Tema: Sistema periódico y enlace. - hiciencias

Tema: Sistema periódico
y enlace.
0. Índice
1. La constitución del átomo
2. El átomo cuantizado
3. Primeros modelos
4. Modelo de Böhr
5. Modelo actual (modelo mecanocuántico)
6. Distribución de los electrones
7. Configuración electrónica
8. Energía de los orbitales
9. Orbitales de valencia
10. Sistema periódico
11. Propiedades periódicas
12. Enlaces. Tipos
13. Enlace iónico
14. Enlace covalente
15. Enlace metálico
16. Tipos sustancias
Eric Calvo Lorente
4ºESO
1. Recordando el átomo. Primeros
Modelos.
Los intentos por llegar a comprender la estructura del átomo dieron lugar a los
diferentes modelos atómicos. Dejando muy lejos la idea del átomo como indivisible, los
diferentes modelos intentaron interpretar la disposición de las diferentes partículas
subatómicas.
El modelo de Thomson suponía que los electrones
estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro. Es el llamado “modelo del pastel
de pasas”.
El experimento de Rutherford condujo a una interpretación completamente
diferente. En 1911, propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirió que el
átomo consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente
en el centro (o núcleo) del átomo, rodeado de un
remolino de electrones. El átomo se parecía a un
pequeño sistema solar con el núcleo cargado
positivamente siempre en el centro y con los
electrones girando alrededor del núcleo.
El descubrimiento del neutrón (Chadwick,
1932) no modificó la estructura propuesta por
Rutherford. Esta nueva partícula se encontraría, junto
a los protones, en el núcleo atómico.
Las características de carga y masa de estas partículas se resume en la siguiente
tabla:
Protón
Masa
Carga
-27
1´673.10
-19
1´6.10
Neutrón
-27
Kg
1´675.10
C
0
Kg
Electrón
-31
9´11. 10 Kg
-19
-1´6.10 C
En la actualidad sabemos que tanto protones como neutrones están formados
por unas partículas más pequeñas denominadas quarks.
Apéndice. Representación de los átomos.
La notación por la que se representan los átomos es:



X≡ Símbolo del elemento
Z≡ Número Atómico (número de protones)
A≡ Número Másico (protones + neutrones)
(Para el caso átomos neutros, el número de electrones COINCIDIRÁ con Z; no así si se trata de
iones).
El número atómico determina el tipo de elemento químico. Es decir, todos los átomos de un
mismo elemento químico tienen igual Z. Sin embargo, no todos tienen igual A. En este sentido, se
denominan ISÓTOPOS, a aquellos átomos de un mismo elemento (con igual Z) que poseen
distinto número de neutrones (por tanto, distinto A).
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4ºESO
2. Modelo de
Böhr.
A pesar de constituir un gran avance y de predecir
hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba
graves inconvenientes, entre ellos, contradecir las leyes
electromagnéticas según las cuales, una partícula cargada,
cuando posee aceleración, emite energía electromagnética. Si
esto fuese así, todos los electrones acabarían “cayendo hacia
el núcleo”.
El físico danés Neils Böhr (el primer
modelo de un átomo basado en la
CUANTIZACIÓN de la energía. Superó las dificultades
del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que el
electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la
energía, sino que se situaba en unos estados (estacionarios)
de movimiento que tenían una energía fija. Esta idea de
“sólo determinadas órbitas” es lo que define el concepto CUANTIZACIÓN.
Según propone en su modelo, los electrones se dispondrían en orden de energía
creciente (de menor a mayor) en capas o niveles de energía, considerando que:




