Estructura de la materia

AMPLIACIÓN DE NUESTRO CONOCIMIENTO SOBRE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

 

Las leyes ponderales de las combinaciones químicas encontraron una explicación satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes ponderales  basándose en el concepto de átomo. Establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua:

Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles;

Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

 Los átomos de los distintos elementos tienen diferente masa y propiedades

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.

Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más sólida al asociar a los átomos la idea de masa.

Los átomos de DALTON difieren de los átomos imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la misma materia primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían explicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las combinaciones químicas.

 La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química los resultados brillantes de la teoría atómica.

COMPOSICIÓN DE LAS SUSTANCIAS

El análisis químico de las sustancias orgánicas que todas ellas contienen el elemento carbono acompañado de hidrógeno.

En las sustancias que forman los seres vivos (hidratos de carbono, lípidos, proteínas, ácidos nucleicos) sus componentes fundamentales son el carbono, el hidrógeno, el oxígeno y frecuentemente el nitrógeno (C, H, O, N). Por eso, estos cuatro elementos fueron denominados biogenésicos. Otros elementos que se encuentran en mucha menor proporción son el azufre y el fósforo, y en pequeñísimas cantidades halógenos (cloro, yodo) y metales (calcio, magnesio, sodio, potasio, hierro, cobre, cinc, cobalto, manganeso, etcétera).

En el petróleo y en el gas natural, que son mezclas de hidrocarburos se encuentra carbono e hidrógeno, y en muy pequeñas proporciones oxígeno, azufre y nitrógeno.
Las moléculas orgánicas, generalmente, están formadas por muchos átomos de pocos elementos. La mayoría son complejas (proteínas, glúcidos, ácidos nucléicos, vitaminas, medicamentos, etcétera) aunque también existen otras sencillas (metano, etano, etanol, ácido acético, etcétera).

NATURALEZA DE LA CARGA ELÉCTRICA

La carga eléctrica es una propiedad cuantizada. La unidad más elemental de carga se encontró que es la carga que tiene el electrón, es decir alrededor de 1,602 176 487(40) × 10^-19 culombios y es conocida como carga elemental. El valor de la carga eléctrica de un cuerpo, representada como q o Q, se mide según el número de electrones que posea en exceso o en defecto.

En el Sistema Internacional de Unidades la unidad de carga eléctrica se denomina culombio (símbolo C) y se define como la cantidad de carga que a la distancia de 1 metro ejerce sobre otra cantidad de carga igual, la fuerza de 9×10⁹ N.

Un culombio corresponde a 6,241 509 ×  electrones. El valor de la carga del electrón fue determinado entre 1910 y 1917 por Robert Andrews Millikan y en la actualidad su valor en el Sistema Internacional de acuerdo con la última lista de constantes del CODATA publicada es:

Como el culombio puede no ser manejable en algunas aplicaciones, por ser demasiado grande, se utilizan también sus submúltiplos:

1 miliculombio = 

1 microculombio = 

Frecuentemente se usa también el sistema CGS cuya unidad de carga eléctrica es el Franklin (Fr). El valor de la carga elemental es entonces de aproximadamente 4,803×10^–10 Fr.

DESCUBRIMIENTO DE LOS IONES

 La noción de ion surgió por vez primera en química. En el siglo XIX era bien conocido que el agua en donde se disolvían sales (o ácidos, o bases) conducía la electricidad y que una corriente eléctrica podía separar las sustancias disueltas en sus componentes. Faraday formuló las leyes de este proceso.

Aunque al principio pareció una idea extraña, hoy se entiende perfectamente. Se forman muchas moléculas cuando los átomos comparten electrones, pero las moléculas como las del NaCl son diferentes. Allí, el átomo de sodio (Na) cede un al cloro (Cl), creando iones Na+ y Cl-, que en la sal sólida están unidos por su atracción eléctrica. El agua, sin embargo, debilita grandemente esa atracción (a escala microscópica), permitiendo a los iones moverse libremente en el momento en que la sal se disuelve en el agua y permiten que el agua se haga conductora de la electricidad.

