Sólidos Moleculares

Definición de sólidos moleculares

Así que te he lanzado un montón de definiciones a la vez, así que vamos a desglosar esto pieza por pieza. Hablemos primero de la red cristalina. A continuación te muestro el aspecto de una red cristalina:

Fig.1 Ejemplo de una red cristalina frente a un sólido amorfo

Una red cristalina es esencialmente un patrón repetitivo en el que cada átomo/molécula se mantiene unido por alguna fuerza. Estas fuerzas también determinan cómo se estructurará la red.

En los sólidos moleculares, estas fuerzas son las fuerzas de van der Waals. Hay tres fuerzas de van der Waals principales, y cada uno de los tres tipos de sólidos moleculares corresponde a una de estas fuerzas. El "punto" principal de las fuerzas de van der Waals es que están causadas por la atracción de una carga parcialmente negativa (δ-) hacia otra parcialmente positiva (δ+). La forma en que se producen estas cargas depende del tipo de fuerza, en la que entraremos un poco más adelante.

Tipos de sólidos moleculares

Como acabo de mencionar, existen tres tipos de sólidos moleculares que se corresponden con los tres tipos de fuerzas de van der Waals. Éstos son

• Sólidos no polares.
• Sólidos polares.
• Sólidos con enlace de hidrógeno.

Sólidos no polares

En primer lugar están los sólidos no polares. Cuando una especie es apolar, se debe a una de estas dos razones

1. La molécula es simétrica, anulando cualquier polaridad.
2. La diferencia de electronegatividad es inferior a 0,5.

Los sólidos no polares se mantienen unidos por las fuerzas de dispersión de London

A continuación se muestra cómo es este proceso :

Ahora que la especie tiene un dipolo instantáneo, puede inducir un dipolo en una especie no polar cercana. Los electrones de la especie no polar son atraídos hacia el extremo parcialmente positivo del dipolo instantáneo. Esto hace que los electrones se distribuyan de forma desigual y formen un dipolo.

He aquí el aspecto de este proceso :

La atracción entre el dipolo instantáneo y el inducido es lo que consideramos fuerzas de dispersión de Londres. Los dipolos inducidos se consideran temporales, ya que desaparecerán cuando se alejen de una molécula con dipolo.

Sólidos polares

A continuación tenemos los sólidos polares, que se mantienen unidos por interacciones dipolo-dipolo.

Sólidos enlazados por hidrógeno

Los sólidos unidos por enlaces de hidrógeno están, lo has adivinado, unidos por enlaces de hidrógeno.

El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo. En realidad, es mucho más fuerte debido a la gran diferencia de electronegatividad entre el H y el N, O o F. A continuación se muestra un ejemplo de enlace de hidrógeno:

Fig.5-Enlace de hidrógeno en el hielo

Ejemplos de sólidos moleculares

Ahora que hemos estudiado cada tipo, ¡vamos a ver qué aspecto tienen estos sólidos!

En primer lugar, tenemos un sólido de molécula no polar. A continuación se muestra la estructura del yodo (_I2). Es una molécula no polar, por lo que está sujeta por las fuerzas de dispersión de London

Fig.6-El yodo es un ejemplo de sólido molecular no polar

La estructura cristalina del yodo es un cubo. Hay una molécula de yodo en cada esquina y en el centro de cada cara. A diferencia de nuestros otros ejemplos, no hay ninguna línea trazada para las fuerzas intermoleculares. Esto se debe a que no hay dipolos permanentes en ninguna de las moléculas, por lo que la dirección de atracción cambiará a medida que se formen y destruyan dipolos instantáneos (y, por tanto, los dipolos inducidos de las moléculas cercanas).

Acerquémonos y veamos cómo serían estas fuerzas intermoleculares:

Fig.7-Fuerzas de dispersión del yodo

Una molécula de yodo forma un dipolo temporal, que induce un dipolo en una molécula cercana. Una vez destruido el dipolo, puede formarse uno nuevo.

Estas interacciones son lo suficientemente fuertes como para mantener unida la estructura del yodo, pero como son más débiles que el enlace covalente dentro de cada molécula individual de yodo, cada molécula está más separada. El yodo tiene forma de cubo, ya que la fuerza de estas interacciones es igual.

A continuación, veamos un sólido polar. Nuestro ejemplo a continuación es el HCl:

Fig.8 El HCl es un sólido polar

Su estructura sólida es un zigzag, donde cada molécula se mantiene unida por interacciones dipolo-dipolo.

El sólido con enlaces de hidrógeno más común es el hielo, que se muestra a continuación:

Fig.9-La estructura cristalina del hielo

Volviendo a la introducción, ésta es la razón por la que los copos de nieve son hexagonales. Los copos de nieve son únicos debido a los diferentes patrones de enlace de hidrógeno, pero siempre tendrán esa forma hexagonal central.

Propiedades de los sólidos moleculares

Los sólidos moleculares obtienen sus propiedades de las débiles fuerzas de van der Waals que los mantienen unidos. Éstas son algunas de las propiedades más comunes de los sólidos moleculares:

• Blandos
  • Fuerzas débiles --> fáciles de deformar
• Punto de fusión bajo
  • Fuerzas débiles --> fáciles de superar
• Baja densidad
  • La densidad es una medida de la masa por volumen. Los "enlaces" intermoleculares son largos, por lo que el espacio entre moléculas es grande
• Malos conductores de la electricidad
  • La estructura impide el movimiento de los electrones
• Malos conductores térmicos
  • La estructura está demasiado separada

Según la fuerza de las fuerzas de van der Waals, estas propiedades son más o menos exactas. Por ejemplo, el agua tiene un punto de fusión relativamente alto, ya que su enlace de hidrógeno es más fuerte.

De más débil a más fuerte:

• El más débil: Fuerzas de dispersión de London.
• Dipolo-dipolo.
• Más fuertes: Enlace de hidrógeno.

Conductividad de los sólidos moleculares

Veamos por qué los sólidos moleculares son malos conductores (y, por tanto, buenos aislantes).

Para entender por qué los sólidos moleculares son malos conductores eléctricos, veamos en qué consiste un buen conductor.

Los conductores son básicamente "autopistas de electrones". Permiten que los electrones fluyan libremente a través de ellos. Las moléculas que son buenas conductoras permiten que sus electrones se muevan libremente.

Los sólidos moleculares están compuestos por moléculas neutras, por lo que no tienen electrones libres. Esto significa que los electrones no pueden fluir libremente, por lo que son malos conductores.

También son malos conductores del calor. La conductividad térmica es un "paso" de energía calorífica de una partícula a otra. Piénsalo como si pasaras una pelota a través de una fila de personas. Si las personas están hombro con hombro, no se tarda mucho en pasar la pelota, por lo que se pueden pasar muchas pelotas rápidamente. Si las personas están separadas unos metros, se tarda mucho más tiempo, por lo que es mucho menos eficaz.

Los sólidos moleculares tienen fuerzas de van der waals débiles que los mantienen unidos, por lo que están relativamente separados. Esto significa que el paso del calor tarda mucho más.

A continuación se muestra un ejemplo:

Fig.10-Diferencia de conductividad basada en las fuerzas intermoleculares

Los sólidos iónicos como el cloruro sódico (NaCl) tienen fuertes fuerzas electrostáticas que los mantienen unidos, mientras que los sólidos moleculares como el yodo tienen débiles fuerzas de van der waals.

Estas fuerzas más débiles mantienen las moléculas más separadas, por lo que son malos conductores.