Enlace quimico

Enlace químico

Química 2º bachillerato
1.- Introducción
2.- Enlace químico y estabilidad energética
3.- Enlace iónico
3.1 Redes cristalinas iónicas
3.2. Energía reticular
3.3. Energía reticular y ciclo de Born-Haber
4.- Enlace covalente
4.1.Modelo de Lewis
4.2. Modelo de RPENV o VSPER
4.3. Teoría del enlace de valencia TEV
4.4. Parámetros de enlace:
4.5. Teoría de la hibridación
5.- Enlace metálico
6.- Fuerzas intermoleculares
7.- Propiedades de las sustancias

1. Introducción
•

•

Nada existiría sin los enlaces entre los átomos.
Sólo existen uniones estables
energéticamente
–

–

•

Un enlace químico es el responsable de la unión
estable entre dos o más átomos.
Los átomos se unen para disminuir su energía
interna (al menos 125 kJ/mol) y aumentar su
estabilidad

Estructura de enlace: transferencia total o
parcial de electrones

1. Introducción
•

Los modelos para explicar los enlaces
químicos deben explicar al menos:
1.

Proporciones en que se hallan los átomos en
cada sustancia pura y nº total de átomos en ella

2.

Geometría espacial de las moléculas.

3.

Energía de enlace que mantiene unidos a los
átomos.

4.

Propiedades de las sustancias

2. Enlace y estabilidad energética

•

•

Curvas de Morse
– Experimentalmente podemos obtener datos
para construir las curvas de Morse: visualizan
Energía de un sistema formado por dos átomos
(A-B) vs. distancia entre ellos.
En relación a distancia r entre A y B:
–
–
–

r grande: sin influencia mutua. E inicial = 0
r disminuye: fuerzas atractivas (corto alcance)
de núcleo A-nube B
r disminuye mas: interacciones entre nube Anube B que originan fuerzas repulsivas (efecto
mayor a distancias más cortas)

•

Curvas de estabilidad energética
–

Representa el balance de fuerzas
atractivas y repulsivas.

–

Valor mínimo de la energía del sistema AB
•

•

•

Energía de enlace (profundidad del pozo de
potencial) relacionado con la estabilidad de la
unión. Es la energía que se DESPRENDE en la
formación de este enlace.
Distancia de enlace (do): distancia a la que E=E
enlace.
Energía de disociación: energía necesaria para
romper un enlace formado.

•

Curvas de inestabilidad energética
–

Representa uniones de átomos en los que
la situación final NO ES ESTABLE

–

Los átomos se van a separar de forma
espontánea.

–

Puedo imaginar lo que quiera….pero…………
¡no todas las uniones serán posibles!

•

•

•

Regla del octeto (Kossel-Lewis, 1916): los átomos que
pueden contener ocho electrones (octeto=ns2np6) en su
capa externa, representan una disposición
especialmente estable.
Los átomos se enlazan (ceden, captan, comparten
electrones) para alcanzar la configuración de octeto en
sus capas externas Estabilidad
Se cumple para átomos de los periodos 1, 2 y 3

•

Limitaciones de la regla del octeto:
–

El hidrógeno es estable con dos electrones en
su capa 1s2

–

Octeto expandido: elementos con orbitales d
(periodo 3 en adelante), que pueden rodearse
de MAS DE OCHO electrones. (Ej. PCl5)

–

Octeto incompleto: algunos elementos se
estabilizan con MENOS DE OCHO electrones a
su alrededor (Ej. BF3)

3. Enlace iónico: etapas
•

¿Cuándo y cómo se forma?
–

Elemento metálico (muy electropositivo) que se aproxima a
elemento no metálico (muy electronegativo).

–

El metal cede electrones y se convierte en catión.

–

Los electrones cedidos por el metal, son captados por el nometal quedando convertido en un anión.

–

Formación de una estructura tridimensional sólida por unión
(fuerzas electrostáticas atractivas) entre iones de cargas
opuestas: red de iones + y -.

–

No existen moléculas individuales.

3. Enlace iónico
•

•

•

•

Justificación energética del enlace iónico

Si sólo tenemos en cuenta los procesos 1 y 2, ΔEtotal=495-349,5=+145,5 kJ/mol.
En este caso el sistema AUMENTARÍA su energía, y no habría estabilización.
Pero los compuestos iónicos mantienen los iones en forma de red, ya que si
además tenemos en cuenta el proceso 3 que es la etapa de FORMACIÓN DEL
CRISTAL, por atracción electrostática entre los iones, observamos que se libera
la llamada ENERGÍA DE RED (U=ΔE´´=-765 kJ/mol)
Globalmente hablando se observa que el sistema libera -619,5 kJ/mol y por lo
tanto se estabiliza.