En el NIVEL 1 de energía tendrían cabida 2 electrones como máximo.
En el NIVEL 2, el número máximo de electrones serían 8.
En el NIVEL 3, el número máximo de electrones serían 18.
El NIVEL 4 contendría un máximo de 32 electrones, …..
Además, a medida que aumentan los niveles, aumenta la energía de estos, lo que se
traduce en una mayor lejanía al núcleo. Así, el primer nivel sería el más próximo al
núcleo.
3. Modelo actual
(modelo mecanocuántico).
Pero tampoco el modelo de Böhr respondía a todos los interrogantes que fueron
apareciendo (por ejemplo, la existencia de subniveles de energía). Surgieron así
diferentes modelos, todos ellos variaciones del propuesto por Böhr, para intentar
dar respuesta a dichas cuestiones.
Por otro lado, científicos excepcionales aparecen en escena: Werner Heisenberg,
Erwin Schrödinger, Paul Dirac , entre otros.
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4ºESO
Con el trabajo de estos científicos nace la Teoría Cuántica. Esta complejísima
teoría conduce a un concepto completamente novedoso, el de ORBITAL,
Ampliación
Ampliación
Ampliación
Ampliación
Se llama ORBITAL a la región del espacio (alrededor de un
núcleo) en la que la probabilidad de hallar a un electrón es
máxima (99% o incluso más)
Eric Calvo Lorente

El número cuántico principal n puede tomar valores enteros que van de uno a
infinito (n = 1,2,3,4.....). Se relaciona con la energía del orbital. Los electrones
que ocupan los orbitales de número cuántico principal más alto tienen una
energía mayor. El electrón que ocupa un orbital con n=2 tiene una energía
mayor que el electrón que ocupa un orbital con n=1. El tamaño del orbital
también está asociado al valor de n. A mayor valor de n, mayor será el orbital.

El segundo número cuántico L, es el número cuántico acimutal y puede asumir
valores que van desde 0 hasta (n – 1). A los números L se le asigna una letra: 0
= s, 1 = p, 2 = d y 3 = f. El número cuántico acimutal se refiere al subnivel
energético donde se encuentra el electrón. Describe además la geometría del
orbital.

Los orbitales de un subnivel se distinguen uno del otro, por un tercer número
cuántico m. Es el número cuántico magnético y puede asumir valores que van
desde - L hasta + L. Por ejemplo, para un subnivel d donde L=2, los valores que
puede asumir m son -2,-1, 0, +1, +2. El número cuántico magnético específica
la orientación del orbital en el espacio. En un subnivel d hay cinco orbitales,
estos son cinco posibles orientaciones al interactuar con un campo magnético.
Los mismos interactúan de maneras diferentes con el campo magnético debido
a que los orbitales de un subnivel apuntan hacia diferentes direcciones.
Orbitales con igual número cuántico acimutal pero distinto número cuántico
magnético se llaman equivalentes.

El cuarto número cuántico s, es el número cuántico del espín o giro del electrón
y éste sólo puede asumir dos valores: +1/2 y -1/2.
La tabla adjunta resume los valores que pueden asumir los cuatro números
cuánticos de un electrón de acuerdo al nivel energético donde se encuentra
(para los primeros tres niveles de energía).
A partir de ella podemos observar cómo el nivel
1 posee uno sólo orbital (tipo s);
el nivel 2 contiene 4 orbitales (uno tipo s y
3 tipo p), y el nivel 3, 10 orbitales (uno tipo s,
tres tipo p y cinco tipo d).
Aunque no puede observarse en la tabla, el nivel
4 posee uno orbital tipo s, tres orbitales tipo p,
cinco orbitales tipo d, y siete orbitales tipo f
4ºESO
La geometría de los orbitales se muestra en las figuras siguientes:
Eric Calvo Lorente
4ºESO
4. Distribución de los electrones.
4.1 Configuración electrónica.
La configuración electrónica de un elemento hace alusión a la distribución y
ordenación de sus electrones en los diferentes orbitales en las capas principales y
subcapas.
Tal distribución de electrones en los orbitales viene dada por una serie de reglas:
Los electrones se distribuyen de modo que
la energía del átomo sea la mínima. Salvo
para contadas excepciones, el orden de
llenado de los orbitales viene dado por el
DIAGRAMA DE MÖELLLER.
Dos electrones de un mismo átomo
no pueden tener los cuatro números
cuánticos iguales. Esta regla se conoce
como PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE
PAULI
En el caso en el que existan orbitales
degenerados, los electrones se dispondrán
lo más desapareados posible. Esta es la
REGLA DE MÁXIMA
MULTIPLICIDAD DE HUND.
Para escribir las configuraciones electrónicas
se usa el PRINCIPIO AUFBAU, palabra alemana que quiere decir "construcción
progresiva". Existen tres formas de
mostrar las configuraciones
electrónicas:
a) Notación spdf condensada
b) Notación spdf expandida
c) Diagrama de orbitales
La configuración electrónica de
los elementos se rige según el
DIAGRAMA DE MOELLER.
Siguiendo estas reglas se establece la configuración electrónica de cualquier elemento.
Veamos algún ejemplo:
Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica del estaño, que tiene
50 electrones. Por la regla de Aufbau, el orden de energía de los orbitales es el indicado en
la tabla de la izquierda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, etc. Como hay 1 orbital
s, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6
electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f.
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Siguiendo esta regla debemos colocar los 50 electrones del átomo de estaño:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2
Las siguiente página puede ser útil a la hora de comprobar las configuraciones de los elementos de la
tabla periódica:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/at
omo/celectron.htm
Además, puedes visitar el siguiente enlace,

