1. Tema 3
El enlace químico

2. 1.- ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?
Los átomos, moléculas e iones y se
unen entre sí porque al hacerlo se llega
a una situación de mínima energía, lo
que equivale a decir de máxima
estabilidad. Son los electrones más
externos, los también llamados
electrones de valencia los
responsables de esta unión, al igual que
de la estequiometría y geometría de
las sustancias químicas.
Con el descubrimiento del electrón, los intentos de explicar
las uniones de los átomos en función de los electrones que
poseían no se hicieron esperar

3. La primera teoría propuesta fue la de
Lewis, quien aseguró que los átomos
ganaban, perdían ( enlace iónico) o
compartían ( enlace covalente )
electrones hasta adquirir la configuración
de gas noble( 8 e- en su última capa)
Esta teoría es insuficiente para explicar el enlace covalente
y no explica el enlace metálico
1.1.- TIPOS DE ENLACES
Iónico (entre iones).
Covalente (entre átomos de una misma molécula).
Intermoleculares:
Fuerzas de Van de Waals
Enlaces de hidrógeno.
Metálico (entre cationes metálicos unidos por e–).

4. 2.-ENLACE IÓNICO
Se da entre elementos de electronegatividades muy
diferentes, es decir entre un metal que pierde uno o varios
electrones y un no-metal que los captura, resultando iones
positivos y negativos que se mantienen unidos por
atracciones electrostáticas,

5. Se forman los iones una red cristalina que se repite en la
tres direcciones del espacio, no formándose moléculas con
un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los
compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan idea
de las proporción de átomos existentes en la red
cristalina.
2.1.-Energía reticular en los
compuestos iónicos (U o Er)
También llamada energía de red.
Es la energía desprendida en la
formación de un mol de
compuesto iónico sólido a partir
de sus iones en estado gaseoso.

6. Ejemplo:
En el caso de la formación de NaCl la U o Er corresponde a
la reacción:
Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (U < 0)
Es bastante difícil de calcular por lo que se recurre a
métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se
conoce como ciclo de Born - Haber.
Max Born Fritz Haber

7. Los factores de los que depende la energía reticular son (al
ser siempre negativa consideraremos siempre valores
absolutos).
•A mayor carga de los iones mayor “U”. Así el CaO (Ca2+ y
O2–) tendrá “U” mayor que el NaCl (Na+ y Cl–).
•A menor tamaño de los iones menor “U”. Así el NaCl (Na+ y
Cl–) tendrá “U” mayor que el KBr (K+ y Br–).

8. Ciclo de Born y Haber
La reacción global de formación de NaCl es:
Na (s) + ½ Cl2
(g)  NaCl (s) (DHf
= –411’1 kJ)
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
•Na (s)  Na (g) (DHsubl
= +107’8 kJ)
•½ Cl2
(g)  Cl (g) (½ DHdis
= +121’3 kJ)
•Cl (g)  Cl–
(g) (DHAE
= –348’8 kJ)
•Na (g)  Na+
(g) (DHEI
= +495’4 kJ)
•Na+
(g) + Cl–
(g)  NaCl (s) (U = ?)
De donde puede deducirse que:
U = DHf
– (DHsubl
+ ½ DHdis
+ DHAE
+ DHEI
)
U = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –
786’8 kJ

9. La energía reticular también se puede hallar mediante
cálculos teóricos mediante la ecuación de Born-Landé
Donde Na es el número de Avogadro, A la constante de
Madelung, que varía depiendo de la estructura del compuesto
iónico, Z + la carga del catión y Z − la carga del anión, q la carga
del electrón, ε0 la permitividad del vacío, d0 la distancia entre
el anión y el catión y n los exponentes de Born.