EL ÁTOMO NUCLEAR

Átomo es la porción más pequeña de cualquier elemento químico, que no puede dividirse y que dispone de existencia independiente. Los átomos están compuestos por electrones que orbitan en torno a un núcleo con neutrones y protones.

En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra "átomo" se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa "partícula fundamental", por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego "no divisible".

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.

NÚMEROS ATÓMICOS DE LOS ELEMENTOS

El número atómico es el número total de protones que tiene el átomo. Se suele representar con la letra Z , sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes números de electrones y protones. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio Na tiene un número atómico 11, posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio Mg, tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones, y un átomo de uranio U, que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y protones. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente.

Los átomos de diferentes elementos presentan distintas cantidades de protones. El número atómico indica la cantidad de protones que se encuentra presente en el núcleo de un átomo. Este número, por lo tanto, se encarga de definir la configuración electrónica del átomo y permite el ordenamiento de los diversos elementos químicos en la tabla periódica, que comienza con el hidrógeno (Z=1) y sigue con el helio, el litio, el berilio, el boro, el carbono y el nitrógeno.

ISOTOPOS DE LOS ELEMENTOS

Son los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, diferente masa atómica.

Ejemplos:

              C 12                      C 13                     C 14

Z=6

N=A-Z                           N=12-6=6                                 N=13-6=7             N=14-6=8

                                                     

                                                                                  

MASA ATÓMICA

La masa atómica es el número resultante de la suma simple de la cantidad de unidades de protones y neutrones de un solo átomo

A=Z+N

TEORÍA ATÓMICA MODERNA

La química es la rama de la ciencia encargada de su estudio, aunque en algunos aspectos del comportamiento de los átomos interviene la física. La teoría atómica moderna ha tardado más de un cuarto de siglo en llegar a ser lo que es hoy en día: una herramienta muy valiosa para todo tipo de aplicaciones.

Gracias a la teoría atómica es posible la construcción de centrales nucleares, que aunque no son del todo ecológicas, significan una alternativa para la obtención de energía eléctrica mucho más viable en relación a otros métodos de obtención.

Desgraciadamente, también se ha usado esta tecnología para fabricar bombas atómicas, y lo peor de todo no es que estas bombas existan en los depósitos militares, sino que ya se han usado en la guerra o en pruebas nucleares, con los resultados desastrosos que todos conocemos.

Básicamente la teoría atómica moderna utiliza ciertos isótopos que son átomos con diferencias de neutrones en los núcleos atómicos. Esto los transforma en elementos inestables, y se puede obtener una inmensa energía a partir de ellos cuando se transforman en átomos estables.

La tecnología atómica es importantísima para la ciencia y significa un gran avance de la humanidad. Las implicaciones que ha tenido la teoría atómica, tanto para la ciencia como para las aplicaciones que ha facilitado, la transforman en una de las teorías más importantes en toda la historia de la ciencia.

EL ÁTOMO DE BOHR

Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:

¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.

¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.

¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el imapacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.

El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr

¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.

¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.

¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.

NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ELECTRONES

Los niveles de Energía son estados energéticos en donde se pueden encontrar los electrones en estados estables o no, según el subnivel en que se encuentran ya sea , cerca del núcleo o en las últimas capas.

En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados.

Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas. 

Para explicar los niveles y subniveles electrónicos de un átomo se necesitan dos números cuánticos:

• Número cuántico principal (n), que determina la energía y la distancia promedio de la órbita al núcleo. A mayor valor de n, mayor es la energía del nivel electrónico y mayor la distancia al núcleo atómico. Toma valores enteros positivos comenzando en 1: n = 1, 2, 3,....

• Número cuántico secundario (l), indica el subnivel energético en el que se encuentra el electrón. Toma valores enteros positivos desde 0 hasta n-1 y se denota con la letra correspondiente al valor de l: l = 0 → s, l = 1 → p, l = 2 → d, l = 3 → f.    l = 0, .... , n-1

Para un mismo nivel de energía (igual n), la energía de los subniveles aumenta al hacerlo el número cuántico secundario (l), pero la diferencia entre ellas es pequeña.

