Reglas de Pauling

1.4. - ESTRUCTURAS CRISTALINAS CRISTALINAS TÍPICAS La estructura cristalina, formada por la distribución de átomos, iones o moléculas, es en realidad la que constituye la base material que forma el cristal. Mientras que la red cristalina refleja el hecho de que el cristal es periódico y por ello, determina la simetría tratada hasta el momento, la estructura del cristal no sólo determina su periodicidad, marcada por la red y por la celda unidad de la misma, sino que determina el motivo, es decir, la parte material constituida por átomos, iones y moléculas que llenan la citada celda unidad. Aunque las estructuras cristalinas de gran complejidad se calculan mediante determinados métodos a partir de las intensidades de las reflexiones de Bragg, en este capítulo se describen las estructuras de algunos compuestos sencillos de manera que se alcance una comprensión de ciertos conceptos estructurales elementales. elementales. Un cristal viene definido, en primer lugar, por su composición química y, por tanto, es la relación estequiométrica estequiométrica el factor factor dominante en una estructura. estructura. La influencia de la estequiometría es evidente, por ejemplo, un cristal de ClNa, por ejemplo, no puede tener, en modo alguno, la misma estructura que la anhidrita (SO4Ca) o que la calcita (CO 3Ca) o que un silicato cualquiera, cualquiera, puesto que no sólo los átomos que forman estos cristales son diferentes química y físicamente, sino que sus componentes entran en la fórmula química en relaciones muy distintas. Cuando las estructuras están formadas por dos o más tipos de átomos unidos por enlace iónico, puro o combinado con otros (que es lo más frecuente), los poliedros de coordinación estarán en función de la relación de sus radios. Además, existen ciertos principios generales que regulan esta coordinación entre iones que son las denominada d enominadass Reglas de Pauling. Las estructuras que aquí se consideran, tienen elevadas simetrías, y, frecuentemente son visualizadas como un conjunto de esferas estrechamente agrupadas. Los cristales compuestos de moléculas no puede esperarse que tengan estas simetrías elevadas, puesto que las propias moléculas tienen baja simetría. No obstante, un conocimiento conocimiento detallado detallado de algunas estructuras estructuras sencillas ilustra ilustra en la interpretación de estructuras de sustancias más complicadas.

TIPOS DE ESTRUCTURAS CRISTALINAS

Además de los factores químicos, en cuanto a los factores geométricos, hay que tener en cuenta la forma de las partículas constituyentes de la estructura. Así, cuando tenemos átomos iguales que se unen mediante enlace metálico, se forman los empaquetamientos densos que se describen como un empaquetamiento empaquetamiento de esferas tal que cada una de ellas se rodea de otras doce

EMPAQUETADO CÚBICO COMPACTO (ECC): Se trata de un empaquetado ABC en el que la tercera capa cubre los huecos de la primera que no han sido cubiertos cubiertos por la segunda

Figura 1.56. – Empaquetado cúbico compacto La red basada en el ECC es una red cúbica centrada en las caras.

Figura 1.57. – Red cúbica centrada

EMPAQUETADO HEXAGONAL COMPACTO (EHC): Se trata de un empaquetado ABA en el que la tercera capa ocupa exactamente la misma posición que la primera, constituyendo las estructuras más compactas o densas posibles. Es una estructura característica de muchos metales como el oro, plata, plomo, etc.

Figura 1.58. – Empaquetado hexagonal compacto

Figura 1.59. – Empaquetado hexagonal compacto y empaquetado cúbico compacto La red basada en el EHC es una red hexagonal múltiple con un nudo adicional en su interior. Existen empaquetados de orden superior que darían lugar a estructuras con alternancias de empaquetados cúbicos y hexagonales compactos.

COORDINACIÓN DE LUGARES INTERATÓMICOS EN EMPAQUETADOS DENSOS Los empaquetados cúbicos y hexagonal poseen una característica muy importante: " la disposición regul ar de sus posiciones atómi cas determi na la exi stenci a de posiciones interatómi cas con un número de coordi nación f ijo y determinado"

Así, según los intersticios que surgen de las secuencias compactas de empaquetamiento (cúbico compacto o hexagonal compacto), que aparecen, fundamentalmente, en coordinación tetraédrica (coordinación 4) y octaédrica (coordinación 6), estén ocupados total o parcialmente por cationes, se originarán diferentes tipos de estructuras básicas.