3.1 Enlace iónico:
Redes cristalinas iónicas
•

ÍNDICE DE COORDINACIÓN (IC): número de iones de carga
opuesta que rodean a uno dado.
ü
Pueden ser distintos para catión y anión, pero siempre
en relación inversa a su proporción en la red.
ü
Depende de:
§
Tamaño de los iones (más bien de la diferencia de
tamaño entre ellos). El radio de los iones marcará
la distancia de enlace.
§
Carga de los iones. Los iones se agruparán de
modo que garanticemos que la carga global es cero
(electroneutralidad)

3.1 Enlace iónico:

3.1 Enlace iónico:
NaCl:
Relación de cargas 1:1 (+1,-1)
Iones de tamaño diferente
6 Na+1 alrededor del Cl-1 y 6 Cl-1
alrededor del Na+1, por lo que
IC=6
Red cúbica centrada en caras
Fórmula: Na6Cl6, que queda NaCl
CsCl:
Relación de cargas 1:1 (+1,-1)
Iones de tamaño similar
IC=8
Red cúbica centrada en el cuerpo
Fórmula: Cs8Cl8, que queda CsCl

3.2 E. Iónico: Energía reticular
•

•

•

Definición: U (kJ/mol): Energía que se desprende al
formarse un mol de cristal al partir de sus iones
componentes en estado gaseoso.
Cuanto mayor U, más estable será el cristal.

Cálculo: Ec de Madelung
K= constante de Coulomb= 9.109 Nm2/c2
Z1 y Z2 = carga de los iones (valor absoluto)
e = carga del electrón = 1,6 . 10-19C
NA = nº Avogadro = 6,023 . 1023
unidades/mol
M = Constante de Madelung, que depende
del tipo de red cristalina.
do= distancia intermolacular
n = factor de compresibilidad del cristal o
coeficiente de Born
n=(ncation+nanión)/2

3.3 E. Iónico: Ciclo de Born-Haber y
energía reticular
•

Medida: U (kJ/mol)
ü
No se conocen con precisión M y n (errores de cálculo)
ü
Acudimos a un método experimental basado en
la hipótesis:

“TODO PROCESO PUEDE PRODUCIRSE EN UNA ETAPA DE
COMBINACIÓN QUÍMICA DIRECTA (AB) CON SU CALOR DE
REACCIÓN, O MEDIANTE UNA SERIE DE PROCESOS PARCIALES
LIGADOS AL TRANSCURSO QUE HEMOS SUPUESTO A NIVEL ATÓMICO
PARA EL PROCESO GLOBAL, CADA UNO CON SU VARIACIÓN
ENERGÉTICA PROPIA (ACDB)”

ü

La totalidad de ΔE deberá ser igual por ambos
caminos (ley de Hess)

energía reticular
a) Haz un esquema del ciclo de
Born-Haber para el NaCl.
b) Calcula la energía reticular del
NaCl(s), a partir de los siguientes
datos:
•
Entalpía de sublimación del
sodio = 108 kJ/mol
•
Entalpía de disociación del
cloro = 243,2 kJ/mol
•
Entalpía de ionización del
sodio = 495,7 kJ/mol
•
Afinidad electrónica del cloro
= -348 kJ/mol
•
Entalpía de formación del
cloruro de sodio = -401,8
kJ/mol
SOLUCIÓN b) U = -779,1 kJ/mol

energía reticular

energía reticular
ΔHf0 = ΔHsublimación+ EI + 1/2
ΔHdisociación + U
U= +ΔHf0 – ΔHsublimación- EI - 1/2
ΔHdisociación
PROCESOS QUE PUEDEN EXISTIR:
•
•

•
•

•
•

Sublimación del metal
Disociación de las moléculas del
no metal
Ionización del metal(+1,+2..)
Sublimación o vaporización del no
metal
Ionización del no metal(-1,-2,…)
Formación de la red cristalina

4. Enlace covalente
•

•

•

¿Cuándo se produce? Cuando se combinan átomos de elementos
alta electronegatividad (no metálicos).
¿Porqué se produce? Los átomos comparten parejas de electrones y
ello supone estabilización energética que consiguen COMPARTIENDO
PAEJAS DE ELECTRONES.
¿Qué tipos de enlaces tendremos?

