El documento describe el enlace metálico, que ocurre entre los átomos de metales y se caracteriza por la deslocalización de electrones de valencia entre los núcleos atómicos. Esto da como resultado una estructura altamente compacta con electrones que se mueven libremente a través del metal, conferiendo propiedades como la conducción eléctrica y térmica. Existen dos modelos principales para explicar el enlace metálico: el modelo de la nube de electrones y la teoría de bandas.

1. es la
atracción simultánea de
uno o más electrones
por más de un núcleo.
Enlace químico que ocurre entre los átomos de metales entre sí
Unión entre núcleos atómicos y
los electrones de valencia, que se agrupan
alrededor de éstos como una nube.
Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de
la misma especie
Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí
los elementos metálicos
Donde los átomos envueltos pierden electrones de sus capas
más externas
se
Enlace metálico en el cobre

2. Los átomos de los metales se
agrupan de forma muy cercana
unos a otros, lo que produce
estructuras muy compactas.
En este tipo de estructura cada
átomo metálico está rodeado por
otros doce átomos (seis en el
mismo plano, tres por encima y
tres por debajo).
Debido a la
baja electronegatividad que
poseen los metales, los electrones
de valencia son extraídos de
sus orbitales y tienen la capacidad
de moverse libremente a través del
compuesto metálico, lo que otorga
a éste las propiedades eléctricas y
térmicas.
Los elementos con un
enlace metálico están
compartiendo un gran
número de electrones
de valencia, formando
un mar de electrones
rodeando un enrejado
gigante de cationes.
Muchos de los metales
tienen puntos de fusión
más altos que otros
elementos no metálicos,
por lo que se puede
inferir que hay enlaces
más fuertes entre los
distintos átomos que los
componen.
La vinculación metálica es no polar,
apenas hay diferencia
de electronegatividad entre los
átomos que participan en la
interacción de la vinculación (en los
metales elementales puros) o muy
poca (en las aleaciones), y los
electrones implicados en lo que
constituye la interacción a través de
la estructura cristalina del metal.

3. Supóngamos el metal cobre
En el cobre sus átomos Cu ceden sus electrones de valencia
para formar el enlace metálico. Arriba este enlace se
representa como cationes Cu2+ (círculos azules) rodeados
de electrones (círculos amarillos). Los electrones no están
quietos: se mueven por todo el cristal de cobre. No
obstante, en los metales no se habla formalmente de
cationes, sino de átomos metálicos neutros.

4. El enlace metálico explica muchas características físicas de las sustancias
metálicas, tales como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción de
calor y de la electricidad, y brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la
energía lumínica que reciben).
La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del
metal o cationes y los electrones deslocalizados.
Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia
No comparten electrones con los átomos vecinos
No pierden electrones para formar los iones
En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se
traslapan

5. En las estructuras
metálicas no se habla
propiamente de
moléculas, sino de
átomos neutros (o
cationes, según otras
perspectivas
El enlace metálico tiene la
propiedad de reorganizarse.
Esto no ocurre con los
enlaces covalente e iónico.
Si un enlace covalente se
parte, no volverá a
formarse como si no
hubiera ocurrido nada
La propiedad que tiene el
enlace metálico de tener sus
electrones deslocalizados le
confiere además a los metales
la capacidad de conducir el
calor y la electricidad
Los electrones deslocalizados y
móviles también pueden
interaccionar con los fotones de
la luz visible y rechazarlos.
Los casos más excepcionales
son los del cobre, mercurio y
oro, que absorben fotones de
ciertas frecuencias.

6. Ejemplos de enlaces
metálicos
Zinc
Oro (Au)
Cobre (Cu)
Plata (Ag)
Níquel (Ni)
Cadmio (Cd)
Platino (Pt)
Titanio (Ti)
Plomo (Pb)
Acero común
Acero inoxidable
Bronce
Aleaciones de mercurio
Aleación de cromo y platino
Pieltre
Latón

7. Existen dos modelos que explican la formación del enlace metálico.
MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES TEORÍA DE BANDAS

8. Modelo de la nube de electrones
Según este modelo, los átomos metálicos ceden
sus electrones de valencia a una nube electrónica
que comprende todos los átomos del metal.
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.
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.
Este modelo sirve para interpretar las propiedades de
los metales; aunque tiene ciertas limitaciones,
principalmente en la explicación de la diferente
conductividad de algunos metales.
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.

9. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa
de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a
toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro
antienlazante (de mayor energía).
Si se combinasen 3 átomos se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de
energía entre ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N
orbitales, de otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de energía muy
próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una banda.
En los metales existe un número muy grande de orbitales atómicos para
formar enlaces deslocalizados que pertenezcan a toda la red metálica
(como si fuese una gran molécula).
Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman
una banda en la que los niveles de energía, como se ha dicho
anteriormente, están muy próximos.

10. • Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). CENGAGE Learning.
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