10. 2.2 ESTRUCTURA DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente
en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ión se
rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o
unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.
Índice de coordinación
“Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ión
dado”. Cuanto mayor es un ión con respecto al otro mayor es
su índice de coordinación.
NaCl
CsCl CaF2
PRINCIPALES TIPOS
DE REDES IÓNICAS

11. Principales tipos de estructura cristalina son:
•NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones).
Índice de coordinación para ambos iones es 6.
•CsCl (cúbica para ambos iones). Índice de coordinación
para ambos iones = 8
•CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y
tetraédrica para el F– ).Índice de coordinación para el F–
= 4 y para el Ca2+ = 8.
Factores de los que
depende la estructura
cristalina..
•El tamaño de los iones.
•La estequiometría que
viene dada por la carga de
los iones de forma que el
cristal sea neutro.

12. 2.3.-PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
a) Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto
mayor energía reticular), ya que para fundirlos es
necesario romper la red cristalina tan estable por la
cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre
iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos son
sólidos a temperatura ambiente.
b) Gran dureza por la misma razón, ya que para rayar un
cristal es necesario romper su estructura cristalina
Solubilidad de un cristal iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
c) Solubilidad en disolventes polares (tanto
más cuanto menor U) puesto que dichos
disolventes al presentar cargas son
capaces de introducirse en la estructura
cristalina y estabilizar los iones por
atracción ión-dipolo. Por la misma razón,
presentan insolubilidad en disolventes
apolares.

13. d) Conductividad en estado disuelto o fundido ya en dichos
estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia
los electrodos de signo contrario. Sin embargo, en estado
sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura
cristalina no conducen la electricidad.
e) Fragilidad, pues al golpear ligeramente el cristal
produciendo el desplazamiento de tan sólo un átomo, todas
las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulsivas
al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo.

14. 3.- enlace covalente
El enlace covalente se da entre elementos de similar
electronegatividad y se origina por la compartición de un par
de electrones entre dos átomos

15. Existen varias teorías que explican el enlace covalente:
3.1 TEORÍA DE LEWIS
Se basa en las siguientes hipótesis:
•Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa
comparten tantos electrones como le falten para
completar su capa (regla del octeto).
•Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
•Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con
el mismo átomo.
Para representarlo se utilizan las estructuras de Lewis

17. Ejemplos:

18. Para obtener las estructuras de Lewis se pueden seguir las
siguientes reglas:

20. Excepciones a la teoría de Lewis
•Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de
electrones.(11 e- en el caso del NO o 17 en el caso del NO2)
•Octetos incompletos: Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con
marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o
de B no llegan a tener 8 electrones.
•Octetos ampliados: Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el
átomo central puede tener 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–). Sólo
puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el
segundo periodo, pues a partir del tercero existen
orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces
•Radicales: es un fragmento de molécula con algún electrón
desapareado : CH3·

21. •Enlace covalente dativo o coordinado: los electrones a
compartir son aportados por el mismo átomo
Por ejemplo el ión amonio. NH4
+
O el ión hidronio H3O+
•RESONANCIA.
En muchas ocasiones, no existe una única estructura de Lewis
que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ión. Por
ejemplo, el ion carbonato CO3
2–
debería tener una estructura en
la que el átomo central, el carbono en este caso, formara un
doble enlace con uno de los átomos de oxígeno y sendos enlaces
sencillos con los otros átomos de oxígeno

22. Sin embargo, esto conllevaría a que las
distancias C–O y C=O deberían ser
distintas, y tal y como se verá a
continuación, los ángulos de enlace,
también deberían ser distintos.
Por difracción de rayos X se sabe que las distancias entre el
átomo de carbono y cada átomo de oxígeno son iguales, así
como los ángulos O–C–O. Para explicar tales datos, se supone
que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin
compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion,
pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta. En el
caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras de
Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los
átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas
formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–,
siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

23. http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/
resonancia.html#tope
Por tanto, los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace,
por lo que la distancia es intermedia Igualmente, los tres
átomos de oxígeno participar de 2/3 de carga negativa.