4. Enlace covalente
•

¿Qué tipos de sustancia covalentes
encontramos?
1.

Covalentes moleculares: Cuando se combinan
un nº reducido de átomos (agua, amoniaco,
dióxido de carbono). En estado sólido o
líquido existen fuerzas intermoleculares.

2.

Redes atómicas covalentes o sólidos
covalentes: Se combinan en 3D un elevado nº
de átomos compartiendo parejas de
electrones (diamante, grafito, sílice)

4. Enlace covalente
4.1. Modelo de Lewis

•

¿Cómo se representan las moléculas covalentes?
–

Estructuras o diagramas de Lewis:
•

SÓLO representamos los electrones de las capas de valencia

•

No pretende establecer geometría molecular.

•

Pares de enlace: entre dos átomos A-B (pe)

•

Pares no enlazante, solitarios o pares no compartidos (pnc)

•
ENLACES SENCILLOS

4. Enlace covalente

ENLACES DOBLES Y TRIPLES

4. Enlace covalente
ENLACES COVALENTE COORDINADO O DATIVO
•

•

En esta covalencia, los DOS electrones del enlace son aportados por
uno de los átomos (DADOR), mientras que el otro (ACEPTOR) no
aporta electrones.
Se representa con una flecha que va del DADORACEPTOR

4. Enlace covalente

¿CÓMO ESTABLECEMOS LA ESTRUCTURA DE LEWIS?

4. Enlace covalente

¿CÓMO ESTABLECEMOS LA ESTRUCTURA DE LEWIS?
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA

ELEMENTO

EJEMPLO:
H2SO3 (ácido sulfuroso)

ELECTRONES
DE VALENCIA

CAPACIDAD DE LA
CAPA DE VALENCIA

S

[Ne]3s2 3p4

6x1=6

8X1=8

0

1s2 2s2 2p4

6 x 3 = 18

8 X 3 = 24

H

1s1

1x2=2

2X2=4

TOTALES (suma): A =26 e de valencia disponibles
S= N-A = 36-26 = 10

A-S = 26-10 = 16

electrones compartidos
(5 pares de enlace) (5 pe)

electrones solitarios
(8 pares solitarios) (8 pnc)

N = 36
…distribuir…

4. Enlace covalente: Resonancia
•

•

•

•

Formas alternativas de representación, llamadas formas resonantes o
canónicas. Ninguna de ellas es la imagen exacta.
La realidad es un intermedio o mezcla de todas ellas, y se conoce como
híbrido de resonancia.
Los electrones están deslocalizados, los pe no están asignados a una
pareja de átomos en concreto, sino compartidos pos toda la molécula.
Ocurre especialmente en moléculas con = especialmente si están
conjugados (alternos =-=)

4. Enlace covalente: Resonancia

4.2. Modelo de repulsión de pares electrónicos
en las capas de valencia (RPECV)
TIPO: AB2 AB3 AB4 AB5 AB6

4.2. Método de repulsión de pares
electrónicos en las capas de valencia (RPECV)
Repulsión electrostática
pne - pne > pne-pe > pe-pe

TIPO: AB2P

TIPO: AB3P

AB2P2

electrónicos en las capas de valencia (RPECV)
TIPO: AB4P , AB3P2 ,
AB2P3

electrónicos en las capas de valencia
(RPECV)
TIPO: AB5P , AB4P2

8. Método de repulsión de pares
electrónicos en las capas de
valencia (RPECV)
TIPO: VARIADOS

4.3. Teoría del enlace de valencia
(TEV) Propuesto por L. Pauling 1939
•

Orígenes

Nuevo modelo que explica
características del enlace
• Principios
covalente no explicadas.
–

– 1. Acercamiento de dos orbitales
atómicos (OA) con electrones
despareados
– 2. Posterior superposición (solapamiento)
se produce el apareamiento de los
espines electrónicos, originando un
aumento de la densidad de carga en el
espacio entre los núcleos.

(TEV) Propuesto por L. Pauling 1939
• Principios
– Para que el solapamiento sea eficaz, los OA deben
tener un tamaño comparable, y aproximarse con
la orientación correcta.

