Muchos son muy duros y bastante fuertes. Debido a su maleabilidad (la capacidad de deformarse bajo presión o martilleo), no se rompen y, por tanto, son materiales de construcción útiles. Los puntos de fusión de los metales varían mucho. El mercurio es líquido a temperatura ambiente, y los metales alcalinos se funden por debajo de los 200 °C. Varios metales posteriores a la transición también tienen puntos de fusión bajos, mientras que los metales de transición se funden a temperaturas superiores a los 1.000 °C. Estas diferencias reflejan las diferencias en la fuerza de los enlaces metálicos entre los metales.

Esta figura muestra grandes esferas marrones dispuestas en un cubo.
Figura 10.40 El cobre es un sólido metálico.

Sólido de red covalente

Los sólidos de red covalentes incluyen cristales de diamante, silicio, algunos otros no metales y algunos compuestos covalentes como el dióxido de silicio (arena) y el carburo de silicio (carborundo, el abrasivo del papel de lija). Muchos minerales tienen redes de enlaces covalentes. Los átomos de estos sólidos se mantienen unidos por una red de enlaces covalentes, como se muestra en la Figura 10.41. Para romper o fundir un sólido de red covalente, hay que romper los enlaces covalentes. Dado que los enlaces covalentes son relativamente fuertes, los sólidos de red covalente se caracterizan normalmente por su dureza, resistencia y altos puntos de fusión. Por ejemplo, el diamante es una de las sustancias más duras que se conocen y se funde por encima de los 3.500 °C.

Se muestran cuatro pares de imágenes. En el primer par, una caja cuadrada que contiene un átomo negro unido a otros cuatro átomos negros se muestra sobre una estructura compuesta por muchos átomos negros, cada uno de ellos unido a otros cuatro átomos negros, donde uno de los átomos superiores se marca como "carbono" y toda la estructura se marca como "diamante". En el segundo par, una caja cuadrada que contiene un átomo blanco unido a cuatro átomos rojos se muestra encima de una estructura compuesta por muchos átomos blancos, cada uno de ellos unido a cuatro átomos rojos, donde uno de los átomos rojos está marcado como "oxígeno" y uno de los blancos como "silicio". Toda la estructura está marcada como "dióxido de silicio". En el tercer par, una caja cuadrada que contiene un átomo azul unido a cuatro átomos blancos se muestra encima de una estructura compuesta por muchos átomos azules, cada uno de ellos unido a cuatro átomos blancos, donde uno de los átomos azules está marcado como "carbono" y uno de los átomos blancos como "silicio". Toda la estructura está marcada como "carburo de silicio". En el cuarto par, una caja cuadrada que contiene seis átomos negros unidos en un anillo se muestra encima de una estructura compuesta por muchos anillos, dispuestos en láminas superpuestas, donde uno de los átomos negros está marcado como "carbono". Toda la estructura está marcada como "grafito".
Figura 10.41 Un cristal covalente contiene una red tridimensional de enlaces covalentes, como ilustran las estructuras del diamante, el dióxido de silicio, el carburo de silicio y el grafito. El grafito es un ejemplo excepcional, compuesto por láminas planas de cristales covalentes que se mantienen unidos en capas por fuerzas no covalentes. A diferencia de los típicos sólidos covalentes, el grafito es muy blando y conductor de la electricidad.

Sólido Molecular

Los sólidos moleculares, como el hielo, la sacarosa (azúcar de mesa) y el yodo, como se muestra en la Figura 10.42, están compuestos por moléculas neutras. La intensidad de las fuerzas de atracción entre las unidades presentes en los distintos cristales varía mucho, como indican los puntos de fusión de los cristales. Las pequeñas moléculas simétricas (moléculas no polares), como el H2, el N2, el O2 y el F2, tienen fuerzas de atracción débiles y forman sólidos moleculares con puntos de fusión muy bajos (por debajo de −200 °C). Las sustancias formadas por moléculas más grandes y no polares tienen fuerzas de atracción mayores y se funden a temperaturas más altas. Los sólidos moleculares compuestos por moléculas con momentos dipolares permanentes (moléculas polares) se funden a temperaturas aún más altas. Algunos ejemplos son el hielo (punto de fusión, 0 °C) y el azúcar de mesa (punto de fusión, 185 °C).

