lunes, 3 de junio de 2013

Redes cristalinas
En geometría y cristalografía las redes de Bravais son una disposición infinita de puntos discretos cuya estructura es invariante bajo cierto grupo de traslaciones. En la mayoría de casos también se da una invariancia bajo rotaciones o simetría rotacional. Estas propiedades hacen que desde todos los nodos de una red de Bravais se tenga la misma perspectiva de la red. Se dice entonces que los puntos de una red de Bravais son equivalentes.
Mediante teoría de grupos se ha demostrado que sólo existe una única red de Bravais unidimensional, 5 redes bidimensionales y 14 modelos distintos de redes tridimensionales.
La red unidimensional es elemental siendo ésta una simple secuencia de nodos equidistantes entre sí. En dos o tres dimensiones las cosas se complican más y la variabilidad de formas obliga a definir ciertas estructuras patrón para trabajar cómodamente con las redes.
Para generar éstas normalmente se usa el concepto de celda primitiva. Las celdas unitarias, son paralelogramos (2D) o paralelepípedos (3D) que constituyen la menor subdivisión de una red cristalina que conserva las características generales de toda la retícula, de modo que por simple traslación de la misma, puede reconstruirse la red al completo en cualquier punto.

Las redes cristalinas se caracterizan fundamentalmente por un orden o periodicidad. 
La estructura interna de los cristales viene representada por la llamada celdilla unidad o elemental que es el menor conjunto de átomos que mantienen las mismas propiedades geométricas de la red y que al expandirse en las tres direcciones del espacio constituyen una red cristalina.
El tamaño de esta celdilla viene determinado por la longitud de sus tres aristas (a, b, c), y la forma por el valor de los ángulos entre dichas aristas (, , ).

Red cúbica centrada en el cuerpo (BCC)
La red representa un cubo cuyo parámetro es a, y los átomos están dispuestos en los vértices y en el centro del cubo.
DENSIDAD DE COMPACTACIÓN: 68%
ÍNDICE DE COORDINACIÓN: 8
EJEMPLOS: Fe, Mo, Na,
Red cúbica centrada en las caras (FCC)
La red tiene forma de cubo, de parámetro a, con 8 átomos en los vértices del cubo y 6 en los centros de cada una de las caras.
DENSIDAD DE COMPACTACIÓN: 74%
ÍNDICE DE COORDINACIÓN: 12
EJEMPLOS: Feγ, Ni, Co, Cu, Al, Ti
Red hexagonal compacta (HCP)
La red tiene forma de prisma recto cuya base es un hexaedro. Tiene dos parámetros, los lados de la base del prisma a y su altura c. Doce átomos están dispuestos en los vértices de la red, 2 átomos en el centro de la base y 3 átomos en el interior de la red.
DENSIDAD DE COMPACTACIÓN: 74%
ÍNDICE DE COORDINACIÓN: 12
EJEMPLOS: Ti, Co, Cd, Mg,

Formación de un compuesto iónico

Formación de un compuesto iónico
El fluroruro de litio (LiF) es un compuesto iónico. Al estar compuesto por litio y flúor, estos elementos se han tenido que combinar para formarlo. Analicemos cada elemento por separado:
Li, elemento del grupo 1, tiene un electrón de valencia y tendencia a formar cationes (perdiendo un electrón). Si el litio pierde un electrón, adquiere la configuración electrónica del helio (gas noble), formando el catión Li+.
F, elemento del grupo 7, tiene siete electrones de valencia y tendencia a formar aniones (ganando un electrón). Si el flúor gana un electrón, adquiere la configuración electrónica del neón (gas noble), formando el anión F-.

Por tanto, si entre ellos se combinan y el litio transfiere su electrón de valencia al flúor, ambos ganan una gran estabilidad. Se estará formando el compuesto iónico LiF, según la siguiente ecuación:

Observa la configuración electrónica de cada elemento después de la transferencia de electrones (lado derecho de la ecuación). Ambos elementos han alcanzado la configuración del gas noble más cercano.

Formación y propiedades de los compuestos iónicos.
a) Puntos de fusion y ebullicion elevados
b) Solidos duros y quebradizos
c) Baja conductividad electrica y termica al estado solido
Propiedades de las sustancias iónicas:
•Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
•Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
•Son solubles en disolventes polares como el agua.
•Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida
en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular ( distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario ), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.