24. 3.2MODELO DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS
Y GEOMETRÍA MOLECULAR.
Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y
las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos
pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X.
La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e–
del átomo central teniendo en cuenta que las parejas de e–
se sitúan lo más alejadas posibles.
Según el número y tipo de enlace, así como del número
de pares de e– sin compartir podemos clasificar las
moléculas en los siguientes grupos:
El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace
sencillo.

25. Según el número de enlaces, éstos se sitúan lo más
alejados posibles para evitar lo que se pueda la repulsión
entre dichas nubes electrónicas.
Así, si existen dos enlaces con dos átomos, éstos se
dirigirán en sentidos contrarios formando quedando los
tres átomos alineados, es decir, formando un ángulo de
180º.
BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Ang. enl. = 180º.
(geometría lineal)
En el caso de tres enlaces, la manera más alejada de
situarse es formando ángulos de 120º estando todos los
átomos en el mismo plano.
BCl3: El B tiene 3 pares de e– Ang. enl. = 120º.
( geometría triangular plana

26. CH4 BCl3 BF2
Tetraédrica Triangular Lineal
Con cuatro enlaces, éstos se dirigirán hacia los vértices
de un tetraedro.
CH4: El C tiene 4 pares de e– Ang. enl. = 109,4 8
geometría tetraédrica
El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor
que entre pares de e– de enlace.
Si tiene tres pares de electrones dos forman enlace y uno
es solitario da lugar a una geometría angular
Ej: SnCl2

27. Con cuatro pares de electrones :
3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir . La geometria
es de una piramide trigonal con angulos menores que el
tetraédrico
· tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir la
geometría es angular con ángulos menores del tetraedro

28. Átomo central con enlaces múltiples : en este caso los
enlaces siguen la misma dirección.
Se toma los pares del enlace múltiple como si fuera solo
un par
Ejemplo:
eteno: CH2=CH2. el átomo de carbono tendría tres pares
de electrones lo cual daría una geometría triangular plana

31. 3.3.-TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V.)
Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se
producen por solapamiento de los orbitales atómicos de
distintos átomos y emparejamiento de los e– con spines
contrarios de orbitales semiocupados formando un único
orbital molecular.
Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado
en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde
alojarían los 2 e–.

32. Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados y por tanto
al nº de enlaces que un átomo forma.

33. Existen dos tipos de enlace según el tipo de solapamiento:
a) enlaces sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan
frontalmente y se produce un único solapamiento de las
respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con
respecto a la línea que une los dos núcleos.
Puede ser:
a) Entre dos orbitales “s”
b) Entre un orbital “s” y
uno “p”
c) Entre dos orbitales “p”.

34. b) enlaces pi (π): Los orbitales atómicos se solapan
lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las
respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal de
simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad
de encontrar a los electrones en el orbital molecular
formado no se concentra entre los núcleos:
Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el
grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo
forman. Los orbitales moleculares s son más estables que los P
porque el grado de solapamiento de los orbitales "s" es mayor
que el de los "p".

35. Enlace covalente múltiple.
Se producen dos o tres solapamientos de orbitales
atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace
frontal “s” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo
solapamiento es lateral “p” (pi); si el enlace es triple,
existe un solapamiento “s” y dos “p”.
3.3.1HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La teoría del enlace de valencia completa su descripción
del enlace covalente justificando la geometría de las
moléculas. Para ello recurre al concepto de orbital
híbrido.
enlaces sencillos:
Consideremos la molécula de CH4
C (Z=6) 1s2 2s2p2

36. En principio el carbono tiene covalencia 2, pero un electrón
del orbital 2s puede promocionar al orbital p vacío, con lo
que la covalencia del carbono pasaría a ser de 4 (la energía
necesaria para esa promoción del electrón sería
compensada con la energía desprendida al formarse los
enlaces)
La covalencia 4 del carbono conduciría a 4 enlaces
diferentes: uno a través de un orbital s y tres a través de
orbitales p, que formarían ángulos de 90º entre sí.
La teoría de RPECV predice, y los experimentos confirman
que la molécula de metano posee 4 enlaces idénticos que
se disponen de forma tetraédrica (ángulos de 109,5º)