Según esto, los niveles electrónicos de un átomo se desdoblan en subniveles, tal y como se muestra en la siguiente imagen, en la que se ordenan en orden creciente de su energía.

 

La notación de los distintos subniveles es del tipo nl, donde n es el nº cuántico principal y l la letra correspondiente al número cuántico secundario del subnivel. Así, por ejemplo, el nivel 3p será aquel en el que n = 3 y l = 1, ya que la letra p corresponde al valor 1 para el número cuántico secundario.

Observa cómo el nivel 4s se solapa con el 3d, pues su energía es menor.

El modelo de Bohr supone que los electrones "orbitan" en torno al núcleo en órbitas circulares, lo cual se demostró que no era cierto, ya que al aplicar un campo magnético se observaba cómo existían distintos comportamientos dentro de un mismo subnivel.

 

Las teorías modernas, basadas en la mecánica cuántica ya no hablan de órbitas, sino de orbitales, que son las regiones del espacio en las que existe mayor probabilidad de encontrar un electrón situado en un subnivel de energía dado.

 

La forma de estos orbitales depende del número cuántico secundario l, tomando distintas formas y orientaciones en el espacio según sea su valor. En la imagen puedes observar la distribución de los distintos orbitales para un átomo de hidrógeno.

 

Una consecuencia de esta teoría es que no todos los subniveles tienen el mismo número de orbitales, sino que es función de su número cuántico secundario.

 

Concretamente, cada subnivel tiene (2·l+1) orbitales. Así:

• Un subnivel s (l = 0) tiene 1 único orbital
• Un subnivel p (l = 1) tiene 3 orbitales
• Un subnivel d (l = 2) tiene 5 orbitales
• Un subnivel f (l = 3) tiene 7 orbitales

EL ÁTOMO DE HIDROGENO

El átomo de hidrógeno es el átomo más simple que existe y el único que admite una solución analítica exacta desde el punto de vista de la mecánica cuántica. El átomo de hidrógeno, es conocido también como átomo monoelectrónico, debido a que está formado por un protón que se encuentra en el núcleo del átomo y que contiene más del 99% de la masa del átomo, y un sólo electrón que "orbita" alrededor de dicho núcleo.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

La configuración electrónica nos indica en qué niveles y subniveles de energía se encuentran los electrones de un átomo.

El diagrama de Moeller es una regla muy simple y útil para recordar el orden de llenado de los diferentes niveles y subniveles de energía del átomo. Sólo hay que seguir el orden marcado por las flechas

Ejemplo:

DIAGRAMADO DE ESTRUCTURAS ATOMICAS

REPRESENTACIÓN PUNTUAL DE LEWIS PARA LOS ELECTRONES

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece

  

REGLA DEL OCTETO

La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (ultima capa de la electrosfera).

La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones.

Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia.

  

ENERGÍA DE IONIZACIÓN Y AFINIDAD ELECTRÓNICA

Energía de ionización: es la energía que se debe aplicar a un átomo neutro en su estado fundamental para extraerle su electrón más débilmente ligado. Abreviadamente se denota como

Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento de las energías de ionización de la T.P.de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad, contracción del tamaño atómico y aumento del número de electrones de la capa de valencia. La causa de esto es que la carga nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas energías de ionización. Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en función de las especificidades de las configuraciones electrónicas.
Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera E.I. que se infieren por el bloque y puesto del elemento en la T.P.:

• Los elementos alcalinos, grupo1, son los que tienen menor energía de ionización en relación a los restantes de sus periodos.Ello es por sus configuraciones electrónicas más externas ns¹, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo,ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el núcleo y el electrón considerado.
• En los elementos alcalinotérreos, grupo2, convergen dos aspectos carga nuclear efectiva mayor y configuración externa ns²de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen mayores energías de ionización que sus antecesores.
• Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la T.P., los gases nobles, son los que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta simetría cuántica.
• Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles.