Enlace iónico

Enlace iónico
El enlace iónico está presente en todos los compuestos iónicos, es decir, aquellos formados por la unión de un catión y un anión.
Recuerda que:
·         Forman cationes aquellos elementos con baja energía de ionización (izquierda de la tabla), principalmente los metales de los grupos 1 y 2 de la tabla periódica.
·         Por otro lado, los elementos con alta energía de ionización (no metales de la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones y, por tanto, forman con facilidad aniones, al ganar un electrón.

En consecuencia, el enlace iónico se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. El metal se vuelve catión, alcanzando la configuración de gas noble, y el no metal, aceptando electrones, completa su octeto, adquiriendo también una configuración más estable. La atracción entre catión y anión es una fuerza electrostática, denominada enlace iónico.

Teoría del Orbital Molecular

Teoría del Orbital Molecular

En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (OM), es un método para determinar el enlace químico en la que los electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula.1 En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψf del orbital molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos constituyentes χi, de acuerdo a la siguiente ecuación:1

Los coeficientes cij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de esta ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas atómicas y se utiliza en la química computacional. Una transformación unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teoría de los orbitales moleculares ha sido vista como competidor de la Teoría del Enlace de Valencia en los años 30', pero se descubrió después que los dos métodos están íntimamente relacionados y que cuando son extendidos son equivalentes.


Hibridación y Geometría molecular

Hibridación y Geometría molecular

Los orbitales s son no direccionales y los orbitales p están orientados 90º uno respecto al otro. Experimentalmente se encuentra que los ángulos de enlace en los compuestos orgánicos normalmente son próximos a 109º,120º o 180°.
Una forma de explicar esos enlaces es mediante la teoría de la repulsión de los pares de electrones   de la capa de valencia (RPECV): los pares de electrones se repelen unos de otros y los electrones y pares solitarios que se encuentran alrededor del átomo   central generalmente están separados formando un ángulo   la más grande posible

Orbitales Híbridos sp
Los orbitales atómicos pueden interaccionar para formar nuevos orbitales. Sea utilizado este principio para formar orbitales moleculares mediante la adición o sustracción de orbitales atómicos de átomos diferentes, pero se pueden también adicionar o sustraer orbitales pertenecientes al mismo átomo.
Los ángulos entre los orbitales p son todos de 90° pero pocos compuestos orgánicos   tienen ángulos de enlace de 90°, sus ángulos de enlace normalmente están próximos a 109°,120° o 180°.

Teorías del Enlace de Valencia

Teorías del Enlace de Valencia 

La Teoría del Enlace de Valencia fue la primera teoría, basada en la mecánica cuántica, que se desarrolló para explicar el enlace en las moléculas covalentes. Se puede considerar que expresa el concepto de Lewis del enlace en términos de las funciones de ondas. En 1927, Heitler y London propusieron un tratamiento mecano-cuántico para la molécula de hidrógeno, que fue posteriormente desarrollado por investigadores como Pauling y Slater, entre otros. Lo que aparece a continuación es un resumen del trabajo de Pauling y Coulson.
Como primera aproximación, considérense dos átomos de hidrógeno que se encuentran muy separados entre sí, a distancia infinita, de forma que no hay interacción posible entre ellos.

Variación de la energía frente a la distancia internuclear.


La función de onda Ψ representa un enlace σ (sigma). Este orbital presenta simetría cilíndrica alrededor del eje internuclear. La siguiente figura muestra la variación de la energía potencial para la molécula de H2 en función de la distancia internuclear. Esta curva presenta un mínimo que corresponde a la distancia de equilibrio (o de enlace) en esta molécula.
                                    
             Enlaces s y p para la molécula de N2                                       Enlace p


Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances

Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances

Normal

Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten".
Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo.
Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono.
Cada doblete de electrones (representado por el signo :) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura.
En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones.

Coordinado

Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados.

En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor.