http://algodeconfiguracioneselectronicas.wikispaces.com/
4.2 Energía de
los orbitales.
La disposición de los electrones se lleva a cabo de manera que se van completando
los orbitales en orden creciente de energía,
como hemos visto en el epígrafe anterior.
La figura nos muestra el orden
energético. Vemos, en primer lugar, que
el orden energético de los orbitales no se
corresponde exactamente con el orden de
los niveles (ver 4s y 3d). Las razones son
debidas a la existencia de
apantallamientos de determinados
niveles.
Por otro lado, resulta importante
hacer reseñar que todos los orbitales de
del mismo tipo de un determinado nivel
tienen la misma energía, por lo que un
electrón podrá colocarse en cualquiera de
ellos (por ejemplo, los 3 orbitales p o los 5 orbitales d).
4.3 Orbitales
de valencia.
Se denominan así a los orbitales del último nivel electrónico, y son los responsables
de las propiedades químicas de los elementos.
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Los gases nobles tienen una escasísima reactividad, son muy estables. Ello es debido
a que TODOS poseen su capa de valencia completa (ns2np6).
En el resto de los elementos químicos, la capa de valencia está incompleta. La
reactividad (comportamiento químico) de los elementos es consecuencia de su tendencia a
completar su capa de valencia; es decir, a tener la misma configuración que el gas noble
más cercano.
En este sentido, se denomina VALENCIA de un
elemento químico al número de electrones que debe perder,
compartir o ganar para completar su último nivel
10.Sistema periódico.
10.1 Un Poco de Historia.
La evolución de la tabla periódica, desde la primera ordenación de los elementos, ha
tenido lugar a lo largo de más de un siglo de historia y ha ido pareja al desarrollo de la
ciencia. Aunque los primeros elementos conocidos, como el oro, el hierro se conocían
desde antes de Cristo (recuérdese que el hierro, por su importancia en la evolución de la
humanidad ha dado nombre a una época), todavía hoy se investiga la posible existencia de
elementos nuevos para añadir a la tabla periódica.
En 1830 se conocían ya 55 elementos diferentes, cuyas propiedades físicas y químicas
variaban extensamente. Fue entonces cuando los químicos empezaron a interesarse
realmente por el número de elementos existentes. Preocupaba saber cuántos elementos
diferentes existían y a qué se debía la variación en sus propiedades.
Fue en 1829 cuando el químico alemán Döbereiner realizó el
primer intento de establecer una ordenación en los elementos químicos,
haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos cloro,
bromo e iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por
otro. Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre
estos era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron también
observadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario.
Hacia 1862, el francés Chancourtois estableció su tornillo telúrico
(o anillo telúrico, o hélice telúrica), por la cual los elementos se iban
colocando sobre una línea que ascendía con un ángulo de 45 grados por
la superficie curva de un cilindro. Los elementos que coincidían sobre
una generatriz (la línea recta perpendicular a las bases) tenían
propiedades físicas y químicas similares. Además, estas propiedades se
repetían cada dieciséis unidades de peso atómico, lo que hizo que
Chancourtois pensase que las propiedades de los elementos están ligadas
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con las propiedades de los números
En 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante,
Newlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los
elementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlos en
columnas verticales de siete elementos cada una, observó que en
muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con
propiedades similares y que presentaban una variación regular. Esta
ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas,
ya que el octavo elemento da comienzo a una nueva columna.
Más acertado estuvo otro químico, Meyer, cuando al estudiar
los volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al
peso atómico observó la aparición en el gráfico de una serie de
ondas.
En 1869, utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de
su peso atómico, Mendeleiev presentó su trabajo en forma de
tabla en la que los periodos se rellenaban de acuerdo con las
valencias de los elementos. Esta ordenación daba de nuevo
lugar a otros grupos de elementos en los que coincidían
elementos de propiedades químicas similares y con una
variación regular en sus propiedades físicas. Además,
observando la existencia de huecos en su tabla, Mendeliev
dedujo que debían existir elementos que aún no se habían
descubierto y además adelanto las propiedades que debían
tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla. Años más
tarde, aparecieron los que había predicho Mendeleiev.
En 1913 Moseley ordenó los