Afinidad electrónica:

La afinidad electrónica () es el cambio energético que ocurre cuando un átomo capta un electrón para convertirse en un anión. Es por ello el fenómeno opuesto a la ionización electrónica.

Así mientras que las energía de ionización son siempre positivas, debido a que una energía debe ser suministrada para extraer el electrón, las afinidades electrónicas son generalmente positivas debido a que la energía es liberada cuando a un átomo neutro se le añade un electrón.

La electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto pantalla no es potente o cuando decrece el número atómico. Visto de otra manera: aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo hace la electronegatividad. En la tabla periódica tradicional no es posible encontrar esta información.

Los elementos del bloque p, y en concreto los del grupo 17, son los que tienen las mayores afinidades electrónicas, mientras que los átomos con configuraciones externas s² (Be, Mg, Zn), s²p⁶ (Ne, Ar, Kr) junto con los que tienen semilleno el conjunto de orbitales p (N, P, As) son los de más baja AE. Esto último demuestra la estabilidad cuántica de estas estructuras electrónicas que no admiten ser perturbadas de forma fácil. Los elementos que presentan mayores A.E. son el flúor y sus vecinos más próximos O, S, Se, Cl y Br -aumento destacado de la carga nuclear efectiva que se define en esta zona de la T.P.-, salvo los gases nobles que tienen estructura electrónica cerrada de alta estabilidad y cada electrón que se les inserte debe ser colocado en una capa superior vacía.

Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la A.E. que se infieren por el puesto y zona del elemento en la T.P.:

• Los elementos situados en la parte derecha de la T.P., bloque p, son los de afinidades electrónicas favorables,manifestando su carácter claramente no metálico.
• Las afinidades electrónicas más elevadas son para los elementos del grupo 17, seguidos por los del grupo 16.
• Es sorprendente que el flúor tenga menor afinidad que el cloro, pero al colocar un electrón en el F, un átomo más pequeño que el Cl, se deben vencer fuerzas repulsivas entre los electrones de la capa de valencia. A partir del cloro la tendencia es la esperada en función de la mayor distancia de los electrones exteriores al núcleo.
• El nitrógeno tiene una afinidad electrónica muy por debajo de sus elementos vecinos, tanto del periodo como de su grupo, lo que es debido a su capa de valencia semillena que es muy estable.
• Los restantes elementos del grupo 15 si presentan afinidades electrónicas más favorables, a pesar de la estabilidad de la capa semillena, porque el aumento del tamaño hace que esa capa exterior esté separada del núcleo por otras intermedias.

 

ELECTRONES DE VALENCIA

Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía del átomo, siendo estos los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma. Los electrones en los niveles de energía externos son aquellos que serán utilizados en la formación de compuestos y a los cuales se les denomina como electrones de valencia.

Estos electrones, conocidos como "electrones de valencia", son los que presentan la facilidad de formar enlaces. Estos enlaces pueden darse de diferente manera, ya sea por intercambio de estos electrones, por compartición de pares entre los átomos en cuestión o por el tipo de interacción que se presenta en el enlace metálico, que consiste en un "traslape" de bandas. Según sea el número de estos electrones, será el número de enlaces que puede formar cada átomo con otro u otros.

Sólo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo cercano. Por lo general, los electrones del interior son afectados en menor medida y tampoco los electrones en las subcapas d llenas y en las f, porque están en el interior del átomo y no en la superficie.

La valencia de un elemento es el número de electrones que necesita o que le sobra para tener completo su último nivel. La valencia de los gases nobles, por tanto, será cero, ya que tienen completo el último nivel. En el caso del sodio, la valencia es 1, ya que tiene un solo electrón de valencia, si pierde un electrón se queda con el último nivel completo.

ENLACES QUÍMICOS

Un enlace químico es la fuerza que existe entre dos o más átomos, esta fuerza es justamente lo que mantiene unidos a ambos átomos para formar las moléculas, pero es importante saber que, para enlazarse entre sí, los átomos deben ceder, aceptar o compartir electrones.