Figura 1.60. – coordinación tetraédrica y octaédrica En una red cúbica de caras centradas originada por un empaquetado cúbico compacto , las posiciones interatómicas pueden ser: Posición octaédrica (NC=6): La posición central de la celda, al igual que las posiciones medias en las aristas del cubo, está rodeada por seis átomos que forman los vértices de un octaedro. (figura a)

Figura 1.61. – Posiciones interatómicas en un empaquetado cúbico compacto 12/4 (en aristas) + 1 (centro) = 4 posiciones octaédricas

Figura 1.62. – localización de vacancias octaédricas intersticiales Posición tetraédrica (NC=4). (Existen ocho posiciones tetraédricas en la celda). (figura b)

Figura 1.63. – Localización de vacancias tetragonales intersticiales Posición triangular (NC=3): Cada tres átomos contiguos determinan un triángulo equilátero cuyo centro es una posición de coordinación 3. (figura c)

Por su parte, en la red hexagonal originada por un empaquetado hexagonal compacto , las posiciones interatómicas pueden ser: Posición octaédrica (NC=6): Los lugares octaédricos están situados entre dos triángulos de direcciones opuestas, cada uno formado por tres átomos situados en uno de los pisos del empaquetado. (figura a)

Figura 1.64. – Empaquetado hexagonal compacto Posición tetraédrica (NC=4): Las posiciones tetraédricas existen entre dos pares de átomos en direcciones perpendiculares entre sí y situados cada par en un piso del empaquetado. También aparecen estas posiciones en el centro del tetraedro regular formado por tres átomos de un piso y el tangente a ellos situado en el piso inmediato. (figura b) Posición triangular (NC=3): Cada tres átomos contiguos determinan un triángulo equilátero cuyo centro es una posición de coordinación 3. (figura c)

ESTRUCTURAS DERIVADAS DE LA ESTRUCTURA CÚBICA DE CARAS CENTRADAS Las posiciones octaédricas, tetraédricas y triangulares proporcionan regiones que pueden ser ocupadas por iones de carga opuesta a los que están situados en las posiciones atómicas normales del empaquetado, siempre que aquellos tengan el tamaño adecuado. Las estructuras derivadas que se originan son:

Estructura tipo halita, NaCl : Cuando en una estructura cúbica de caras centradas todas las posiciones octaédricas son ocupadas pos átomos iguales,

pero distintos de los originales. Los iones Cl y Na alternan en las tres direcciones principales del espacio. La celda elemental es cúbica de caras centradas, y la estructura puede describirse como dos redes de este tipo, una de Cl- y otra de Na+.

Figura 1.65. – Estructura tipo halita NaCI Estructura tipo fluorita, CaF2: Cuando en una estructura cúbica de caras centradas se llenan todas las posiciones tetraédricas por otros átomos, idénticos entre sí. Cada Ca++ se halla en el centro de un cubo cuyos vértices están ocupados por F-. Éstos, a su vez, están en el centro de un tetraedro cuyos vértices lo ocupan sendos Ca++.

Figura 1.66. – Estructura tipo fluorita CaF2 Los Ca++ forman una celda cúbica de caras centradas y los F- otras dos celdas desplazadas. La estructura tiene dos tipos de coordinación; 8 para el Ca y 4 para el F. Esta estructura es apropiada para compuestos de relación estequiométrica 2:1. El hecho de que las posiciones tetraédricas se distribuyan en dos celdas desplazadas e independientes permite una cierta independencia cristalográfica pudiendo ocuparse sólo una sin alterar las condiciones de periodicidad. Este hecho origina estructuras derivadas como son:

Estructura tipo diamante: Los átomos que ocupan las posiciones tetraédricas son de la misma especie que el situado en 000.

Figura 1.67. – Estructura tipo diamante Estructura tipo esfalerita: Los átomos que ocupan las posiciones tetraédricas son químicamente diferentes de el situado en 000.

Figura 1.68. – Estructura tipo esfalerita

ESTRUCTURAS DERIVADAS DE LA ESTRUCTURA HEXAGONAL DE CARAS CENTRADAS Análogamente a las estructuras cúbicas compactas, las posiciones octaédricas, tetraédricas y triangulares proporcionan regiones que pueden ser ocupadas por iones de carga opuesta a los que están situados en las posiciones atómicas normales del empaquetado, siempre que aquellos tengan el tamaño adecuado. Así, podemos distinguir:

Estructura tipo niccolita, NiAs, o pirrotina, FeS : Cuando todas las posiciones de coordinación 6 en una estructura tipo empaquetado hexagonal se llenen por átomos iguales pero distintos de los que constituyen la estructura básica.

Figura 1.69. – Estructura tipo incolita, NiAs, ó pirrotina, FeS Se trata de la estructura equivalente hexagonal del ClNa cúbico.

Estructura tipo wurtzita, SZn : Se origina debido a que la distribución de posiciones tetraédricas en el empaquetado hexagonal es tal que sólo se pueden

llenar la mitad de ellas. Este tipo estructural permite la sustitución de átomos distintos en la estructura básica e, incluso, aparecer estructuras con deficiencias atómicas.

