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Enlace Metálico

Los metales se caracterizan por poseer un número pequeño de electrones en la capa exterior de los átomos, según la teoría del enlace metálico, estos electrones forman un gas electrónico, que ocupa bandas limitadas en el seno del metal, las llamadas zonas de Brillain, y pueden pasar fácilmente de unas a otras, lo que justifica la relativa libertad de que disponen dentro de la red. Así los metales estarían constituidos por cationes, átomos que han perdido electrones, con posiciones fijas y nubes de electrones pertenecientes al conjunto.

ENLACE METALICO O DE BANDA

Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los átomos metálicos desprovistos de sus electrones de valencia, los cuales pertenecen y unen a todos los cationes. Los metales en estado sólido forman un retículo cristalino tridimensional, en cuyos nudos hay los cationes metálicos, y entre ellos se mueven libremente los electrones de valencia. Puede decirse que los orbitales atómicos de valencia se superponen en gran número dando lugar a bandas de energía continuas en las que los electrones se desplazan libremente. Los electrones están totalmente des localizados, lo que significa que el enlace es completamente a direccional. En las sustancias metálicas, como en las iónicas, no existen moléculas, es el cristal en su conjunto el que se considera como una molécula, ya que los enlaces se extienden en las tres direcciones del espacio. Los sólidos metálicos son excelentes conductores eléctricos y térmicos, debido a la existencia de electrones libres, poseen brillo metálico y son tenaces, dúctiles y opacos.

Generalmente se considera que el enlace metálico consiste de un grupo de iones positivos y una gran cantidad de electrones, los cuales pueden moverse libremente entre los iones. Este comportamiento influye sobre las propiedades generales de los metales como en el caso de su habilidad para conducir la corriente eléctrica.

Por ejemplo:

En un trozo de sodio metálico, los iones están localizados en una posición fija en el metal y los electrones de valencia (uno por cada átomo de sodio) están libres para moverse entre las varias nubes electrónicas.

Por tanto, en los metales las fuerzas de atracción que deben superarse para realizar la conversión del estado sólido al estado líquido o desde el estado líquido al estado gaseoso son bastante fuertes. Por supuesto, estas fuerzas de atracción varían de un metal a otro pero en general son muy fuertes.

¿QUE ATOMOS DE ELEMENTO PUEDEN INTERVENIR?

Hoy se acepta que en los metales el enlace no es entre átomos, sino más bien entre cationes metálicos y lo que fueron sus electrones. Así, el metal sodio es un conjunto ordenado de iones Na+ y un “mar de electrones” distribuidos entre ellos.

Aquí el compartimiento de electrones ocurre entre todos los núcleos metálicos, que poseen valores iguales de electronegatividad. Esta visión del enlace metálico esta simplificada, pero es lo bastante funcional para nuestro propósito, que es explicar algunas de las propiedades de estos elementos.

El hecho de que los electrones estén deslocalizados explica por qué de estos elementos son buenos conductores tanto del calor como de la electricidad, ya que ambos fenómenos están asociados al libre movimiento de sus electrones. Los metales son conductores, mientras que los sólidos iónicos o covalentes, donde los pares de electrones están bien localizados, no lo son.

Cuando un pedazo de metal se somete a presión externa, los cationes metálicos pueden resbalar unos sobre otros, debido a la capa de electrones que los separa. El metal de deforma pero no se rompe, a diferencia de los cristales iónicos.

Características del Enlace Metálico:

Maleabilidad y Ductilidad

Cuando un pedazo del metal se somete a presión externa, los cationes metálicos pueden “resbalar” unos sobre otros, debido a la capa de electrones que los separa. El metal se deforma pero no se rompe, a diferencia de los cristales iónicos. Esta es la explicación de su maleabilidad y de la ductilidad.

Los núcleos de los metales se organizan en estructuras ordenadas. Imagina que colocamos sobre una superficie lisa 14 bolas de billar.

Si posteriormente se agregan mas bolas en un segunda capa, se colocarían en los huecos que forman cada tres bolas de la primera capa. Para añadir bolas en una tercera capa hay ahora dos opciones; o escogemos los huecos de la segunda capa que están directamente sobre las bolas de la primera, o usamos aquellos que se encuentran sobre huecos de la primera capa. Si se escoge la primera opción se obtiene una estructura llamada hexagonal de empaquetamiento compacto, mientras que la segunda da lugar a la estructura cúbica centrada en las caras.