• ¿Por qué ocurre? Fuerzas
y energía
– Al aproximar, aparecen
nuevas interacciones
atractivas (núcleo A-nube
B) y repulsivas (núcleo Anúcleo B).
– Las interacciones atractivas
estabilizan el sistema
(disminuyen la energía) y
las repulsivas al revés.
– Enlace: cuando se
aproximan a la longitud de
enlace.

Dos átomos de H. Dos OA con
1 e desapareado en cada uno.
Solapamiento y atracción
creciente. Mínima E en la
distancia de enlace. Mucha
repulsión a d menores.

(TEV)
•

Solapamientos de OA σ (frontal) y π (lateral)
–

s-p

El solapamiento π es más débil que el σ ya que a la
distancia de enlace hay menos superposición de
las nubes electrónicas.

px-px

pz-pz

(TEV)
•

Enlaces simples: σ (frontal)

•

Enlaces doble: σ (frontal) y π (lateral)

•

Enlace triple: σ (frontal) y dos solapamientos
tipo π (laterales)

4.4. Parámetros moleculares:
•

•

Energía de enlace (kJ/mol): aquella que se
desprende cuando se forma un enlace entre dos
átomos en su estado gaseoso y fundamental
Se obtiene a partir del proceso inverso (energía de disociación)

•

•

•

Longitud de enlace (Å): distancia de equilibrio entre
núcleos atómicos correspondiente al valor de la E
de enlace en la curva de acercamiento
interatómico. (Distancia internuclear)
Son valores promedio ya que varía constantemente y está afectado por los átomos vecinos
A-B < radio A+ radio B debido a un % de cter. Iónico en el enlace (diferencia de
electronegatividades)
Radios
Atómicos
(Å)

•

•

Ángulo de enlace: ángulo
hipotético entre un átomo
central y dos o más unidos
a él.
Está muy afectado por la
repulsión de los pares
electrónicos del átomo central:
Repulsión electrostática

pne - pne > pne-pe > pe-pe

4.4. Parámetros moleculares
Polaridad de moléculas

•

–

ρ

Momento dipolar de una molécula = suma vectorial de los momentos
dipolares de los enlaces.

µ molécula = ∑ μ enlaces
r

r
APOLAR ⇒ μ molécula = 0
r
POLAR ⇒ μ molécula ≠ 0
•

•

Es posible que la molécula sea
APOLAR aunque tenga enlaces
polares.
Es muy posible que la molécula
sea polar si el átomo central
tiene parejas de electrones no
compartidas.

(TEV) Hidridación de orbitales
•

•

Hibridación= recombinación de orbitales
atómicos

Nº de OA solapados= nº de OH formados

•

Híbridos sp
1s + 1p= 2 sp
Geometría lineal
180º

Be Cl2

•

Híbridos sp2
1s + 2p= 3 sp2
Geometría triangular
120º

B F3

•

Híbridos sp3
1s + 3p= 4 sp3
Geometría tetraédrica
109,5º

C H4

4.5 Teoría del enlace de valencia
(TEV) Hibridación de orbitales

• Híbrido sp
1s + 1p= 2 sp
Geometría lineal
180º

COMPUESTOS ACETILÉNICOS
•

•

•

2 AO sin hibridar que solapan en pi
mediante dos solapamientos
perpendiculares entre si.
1s+1p = 2 sp que se solapan en sigma
Cada átomo de C utiliza:
ü
2 OA (p) para solaparse
lateralmente (pi) con los otros dos
AO(p) del otro C.
ü
1 sp para solaparse frontalmente
(sigma) con el 1sp del otro C
ü
1sp para solaparse con el OA (1s)
del átomo de H

• Híbrido sp2
COMPUESTOS ETILÉNICOS
•

1 AO sin hibridar que solapa en pi

•

1s+2p = 3 sp2 que se solapan en sigma

•

ü
1 OA (p) para solaparse con otro
OA (p) del otro C mediante pi.
ü
1 sp2 para solaparse con el otro
sp2 del otro C
ü
2 sp2 papa solaparse en sigma con
2 átomos de H

1s + 2p= 3 sp2
Geometría triangular
120º

•

Híbrido sp3
1s + 3p= 4 sp3
Geometría tetraédrica
109,5º

COMPUESTOS ACETILÉNICOS
•

•

•

No hay AO sin hibridar.
1s + 3p = 4 sp2 que se solapan en sigma.
ü
1 C-C en sigma
ü
3 C-H en sigma (1s del H – 1sp3 del C)

Estructura del benceno
Solapamiento π que
origina una nube de 6e,
deslocalizada entre los 6
átomos de C

Teoría del enlace de valencia (TEV)
•

Conclusiones:
–

El enlace doble no es suma de dos sencillos (teoría
de Lewis)

–

Los enlaces π son más débiles por el tipo de
solapamiento lateral que genera mayores
repulsiones.