Figura 1.70. – Estructura tipo Wurtzita SZn

OTROS TIPOS ESTRUCTURALES DE COORDINACIÓN Estructura tipo ClCs : Es cúbica y los cationes están situados en los vértices de un cubo ordinario, mientras que los aniones están situados en el centro de dicho cubo. La coordinación es cúbica (NC=8).

Figura 1.71. – Estructura tipo CICs Estructura tipo rutilo, TiO2: Es tetragonal y la coordinación de los cationes es 6 y se halla situada en el centro de un octaedro cuyos vértices están ocupados por los aniones.

Figura 1.72. – Estructura tipo rutilo TiO2

Estructura tipo corindón, Al 2O3: Los oxígenos forman un empaquetado hexagonal y los Al están rodeados por 6 oxígenos en coordinación octaédrica que no es perfecta. La estructura del corindón puede ser descrita como una estructura derivada de la wurtzita en la que sólo dos de cada tres posiciones octaédricas han sido ocupadas.

Figura 1.73. – Estructura tipo corindón Al 2O3

ESTRUCTURA DE LOS CARBONATOS Los carbonatos tienen al grupo [CO3]2- como unidad estructural básica, teniendo dicho grupo forma de triángulo equilátero con el carbono en el centro y los oxígenos en los vértices.

Como la valencia electrostática del carbono supera la mitad de la carga de los oxígenos, los radicales CO 3 van a quedar independientes, manteniéndose unidos mediante otros cationes de carga más débil.

Figura 1.74. – Estructura de los carbonatos

ESTRUCTURA DE LOS SILICATOS La unidad estructural básica de los silicatos es el grupo [SiO 4]4- en el que los oxígenos se disponen en los vértices de un tetraedro regular en cuyo centro hay un ión silicio. Teniendo en cuenta que la valencia electrostática (cociente entre la valencia de un ión y su número de coordinación) del silicio es exactamente la mitad de la carga del oxígeno, en las estructuras de los silicatos dominan los polímeros, formados por dos radicales, anillos de radicales, cadenas infinitas, láminas y, por último, armazones tridimensionales.

Figura 1.75. – Estructura de los silicatos





Figura 1.80. - Armazón tridimensional de tetraedros: Estructura del tectosilicato cuarzo

COORDINACIÓN DE IONES

Cuando las estructuras están formadas por dos o más tipos de átomos unidos por enlace iónico, puro o combinado con otros (que es lo más frecuente), los poliedros de coordinación estarán en función de la relación de sus radios. Los principios generales que regulan esta coordinación entre iones son las denominadasReglas de Paul ing : La primera regla de Pauling establece que en una estructura cristalina iónica, la distancia catión-anión es la suma de los radios de los dos iones y elnúmero de coordinación está determinado por la relación de los radios del catión con respecto al anión:

Relación de radios 0,15-0,22 0,22-0,41 0,41-0,73 0,73-1,0 1

Número de Coordinación 3 4 6 8 12

Disposición de los aniones Vértices de un triángulo Esquinas de un tetraedro Esquinas de un octaedro Esquinas de un cubo Puntos medios sobre las aristas de un cubo

Tabla 1.7. – Coordinación de iones * Si el mecanismo de enlace no es puramente iónico, las consideraciones de la relación de radios no pueden ser empleadas con seguridad para determinar los números de coordinación.

Figura 1.81. - Coordinación 3 iones




Figura 1.85. - Coordinación 12 iones La segun da regla de Paul ing o Pr in cipi o de la valenci a electr ostáti ca determina que en una estructura de coordinación estable, la fuerza total de los enlaces de valencia que unen al catión con los aniones que lo rodean es igual a la carga del catión. La fuerza relativa de cualquier enlace en una estructura iónica puede determinarse dividiendo la carga total de un ión entre el número de vecinos más próximos a los cuales está unido.

Los enlaces en los que todos los enlaces tienen igual fuerza se llaman isodésmicos. Cuando determinados aniones están más fuertemente ligados al catión de coordinación central que a cualquier otro ión, el compuesto se denomina anisodésmico . Si la fuerza de los enlaces que ligan el catión central coordinador a unos aniones coordinados es exactamente la mitad de la energía de enlace del anión, el cristal es mesodésmico , y puede polimerizarse ya que cada anión puede estar ligado a otra unidad de la estructura con la misma fuerza con que lo está al catión coordinador. La tercera regla de Pauling dicta que la existencia de aristas y en especial de caras comunes entre poliedros hace disminuir la estabilidad de las estructuras coordinadas. La cuarta regla de Pauling determina que en un cristal que contiene diferentes cationes los que tienen gran valencia y pequeño número de coordinación tienden a no compartir entre sí elementos poliédricos. La quinta r egla de Pauli ng o Ley de la parsimoni a establece que el número de partículas estructurales diferentes dentro de una estructura tiende a un límite.

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