Enlace Covalente

Enlace Covalente

Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel.1 La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficiente
De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales.
El enlace covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones para estabilizar la unión.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.
Enlace covalente polar hidrógeno y carbono: metano

Aplicaciones y limitaciones dela regla del octeto

Aplicaciones y limitaciones dela regla del octeto

Cuando se forman las uniones químicas entre átomos, cada uno de ellos adquiere la estructura electrónica del gas inerte más cercano, quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones, excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones. Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO
ESTRUCTURAS DE LEWIS
Las estructuras de Lewis pueden dibujarse para todos los elementos y componentes representativos de una molécula unidos mediante enlaces covalentes. Un enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten electrones los dos átomos del enlace son iguales o tienen electronegatividad similar, los electrones son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado no polar. Si los dos átomos tienen electronegatividad significativamente diferente, los electrones no son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado como polar. En un enlace polar, el elemento más electronegativo adquiere una carga parcial negativa, y el elemento menos electronegativo adquiere una carga parcial positiva. Las cargas parciales se denotan comúnmente con la letra griega " ".
Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar el enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción más fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis. Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método:
  1. Se colocan los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible.
  2. Se determina el nº de electrones disponibles en la capa externa de los átomos de la molécula. A
  3. Se calcula la capacidad total de electrones de las capas externas de todos los átomos de la molécula. N
  4. El nº total de electrones compartidos es S=N-A
  5. Se colocan los electrones S como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
  6. El resto de los electrones A-S se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.
Así lograríamos que todos los átomos unidos por enlaces covalentes tiendan a adquirir la estructura de los gases nobles, esta es la regla de Octeto.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de
 Lewis para el H2 y el O2.

Clasificación de los enlaces químicos.


Clasificación de los enlaces químicos

Sabemos que la manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.
Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electoralmente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.

Enlace iónico:

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.

  Átomo de sodio                               átomo de cloro

Un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. Gracias a esto se forma un compuesto químico simple.
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior(capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del Hidrógeno (H) que se llega al octeto con 2 electrones, el berilio (Be) con 4 ,el aluminio (Al) y el Boro (B) que se rodean de seis. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.                                                            
El sodio y el cloro uniéndose iónicamente para formar cloruro de sodio.

                      

Enlace covalente:
Los  enlaces covalentes son la fuerza que mantienen unidos entre si  los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica
-C, O, F, Cl…….) . Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel mas extremo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones mas que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por lo tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse  electrones entre si para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente molécula: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.   

                                                             Átomo de cloro

Enlaces Covalentes


Los enlaces covalentes se definen como la unión que se produce entre 2 átomos por la compartición de 2 o más electrones de su capa externa, con objeto de formar una molécula estable.
Un ejemplo claro es la molécula de Cloro, el cloro en estado natural se presenta como una molécula formada por 2 átomos de cloro, dichos átomos de cloro se encuentran unidos mediante un enlace covalente producido por la compartición de 2 electrones.

Durante este proceso 2 átomos se han unido para formar una molécula, obviando la teoría de los orbitales moleculares enlazantes / antienlazantes y con objeto de explicarlo de una manera sencilla, podemos decir que 2 orbitales atómicos (Cl + Cl) se unen para formar un nuevo orbital molecular (Cl2).
Los orbitales se definen como las regiones de los átomos o moléculas donde se encuentran los electrones.
Dentro de los enlaces covalentes nos encontramos con 2 tipos de enlaces covalentes que se pueden originar:

  • Enlace covalente polar
  • Enlace covalente apolar
Enlace covalente polar
Enlace covalente polar – Se origina cuando uno de los átomos dispone de mayor fuerza de atracción de los electrones hacia su núcleo, como resultado se origina una molécula con parte negativa y otra parte positiva (dipolo).
Los enlaces covalentes polares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos diferentes.
El grado de polaridad de la molécula resultante del enlace covalente, depende de la fuerza o atracción que atrae los electrones hacia un átomo, este concepto es definido mediante la electronegatividad.
Enlace covalente apolar
Enlace covalente apolar - Se produce cuando ambos átomos disponen de la misma fuerza de atracción de los electrones hacia su mismo núcleo.
Los enlaces covalentes apolares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos iguales o con el mismo grado de electronegatividad.
El concepto de molécula o material polar o apolar es de suma importancia para el estudio de los adhesivos, por lo general aquellas superficies que dispongan de moléculas o materiales polares serán buenas para realizar un pegado o adhesivado.

Enlace metálico
Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad,...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:


Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí.
Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de   que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo.
En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.
Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y tienen un punto de fusión alto.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y son maleables. 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. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidadductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con 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 des localizados. Esta es la razón por la cual se puede explicar un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.
Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes identificados.


Enlace metálico en el Cobre

Enlace metálico del cloro



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