37. La teoría del enlace de valencia resuelve el problema
suponiendo que se forman cuatro orbitales, llamados
orbitales híbridos sp3, por combinación entre un orbital s
y tres orbitales p. Los orbitales híbridos sp3 tienen la
forma de un orbital p, que prácticamente ha perdido uno
de sus lóbulos, y se disponen tetraédricamente.
De este modo la configuración electrónica del átomo de
carbono en el momento de combinarse sería:
1s22(sp3)4

38. Las condiciones para que haya hibridación son:
a) Los orbitales que se hibridan han de tener energías muy
próximas.
b) La energía liberada en la formación de enlaces con los
orbitales hibridados ha de ser superior a la energía que se
liberaría en la formación de los mismos enlaces con los
orbitales sin hibridar, y la diferencia ha de ser mayor que la
energía consumida en la hibridación.
Tipos de hibridación:
Hibridación sp3. Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p”.
Se forman cuatro orbitales con orientación dirigida hacia los
vértices de un tetraedro.
4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano
3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ejemplo: NH3
2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ejemplo: H2O

39. Hibridación sp2. Se hibridan un orbital “s” y dos orbitales
“p”. Se forman tres orbitales dirigidos hacía los vértices de
un triángulo equilátero.
3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3
1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno

40. Hibridación sp Se hibridan un orbital “s” y un orbital “p”.
Se forman dos orbitales que forman entre sí un ángulo de
180º.
2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2
2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2
1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

41. Tipos de orbitales híbridos.
Ejemplos

42. 1 orbital s + 3 orbitales p + 1 orbital d →
1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbital d → 6 orbitales sp3
d2
(distribución octaédrica)
PCl5, SF4, ClF3, I3
-
BrF5, SF6, XeF4
5 orbitales sp3
d
(distribución bipirámide trigonal)
Hibridación sp3
d
Hibridación sp3
d2

43. 3.4 TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES. (T.O.M.)
Permite explicar todas la moléculas existentes.
Consiste en fijar unos niveles energéticos para los orbitales
moleculares y considerarlos “combinación lineal de orbitales
atómicos” (C.L.O.A.) que cumplen las siguientes reglas:
•Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían
distintas zonas espaciales.
•La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los
orbitales atómicos de los que proceden y por tanto, serían
más estables (orbitales enlazantes).
•La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales
atómicos de los que proceden y serían más inestables
(orbitales antienlazantes).
•El relleno con electrones de los orbitales moleculares
cumple las mismas reglas que en el caso de orbitales
atómicos

44. Se denomina “orden de enlace” (O.E.) a:
nº e (OM enlazantes) nº e (OM antienlazantes)
O.E.=
2
− −
−
En este caso (2-0)/2=1

45. Si el orden de enlace es 0 la molécula no se forma

46. A mayor orden de enlace la molécula será más fuerte

47. 3.5 PARAMETROS DE UN ENLACE COVALENTE
A)Entalpía de enlace
Es la variación de entalpía cuando un enlace se disocia
Siempre es positiva y su valor da idea de la fortaleza del
enlace
b) Longitud de enlace
Es la distancia entre los núcleos de los átomos enlazados.
Depende del tamaño de los átomos y de la fuerza del
enlace
El enlace simple tiene un mayor longitud que el doble y éste
mayor que el del triple

48. c) Ángulo de enlace: sólo en moléculas con más de dos
átomos. Depende la cantidad de enlaces formados y de
la polaridad de los mismos
d) Polaridad: se producen cuando las
electronegatividades difieren. Induce cargas parciales
entre los átomos enlazados
El carácter polar de una enlace se mide a partir del
momento dipolar“µ” (magnitud vectorial que depende la
diferencia de “χ” entre los átomos cuya dirección es la
línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos
electronegativo al más electronegativo).
Es igual producto de la carga localizada por la distancia
entre los núcleos de los átomos que forman el enlace;
una unidad para medir los momentos dipolares es el
Debye, los momentos dipolares oscilan de 0 a 11 Debyes