Son justamente los electrones de valencia los que determinarán el tipo de enlace químico que unirá a la molécula, es decir que, según los electrones de valencia podremos saber de qué forma se unirá un átomo a otro, y qué características tendrá dicho enlace.

Estos a su vez se clasifican en: enlaces iónicos y enlaces covalentes.

ENLACES IÓNICOS

Es la transferencia de electrones de un átomo a otro, para así cumplir con la ley del  octeto, es decir que el elemento en su última capa tenga 8 electrones, el  átomo que cede electrones se convierte en catión, es decir se carga positivamente, y el átomo que recibe electrones se convierte en anión, cargándose negativamente.

Para determinar los enlaces iónicos, debemos verificar las electronegatividades de cada uno de los elementos, si al restarlos esta nos da un resultado de 1,7 en adelante, entonces se trata de un enlace iónico.

 Ejemplos:

Yoduro de cesio

I + Cs

2,5-0,7=1,8

Floruro de magnesio

F + M

4,0 – 1,2=2,8

                  

ENLACES COVALENTES

Cuando dos o más átomos se unen en busca de aproximarse a un octeto estable, estos comparten los electrones de su último nivel porque la diferencia de electronegatividad no es suficiente para que uno ceda y el otro acepte.

 

La electronegatividad de estos tipos de enlaces, al restarlos deberá de ser desde 0 hasta 1,6.

Los enlaces covalentes se clasifican en:

Enlaces covalentes  polares: su diferencia de electronegatividad es de 0,5 a 1,6.

Ejemplos:

Teluro de estroncio.

Te  + Sr

2,1 - 1,1 = 1,1

Enlaces covalentes apolares: la diferencia de electronegatividad es de 0,5 a 0.

Ejemplo:

Cloro molecular

Cl + Cl

3,0 – 3,0= 0

IONES POLIATÓMICOS

Un ion poliatómico, también conocido como ion molecular, es un ion compuesto por dos o más átomos covalentemente enlazados o de un complejo metálico que puede considerarse como una sola unidad en el contexto de química de ácidos y bases o en la formación de sales.

Estos iones también se definen como una especie química, ya sea un átomo o una molécula respectivamente con su cargada eléctrica. Esto se debe a que ha ganado o perdido electrones en una reacción química. Los iones cargados negativamente producidos por la ganancia de electrones son aniones, y los cargados positivamente como consecuencia de la pérdida de electrones, son cationes.

ENLACES METÁLICOS

Se produce cuando se combinan metales entre sí. Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas noble. En este caso, los metales pierden los electrones de valencia y se forma una nube de electrones entre los núcleos positivos.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS:

Iónicos:

• Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y funden a temperaturas elevadas.
• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos. Al introducir dos electrodos, uno positivo y otro negativo, en una disolución iónica, se crea un flujo de electrones al ser repelidos por el ánodo y atraídos por el cátodo (y viceversa para los cationes). Este fenómeno se denomina conductividad iónica.
• Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones.
• Son duros y quebradizos.
• Ofrecen mucha resistencia a la dilatación. Porque esta supone un debilitamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas.
• Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrolitos)

Covalentes:

• Pueden presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos, por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
• Son solubles en solventes apolares.
• Son malos conductores del calor y la electricidad.

Metálicos:

·         Alta conductividad térmica y eléctrica, los electrones pueden moverse con libertad por la nube electrónica.

·         Son dúctiles (factibles de hilar) y maleables (factibles de hacer láminas), su deformación no implica una rotura de enlaces ni una aproximación de iones de igual carga, como ocurría en los compuestos iónicos por ejemplo.

·         Los puntos de fusión son moderadamente altos, la estabilidad de la red positiva circundada por la nube de electrones es alta.

·         Son difícilmente solubles en cualquier disolvente.

FUERZAS DE ATRACCIÓN INTERMOLECULAR

Actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.v