–

En los enlaces dobles y triples, los enlaces π son
mas débiles, y ello provoca en algunas ocasiones
su ruptura, permaneciendo el enlace σ

Enlace covalente
A modo de resumen…

5. Fuerzas intermoleculares
•

Tipos de enlaces:
–
–

E de 125 a 1100 kJ/mol: enlaces intramoleculares (entre átomos) iónico y
covalente.
E < 40 kJ/mol: enlaces intermoleculares (entre moléculas) son
interacciones:
•
8-40 kJ/mol: Enlace de hidrógeno
•
1-7 kJ/mol: Fuerzas de Van der Waals
– Moléculas polares (dipolos permanentes)
– Moléculas apolares (dipolos inducidos)

1.

Enlace de hidrógeno (o puente de H):
–

Moléculas: H-X (X muy electronegativo y pequeño
F, O, N). H2O, HF y NH3, fenoles, alcoholes,
proteínas, ADN…

–

Desplazamiento de la nube hacia X, dejando gran
densidad de carga positiva sobre H

–

Explica anomalías en p.f. Y p.e., y por tanto en su
estado físico.

•

Ejemplos en los que el enlace de H explica
anomalías:
ADN y doble hélice

Hielo que flota en agua

p.f. Y p.e de hidruros no metálicos

Proteínas con –H-

2. Dipolo-dipolo:
ü

ü

Moléculas con momento dipolar distinto de cero.
Alteran p.f. y p.e. haciendo que sea mayor que aquellas
moléculas (de similar masa molecular) apolares
(p.e. HCl=-85ºC; F2= -188ºC)

3. Fuerzas ión-dipolo: Origina la solvatación
de un ión, es decir, se rodea de dipolos
orientados. Si la energía de solvatación
es mayor que la energía de red (U), se
produce la disolución de la red iónica.

4. Fuerzas dipolo-dipolo inducido:
-Inducir un dipolo es deformar su nube electrónica para
que se agrupe en un extremo de la misma. Sólo se
produce en moléculas grandes.
- Responsable de que el Cl2 se disuelva en amoniaco.
5. Ión-dipolo inducido.
• Similar a la anterior.
• Explica la interacción entre I2 y I-1

6. Enlace metálico
•

•

•

Formado por combinación de
átomos con electronegatividades
parecidas y bajas (metales).
Pueden ser del mismo elemento
(Fe, Cu,…) o de varios
(aleaciones)
Su estructura se explica
mediante dos modelos:
–

Modelo del mar de electrones

6. Teorías del enlace metálico
•

Modelo del mar de electrones
–

Metales: pocos electrones en su capa de valencia.

–

En el modelo, todos han liberado (cedido) sus
electrones de valencia y se mueven libremente
(mar de electrones) entre los iones que
mantienen sus posiciones en los nudos de la red
metálica.

–

Simple pero eficaz: explica la mayor parte de las
propiedades de los metales.

–

Limitaciones con la conductividad eléctrica

•

Teoría de bandas:
–

Utiliza el concepto del orbital
molecular (Teoría del orbital
molecular TOM) basado en la teoría
cuántica (no todo está permitido).

–

Los OM estás deslocalizados por toda
la molécula
•

Al combinar dos OA (orbitales atómicos)
se forman dos OM (orbitales
moleculares), uno enlazante (menor
energía) y otro antienlazante (mayor
energía).

•

Teoría de bandas para los metales:
–

Se combinan n-Na, por lo que se forman n-OM
enlazante y n-OM antienlazante.

–

La energía de los OM está muy próxima entre sí,
por que hablamos de bandas, llegando a contactar
los enlazante y antienlazante.

–

Para n-Na, (3s1) tendremos n-electrones de
valencia


•

•

•

(a) Conductores metálicos: Para el, sus OM enlazantes están
ocupados por electrones de valencia que forman la banda de
valencia, que a su vez conecta con los OM antienlazantes de la
banda de conducción que está vacía.
(b) Aislantes: En otros casos ambas bandas no están conectadas. Los
e- no pueden pasar a la banda de valencia.
(c) Semiconductores: Al añadir impurezas o aumentar T y/o P, se
consigue que las bandas se junten, logrando aproximar lo suficiente
la banda de conducción para que la alcancen los electrones.