Se muestran dos imágenes marcadas como "dióxido de carbono" y "yodo". La estructura del dióxido de carbono está compuesta por moléculas, cada una de ellas formada por un átomo gris y dos rojos, apiladas en un cubo. La imagen del yodo muestra pares de átomos de color púrpura dispuestos cerca unos de otros, pero sin tocarse.
Figura 10.42 El dióxido de carbono (CO2) está formado por moléculas pequeñas y no polares y forma un sólido molecular con un punto de fusión de −78 °C. El yodo (I2) está formado por moléculas más grandes y no polares y forma un sólido molecular que se funde a 114 °C.

Propiedades de los sólidos

Un sólido cristalino, como los enumerados en la Tabla 10.4, tiene una temperatura de fusión precisa porque cada átomo o molécula del mismo tipo se mantiene en su lugar con las mismas fuerzas o energía. Así, las atracciones entre las unidades que componen el cristal tienen todas la misma fuerza y todas requieren la misma cantidad de energía para romperse. El reblandecimiento gradual de un material amorfo difiere drásticamente de la fusión clara de un sólido cristalino. Esto se debe a la falta de equivalencia estructural de las moléculas en el sólido amorfo. Algunas fuerzas son más débiles que otras, y cuando un material amorfo se calienta, las atracciones intermoleculares más débiles se rompen primero. A medida que aumenta la temperatura, se rompen las atracciones más fuertes. Así, los materiales amorfos se ablandan en un rango de temperaturas.

Tipos de sólidos cristalinos y sus propiedades
Tipo de sólido Tipo de partículas Tipo de atracciones Propiedades Ejemplos
iónico iones enlaces iónicos duro, quebradizo, conduce la electricidad como un líquido pero no como un sólido, puntos de fusión de altos a muy altos NaCl, Al2O3
metálico átomos de elementos electropositivos enlaces metálicos brillante, maleable, dúctil, conduce bien el calor y la electricidad, dureza y temperatura de fusión variables Cu, Fe, Ti, Pb, U
red covalente átomos de elementos electronegativos enlaces covalentes muy duro, no conductor, puntos de fusión muy altos C (diamante), SiO2, SiC
molecular moléculas (o átomos) IMF dureza variable, fragilidad variable, no conductor, puntos de fusión bajos H2O, CO2, I2, C12H22O11
Tabla 10.4

Cómo se interconectan las ciencias

El grafeno: material del futuro

El carbono es un elemento esencial en nuestro mundo. Las propiedades únicas de los átomos de carbono permiten la existencia de formas de vida con base en el carbono, como nosotros. El carbono forma una enorme variedad de sustancias que utilizamos a diario, entre ellas las que se muestran en la Figura 10.43. Quizá conozca el diamante y el grafito, los dos alótropos más comunes del carbono. (Los alótropos son formas estructurales diferentes de un mismo elemento). El diamante es una de las sustancias más duras que se conocen, mientras que el grafito es lo suficientemente blando como para ser utilizado como mina de lápiz. Estas propiedades tan diferentes se deben a las distintas disposiciones de los átomos de carbono en los distintos alótropos.