49. Se considera que al aumentar la polaridad de el enlace
aumenta el "carácter iónico" del enlace en cuestión, y que
un enlace iónico sería uno covalente de polaridad máxima o
sea un átomo atrae tanto al par de electrones, que "se
queda con él".
Se acepta que si la diferencia de electronegatividades es
de 1,7 el enlace tiene un 50% de carácter iónico
Si una molécula tiene varios enlaces con carácter polar, el
momento dipolar será la suma vectorial de los momentos
dipolares de cada enlace.
Esto puede suponer que moléculas que posean enlaces
polares tengan momento dipolar TOTAL cero, debido a su
geometría simétrica.

50. Ejemplos de moléculas apolares y polares
= 0
≠ 0
≠ 0
µ
r
Σ
= 0
µ
r
Σ
µ
r
Σ
µ
r
Σ
µ
r
Σµ
r
Σ
= 0
µ
r
Σ
e) Polarizabilidad y poder polarizante
Se denomina polarizables aquellos átomos o iones cuya
nube electrónica experimenta fácilmente grandes
deformaciones de forma que pueden formar dipolos.
Generalmente los aniones grandes son altamente
polarizables

51. Se denomina polarizantes. Aquellos átomos o iones que
pueden inducir deformaciones en la nubes electrónicas de
otros átomos o iones. Son buenos polarizantes aquellos
cationes de carga elevada
3.6.-PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
COVALENTES
a) Sólidos covalentes:
Todos los átomos de un cristal están unidos por enlaces
covalente, pudiendo considerar éste como una molécula
gigantesca. Por ello y dada la fortaleza de este enlace los
sólidos covalentes tienen:
Gran dureza.
Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son
sólidos a temperatura ambiente.
Son insolubles en todo tipo de disolvente.
Son malos conductores pues no tienen electrones libres.
Ejemplo:el C diamante y el SiO2

52. Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito
que forma estructura por capas que le hace más blando y al
aportar cada átomo de carbono un e– a un macroenlace muy
deslocalizado es también conductor.

53. Sustancias moleculares:
Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles
de separar cuanto menos polares sean las moléculas, por lo
que tienen:
Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son
gases a temperatura ambiente.
Son blandos.
Son solubles en disolventes moleculares que estabilizan las
moléculas con fuerzas de Van der Waals.
Son malos conductores pues no tienen cargas libres,
aunque las molécula polares poseen parcial conductibilidad.
Las sustancias polares son solubles en disolventes polares
que las estabilizan por fuerzas de atracción dipolo-dipolo y
tienen mayores puntos de fusión y ebullición al existir
atracción electrostática entre las mismas.

54. 4.-ENLACES INTERMOLECULARES.
Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las
responsables del estado físico de las sustancias. Según
su fuerza se clasifican en:
Enlace o puente de Hidrógeno.
Fuerzas de Van der Waals.
Enlace o puente de Hidrógeno.
Es relativamente fuerte y precisa de gran diferencia de
electronegatividad entre átomos y del pequeño tamaño
del H que se incrusta en la nube de e– del otro átomo
produciéndose una elevada polarización del enlace. Esto
provoca una atracción eléctrica entre los hidrógenos de
una molécula y los átomos electronegativos de la
molécula vecina

55. Sólo se da entre átomos de
hidrógeno con átomos de flúor,
oxígeno, nitrógeno. Es el
responsable de los puntos de
fusión y ebullición anormalmente
altos de las sustancias que los
contienen como, por ejemplo, el
agua.
Los puentes de hidrógeno pueden
darse entre átomos de la misma
molécula y mantener una
estructura determinada tal y como
ocurre en proteínas y ácidos
nucleicos.