7. Propiedades de las
sustancias iónicas

3.

4.

5.

No conducen la electricidad en estado sólido. Red rígida con los
iones y las cargas localizadas, y por tanto aislantes.
Conductores de la electricidad DISUELTOS O FUNDIDOS
•
Ruptura de la red y movimiento de iones. Ante la presencia de
un campo eléctrico, los iones viajan al electrodo de signo
opuesto (conductores de segunda especie = transporte de
carga utilizando iones) intermoleculares)
Duros y frágiles.
•
Dureza: resistencia al rayado. Rayar un cristal iónico es romper
la red iónica, lo que requiere vencer la fuerza de atracción
electrostática 3D.
•
Fragilidad: resistencia a golpes.
Los golpes provocan enfrentamiento
de capas ++ y --

sustancias iónicas
Características del enlace  Propiedades de las sustancias.
1.

2.

Sólidos a temperatura ambiente, con elevados puntos de fusión.
Hay que romper una red 3D, y su p.f. Será mayor cuanto mayor
sea U (kJ/mol)
Solubles en disolventes polares.
•
Las moléculas de disolvente rodean a los iones y establecen
fuertes interacciones con los iones, mayores que las que
mantienen unidos a estos en la red.
•
Ruptura de la red.
•
Solvatación de los iones
(rodeados de moléculas de
agua mediante fuerzas
intermoleculares)

7. Propiedades de las sustancias
covalentes

1. Estado de agregación:
•

•

Sólidos covalentes: en los nudos de la red tenemos átomos unidos
por enlace covalente, lo que supone que tengan elevados p.f.
(diamante, grafito, sílice)
Sustancias covalentes moleculares. Se pueden presentar en
diferentes estados de agregación según p y T, y según el tipo de
interacción intermolecular:
•
Gaseosos: N2, O2, propano…
•
Líquidos: agua, Br2, metanol,…
•
Sólidos moleculares: I2 en los nudos de la red tendremos
moléculas (con átomos unidos por enlace covalente) unidas
por fuerzas intermoleculares (entre moléculas).
En general tienen bajos puntos de fusión y de ebullición.

covalentes
2. Solubilidad. Solubles en disolventes de polaridad

semejante:
•
DISOLVENTE POLAR (AGUA, AMONIACO..): disuelve a
moléculas polares (alcohol,…).
•
DISOLVENTE APOLAR (GASOLINA, CC4, ..), disuelven a
moléculas apolares (grasas).
SEMEJANTE DISUELVE A SEMEJANTE
Jabón y la limpieza: Frotar con agua no sirve para
quitar las manchas de grasa…¿porqué?

covalentes
3. Conductividad eléctrica:
•

•

Moléculas con en. covalentes localizados: No conducen la electricidad en
ningún estado, ya que no hay movilidad de cargas.
Moléculas que tienen electrones deslocalizados, son conductores. Grafito,
con una enorme cantidad de electrones tipo π con movilidad.

4. Dureza:
•

•

Sólidos covalentes (diamante, sílice…) son:
ü
Duros: para rayarlos hay que romper enlaces covalentes entre átomos.
ü
Frágiles: al tratar de aproximar los átomos más allá de la distancia de
enlace, las repulsiones crecen y el cristal se rompe.
Sólidos moleculares: blandos y elásticos, ya que al rayarlos o golpearlos,
sólo alteramos las interacciones intermoleculares (mucho más débiles) y no
alteramos los enlaces covalentes.

sustanciasPropiedades de las sustancias.
metálicas
Características del enlace 
1.

2.

Sólidos (menos Hg, líquido) a T ambiente. Su punto
de fusión es menor que los compuestos iónicos.
Alta conducción de la electricidad y del calor.
ü

Debido a la total movilidad electrónica.

ü

Conductores de primera especie (sólo se mueven
los electrones)

ü

Su conductividad disminuye al aumentar la T ya
que aumenta el rozamiento entre los electrones.
(Superconducción ??)

7. Propiedades de las sustancias metálicas
Dúctiles (hilar) y maleables (laminar).
ü

Se debe a que al ejercer fuerza, no se generan nuevas
repulsiones.

Brillo metálico.
ü

ü

No absorben ninguna de las radiaciones que les llegan (Hg).
Algunos absorben algunas y reflejan el color complementario
de las que absorben (Cu, Au)

(en general)


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