Se muestran tres pares de imágenes, cada una compuesta por una foto y un diagrama. En el primer par, la foto muestra un primer plano de un cristal incoloro y multifacético y el diagrama muestra muchas esferas grises unidas en una estructura similar a una red. La leyenda debajo de este par dice "diamante". En el segundo par, la foto muestra un sólido gris oscuro de textura rugosa, mientras que la imagen muestra cuatro láminas horizontales, compuestas por esferas negras entrelazadas, superpuestas. Este par tiene una leyenda que dice "grafito". El tercer par muestra una foto de doce hexágonos negros sobre un fondo amarillo en la que dos de esos hexágonos están rodeados por un borde gris y la leyenda "1,4 veces 10, superíndice negativo 10, m, Distancia entre centros de átomos" y una imagen de muchos hexágonos negros dispuestos uniformemente sobre un fondo amarillo. La leyenda debajo de este par de imágenes dice "Superficie de grafito".
Figura 10.43 El diamante es extremadamente duro debido a la fuerte unión entre los átomos de carbono en todas las direcciones. El grafito (en la mina del lápiz) se desprende del papel debido a las débiles atracciones entre las capas de carbono. Una imagen de una superficie de grafito muestra la distancia entre los centros de los átomos de carbono adyacentes (créditos: foto de la izquierda: modificación del trabajo de Steve Jurvetson; foto del medio: modificación del trabajo del Servicio Geológico de los Estados Unidos).

Es posible que esté menos familiarizado con una forma de carbono descubierta recientemente: el grafeno. El grafeno se aisló por primera vez en 2004 utilizando cinta adhesiva para desprender capas cada vez más finas del grafito. Se trata esencialmente de una sola hoja (de un átomo de espesor) de grafito. El grafeno, que se ilustra en la Figura 10.44, no solo es fuerte y ligero, sino que también es un excelente conductor de la electricidad y el calor. Estas propiedades pueden resultar muy útiles en una amplia gama de aplicaciones, como chips y circuitos informáticos enormemente mejorados, mejores baterías y celdas solares, y materiales estructurales más fuertes y ligeros. El Premio Nobel de Física 2010 fue concedido a Andre Geim y Konstantin Novoselov por sus trabajos pioneros con el grafeno.

Se muestran cuatro imágenes. En la imagen superior, marcada como "hoja de grafeno", se dibuja una caja alrededor de una hoja de anillos hexagonales interconectados. En la imagen inferior izquierda, una esfera está compuesta por anillos hexagonales unidos entre sí y está marcada como "Buckyball" (forma de balón de fútbol). En la imagen inferior del medio, se muestra un tubo compuesto por muchos anillos hexagonales unidos entre sí y marcado como "Nanotubo". En la imagen inferior derecha, se muestran cuatro láminas horizontales compuestas por anillos hexagonales unidos y marcadas como "láminas apiladas".
Figura 10.44 Las láminas de grafeno pueden formarse en buckyballs, nanotubos y capas apiladas.

Defectos de los cristales

En un sólido cristalino, los átomos, iones o moléculas están dispuestos en un patrón repetitivo definido, pero pueden producirse defectos ocasionales en el patrón. Se conocen varios tipos de defectos, como se ilustra en la Figura 10.45. Las vacantes son defectos que se producen cuando las posiciones que deberían contener átomos o iones están vacantes. Con menor frecuencia, algunos átomos o iones de un cristal pueden ocupar posiciones, llamadas espacios intersticiales, situadas entre las posiciones regulares de los átomos. Otras distorsiones se encuentran en los cristales impuros, como, por ejemplo, cuando los cationes, aniones o moléculas de la impureza son demasiado grandes para encajar en las posiciones regulares sin distorsionar la estructura. A veces se añaden trazas de impurezas a un cristal (un proceso conocido como dopaje) para crear defectos en la estructura que produzcan cambios deseables en sus propiedades. Por ejemplo, los cristales de silicio se dopan con cantidades variables de diferentes elementos para obtener propiedades eléctricas adecuadas para su uso en la fabricación de semiconductores y chips de computadoras.

Se muestra un diagrama en el que ciento cuarenta y cuatro esferas están dispuestas en un cuadrado de doce por doce. Un hueco en el cuadrado se marca como "Vacancia", mientras que una esfera de color diferente a todas las demás se marca como "Impureza intersticial". La esquina superior derecha del cuadrado está perturbada y tiene insertada una esfera más grande que está marcada como "Átomo de impureza de sustitución".
Figura 10.45 Los tipos de defectos del cristal incluyen vacantes, átomos intersticiales e impurezas de sustitución.
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