Aleaciones

Muchos de los metales que conocemos no son puros, sino aleaciones. Una aleación es una disolución sólida, y se prepara disolviendo un metal en otro, generalmente cuando ambos están en estado líquido. La aleación tiene propiedades fisicoquímicas diferentes de las de metales originales.

Por ejemplo:

El oro puro (denominado de 24 quilates) es demasiado blando para usarlo en joyería. Para hacerlo más fuerte se alea con plata y cobre, lo que en una proporción de 25% da lugar a una aleación conocida como oro de 18 quilates.

Las aleaciones del mercurio se llaman amalgamas. Las de plata y zinc son muy utilizadas por los dentistas para llenar las cavidades dentales. El mercurio, que solo es muy venenoso, cuando se encuentra en esta amalgama no representa mayor problema de salud.

Cuando los átomos de los metales forman una aleación son prácticamente del mismo tamaño (hasta un 15% en su diferencia) pueden remplazarse fácilmente sin romper ni alterar la estructura cristalina del metal que se encuentra en mayor proporción. Tenemos entonces una aleación por sustitución, como es el caso del oro con la plata. Si la diferencia de tamaños es mayor, los átomos más pequeños ocupan los huecos dejados por los átomos mayores -las posiciones intersticiales- por lo que se les conoce como aleaciones intersticiales.

ENLACES POR FUERZAS DE VAN-DER-WAALS.

De todas las fuerzas que desempeñan un papel a nivel molecular, las llamadas fuerzas de Van der Waals, son, sin duda, las más débiles, pero probablemente las más universales. Asociadas con energías entre 0.4 y 40 kJ/mol, generalmente quedan enmascaradas por las fuerzas covalentes más fuertes, con energías típicas de 400 kJ/mol. Su acción solo resulta importante para explicar interacciones entre moléculas y átomos con orbitales saturados, donde no es probable la unión covalente adicional.

En 1873 Diderick Van der Waals describió la existencia de fuerzas débiles de atracción y repulsión entre las moléculas y las atribuyó a las desviaciones observadas de la ley de los gases ideales.

A diferencia del enlace covalente, que es efectivo a distancias internucleares pequeñas y está asociado con la interpretación e intercambio de electrones y, por consiguiente, con mayores energías, el enlace de Van der Waals puede operar a distancias en que hay poco o ningún intercambio o interpretación y, está asociado con energías menores.

Se ha establecido que muchas de las interacciones moleculares que no son debidas a los enlaces covalentes o iónicos corresponden a las llamadas fuerzas de Van der Waals en honor al científico holandés J.D. Van der Waals (1873).

En este tipo de fuerzas que se presentan entre las moléculas se han determinado 4 tipos de fuerzas.

1.- Orientación.

2.- Inducción.

3.- Dispersión.

4.- Repulsión.

1.- ORIENTACIÓN: Es la primera fuerza de tipo atractivo, conduce a lo que se llama energía de orientación y está presente en las agrupaciones moleculares, se presenta en moléculas con dipolo permanente orientándose de acuerdo a sus cargas como son HCl, NH3, H2O etc.

2.- INDUCCIÓN.- Este tipo de fuerza se presenta entre moléculas con dipolo permanente y otra sin dipolo permanente este último bajo la influencia del primero se distorsiona y orienta con relación a la primera formando un dipolo inducido. Las cargas contrarias quedan orientadas como en el primer caso, pero la energía en este caso es de inducción. La interacción atractiva entre el dipolo permanente y el dipolo inducido proporciona la segunda contribución de Van der Waals.

3.- DISPERSIÓN.- Es la tercera clase de fuerza que conduce a la energía de dispersión, explica el comportamiento de los gases nobles y al mismo tiempo resulta ser el principal contribuyente a la atracción de Van der Waals. La energía de dispersión se atribuye a la atracción entre dos dipolos inducidos.

4.- REPULSION.- La cuarta fuerza necesariamente grande y repulsiva, se manifiesta cuando las nubes electrónicas saturadas de electrones empiezan a traslaparse. Está íntimamente relacionada con el principio de exclusión de Pauli y es la misma fuerza que en los cristales iónicos contrarresta la atracción electrostática a la distancia interiónica de equilibrio. Esta energía se conoce

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