Solidi covalenti

Solidi covalenti

- Solidi covalenti, o solidi a reticolo covalente, le cui unità costitutive sono atomi di uguale o diversa specie atomica. Le forze di interazione sono legami covalenti, che originano interazioni molto forti. Hanno carattere direzionale, e non esistono elettroni delocalizzati. Le proprietà sono:
o Punti di fusione e ebollizione molto elevati;
o Durezza;
o Bassa o bassissima conducibilità elettrica e termica.
L’intero cristallo è quindi tenuto insieme da forze molto intense. Gli esempi migliori sono ledue forme in cui il carbonio è presente in natura: il diamante e la grafite. Il diamante rappresenta la fase metastabile, ed è la sostanza naturale più dura. È un isolante elettrico e termico, che cristalizza nel sistema cubico (ovvero gli atomi di carbonio che lo compongono sono organizzati a formare una struttura tridimensionale cubica). La sua densità è di 3.52 g/cm3. Nel diamante ogni atomo di C è legato ad altri 4 atomi di C tramite legami sigma σ (la distanza di legame C-C è di 1.54 Å). Gli atomi 1,2 e 3 giacciono sudi un piano, mentre l’atomo 4 si trova sopra al piano. Gli atomi 1,2,3 e 5 descrivono un tetraedro, con l’atomo 4 inserito al suo centro. Inoltre, vista da una direzione particolare, è possibile individuare anche una disposizione esagonale non planare degli atomi di carbonio. I forti legami sigma sono responsabili della sua durezza. È un isolante proprio perché tutti gli elettroni di valenza sono localizzati (quindi non sono presenti elettroni liberi in grado di condurre l’elettricità). Il diamante fonde sopra i 3500°C.
Dal punto di vista della struttura, ogni atomo di C è ibridizzato sp3 (ovvero ha 1 elettrone nello strato s e 3 elettroni nello strato p). L’ibridazione sp3 è resposnabile della struttura tetraedrica.
La grafite rappresenta la fase stabile. È tenera e fragile, ed è un conduttore elettrico e termico. Cristallizza nel sistema esagonale, e ha densità di 2.25 g/cm3. Nella grafite ogni atomo di C è ibridizzato sp2. Sapendo che l’ibridazione sp2 da origine a strutture planari. L’intorno è trigonale planare (quindi ogni atomo di C è legato a 3 atomi di C, in una struttura triangolare con angoli di 120°). Con i tre atomi di C adiacenti, l’atomo di C in questione forma 3 legami σ molto forti. Si formano quindi 3 forti legami covalenti con atomi di C adiacenti sullo stesso piano, formando una disposizione esagonale planare. Sapendo che il carbonio ha 4 elettroni di valenza, e sapendo che ne vengono utilizzati 3 per i legami conatomi di C adiacenti, ne resta fuori 1. Il restante elettrone di valenza in orbitali 2pz da origine a legami π (pi greco) estesi sopra e sotto i piani per tutto il cristallo.
I carboni nel piano sono quindi legati da 3 legami sigma σ (all’interno dello stesso piano) e 1 legame pi greco π delocalizzato, ovvero tra piani diversi, lungo l’asse longitudinale. La distanza C-C nei legami sigma, quindi nel piano, è 1.42 Å. I diversi piani interagiscono tra loro tramite deboli forze di van der Waals. Di conseguenza i piani possono facilmente scivolare tra loro, e lungo i piani il cristallo è conduttore (poiché gli elettroni p sono delocalizzati, quando la struttura viene sottoposta ad un campo elettrico essi migrano attraverso i piani di atomi di carbonio). La distanza tra i piani è di 3.40 Å.