56. Fuerzas de Van der Waals.
Son fuerzas mucho más débiles que pueden darse entre:
•ENTRE DIPOLOS PERMANENTES (moléculas polares).
Son débiles.
•DIPOLO - DIPOLO INDUCIDO En ciertas ocasiones,
una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no
polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo
una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-
dipolo inducido. Así, el agua cuya molécula es un dipolo,
produce una pequeña polarización en la molécula no polar
de OXÍGENO, la cual se transforma en un dipolo
inducido.Esto hace que el OXÍGENO y el DIÓXIDO DE
CARBONO, que son no polares presenten cierta
solubilidad en solventes polares, como el agua.

57. ENTRE DIPOLOS INSTANTÁNEOS (moléculas
apolares) ya que el par de e– de enlace en un momento
dado puede encontrarse en un lado de la molécula
produciendo un dipolo instantáneo que induce la
formación de dipolos en las moléculas vecinas. Pero como
estos dipolos no perduran los enlaces son muy débiles.
También se les conoce como fuerzas de London

58. 5.- ENLACE METÁLICO
Los metales constituyen el grupo mas numeroso de elementos
en la tabla periódica y se caracterizan por tener un conjunto
de propiedades similares para todos ellos y que se denomina
como “carácter metálico” . Entre ellas, las mas características
son la conductividad eléctrica y térmica, el brillo metálico y la
ductilidad y maleabilidad.
Los metales son electropositivos, es decir, sólo forman iones
positivos, cuya carga es su valencia, sólo presentan números de
oxidación positivos y son fáciles de oxidar.
Todos los metales son sólidos a Tª y P ambiente, excepto el
mercurio que es líquido.
Como en todos lo casos, sus propiedades son consecuencia de
su tipo de enlace y de su estructura.

59. Respecto a su configuración electrónica, los metales se
caracterizan por tener muy pocos electrones en la capa
de valencia
El enlace metálico se puede explicar mediante dos
teorías:
- Teoría del “mar de electrones” o “gas
electrónico”
Según este modelo, los átomos metálicos ceden sus
electrones de valencia a una "nube electrónica" que
comprende todos los átomos del metal. Así pues, el enlace
metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre
los restos positivos y los electrones móviles que
pertenecen en su conjunto a la red metálica.

60. En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a
ningún átomo determinado. Además, es un enlace no
dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los
restos atómicos que forman la red.
Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los
electrones a la nube común, no son realmente iones, ya
que los electrones quedan dentro de la red,
perteneciendo a todos los "restos positivos".

61. Modelo de bandas:
Se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al
enlazarse los átomos se forman tantos orbitales moleculares
como orbitales atómicos había. Si se combinan infinidad de
orbitales atómicos de igual energía se formarán dos bandas
formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía,
una de menor energía formada por los orbitales moleculares
enlazantes (banda de valencia) y la otra de mayor energía
por los antienlazantes (banda de conducción)..

62. En los metales ambas bandas
están muy juntas, de manera
que los electrones saltan con
mucha facilidad de la banda de
valencia a la de conducción por
donde circulan con gran
facilidad a través de todo el
cristal metálico. Si la diferencia
de energía entre ambas bandas,
es mayor tendremos los
semiconductores, sustancias a
las que suministrando esa
pequeña cantidad de energía
pasan a conducir con facilidad.
Si la diferencia de energía es
mayor, tendremos las sustancias
aislantes.

63. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS.
Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con
una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura
los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los
cationes.
Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–.
Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la
banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en
donde se encuentran los e– de forma que con una mínima
energía éstos saltan y se encuentran con una banda de
conducción libre.
Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que
hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad
a los de al lado.

64. Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición
dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son
sólidos.
Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad
de niveles muy próximos de energía que hace que
prácticamente absorban energía de cualquier longitud de
onda, que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

65. TIPOS DE
ENLACES