elementos de la tabla periódica
usando como criterio de
clasificación el número atómico.
Enunció la “ley periódica”: "Si los
elementos se colocan según
aumenta su número atómico, se
observa una variación periódica de
sus propiedades físicas y
químicas".
A partir de entonces la
clasificación periódica de los
elementos siguió ese criterio, pues
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en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una relación
directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo (configuración electrónica) y
su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química.
Se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales que
reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas
horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y
séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.
Los grupos con mayor número de elementos,
los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos principales, los grupos
del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición y los elementos que
aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna. Los elementos de la
primera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras,
mientras que los de la segunda fila son actínidos.
Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el
uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecio
y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido
obtenidos por el hombre.
El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta de
dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ocho
elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque
debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3
de ellos y de otros muchos no se conocen sus propiedades.
El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de
distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración
especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de
valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s
y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración
electrónica en su capa de valencia (). Así, conocida la configuración electrónica de un
elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la
tabla sabemos su configuración electrónica.
El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente en el
grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s1” y “s2” respectivamente.
Bloque Grupo Nombres
1 Alcalinos
s
2 Alcalino-térreos
13 Térreos
14 Carbonoideos
15 Nitrogenoideos
p
16 Anfígenos
17 Halógenos
18 Gases nobles
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Config. Electrón.
n s1
n s2
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
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3-12 Elementos de transición
n s2(n–1)d1-10
El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
d
f
()Electrones de valencia.- Son los electrones de la última capa de cada elemento,
específicamente los menos atraídos de dicha capa y, por lo tanto, los más disponibles
para interactuar con otras partículas. El número de electrones de valencia de un
elemento se puede determinar fácilmente a partir del lugar que ocupa dicho elemento
en la tabla periódica. El número de electrones de valencia de cada elemento coincide
con el número de casillas.
La valencia de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse
con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se define como el número de átomos de
hidrógeno que pueden unirse o ser sustituidos por un átomo del correspondiente elemento.
10.2 Propiedades periódicas.
Son aquellas propiedades de los elementos químicos que
varían regularmente en función de la posición del elemento
en la tabla periódica.
Vamos a destacar dos de ellas: el radio atómico y el carácter metálico.
a) El radio atómico. Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable
más alejado del mismo. Se define como la mitad de la distancia existente entre
los centros de dos átomos enlazados (dependiendo de ese enlace podremos
hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals).
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Como vemos, aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla
periódica. La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de
atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de
cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que
se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de
modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el
mismo, el radio disminuye.
b) Carácter metálico. La estabilidad y prácticamente nula reactividad de los gases
nobles se debe a que poseen su capa de valencia completa (ns2np6), a excepción
del helio (1s2).
El resto de los elementos de la tabla intentan, mediante enlaces, adquirir esa
configuración. Para ello, tenderán a perder o ganar electrones. En función de
esta característica, se define el carácter metálico/ no metálico de los
elementos:


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Los elementos metálicos
tienden a perder electrones
para alcanzar la
configuración de gas noble.
Para ello se convierten en
cationes
Los elementos no metálicos
tienden a ganar electrones
para alcanzar la
configuración de gas noble.
Se convierten, pues, en
aniones.
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11. Enlaces.Tipos.
Ya hemos comentado que la forma en la que los elementos químicos logran la
estabilidad es adquiriendo configuración de gas noble. Para ello tratarán de ganar, perder
o compartir electrones, estableciendo enlaces químicos. Las fuerzas que mantienen
unidos los átomos son :de naturaleza eléctrica.
En función del modo en el que se enlazan los átomos, se diferencian tres tipos de
enlaces: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.
11.1 Enlace iónico.
Entre METAL y NO METAL, de modo que el primero se convierte en catión y el
segundo en anión. El resultado es una atracción electrostática entre ellos, de manera que
el conjunto mantenga la electroneutralidad.
Ejemplo1:
Na (Z=11): 1s22s22p63s1 → Na+: 1s22s22p6
Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5→Cl -: 1s22s22p63s23p6
→ NaCl
Ejemplo2:
Ca (Z=20): 1s22s22p63s23p64s2 → Ca2+: 1s22s22p63p6
Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5→Cl -: 1s22s22p63s23p6
→ CaCl2
Respecto a la fórmula del compuesto iónico, esta nos da ÚNICAMENTE
proporción entre átomos, ya que la sustancia iónica formada no es una molécula sino un
sólido cristalino, formado por un número elevadísimo de átomos.
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11.2 Enlace covalente.
Se produce entre NO METALES. En este caso, los átomos comparten los
electrones, de manera que estos pertenecen a los dos núcleos.
Gilbert Lewis propuso representar
los enlaces usando los símbolos de los
elementos acompañados con unos
puntos alrededor en un número igual al
de electrones de valencia. Los enlaces se
simbolizarían mediante guiones, y
representarían al par de electrones
compartidos.
En el caso del agua:
Otros ejemplos:
H
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C
C
H
H-CC-H
4ºESO
11.3 Enlace metálico.
Es el que se produce entre
ELEMENTOS METÁLICOS.
En este tipo de enlace químico los átomos
de los metales se encuentran enlazados entre
sí. Se trata de una unión entre núcleos
atómicos (iones positivos), y, por otro, sus
electrones de valencia, que se agrupan
alrededor de éstos como una nube átomos. Los
núcleos se encuentran muy cercanos unos a otros, lo
que produce estructuras muy compactas.
12. Tipos sustancias.
En función del tipo de enlace que las conformen, las sustancias pueden clasificarse
en ÁTOMOS AISLADOS, SUSTANCIAS MOLECULARES o CRISTALES.
12.1 Átomos aislados.
Los únicos elementos que no forman enlaces son los GASES NOBLES. Puesto
que poseen su capa de valencia completa no necesitan formar uniones con otros átomos.
Son, pues, gases a temperatura ambiente.
12.2 Sustancias moleculares.
Son sustancias constituidas por moléculas. Recordemos que una molécula es un
conjunto de átomos unidos por medio de enlaces covalentes. Se define como la estructura
más pequeña de una sustancia que conserva sus características químicas.
El estado de agregación de estas sustancias
depende de las atracciones entre moléculas. En el caso
en el que estas atracciones sean débiles, la sustancia será
gaseosa (O2, O3, N2, CO2,…). Si estas uniones son algo
más fuertes darán lugar a sustancias líquidas (Br2, H2O) o
sólidas (I2). En cualquier caso, tanto si se trata de
líquidos como si se trata de sólidos, las uniones entre
moléculas son mucho más débiles que las existentes
entre átomos.
Las sustancias covalentes serán, bien gaseosas, bien líquidas (con bajo punto de
ebullición), o bien sólidas, con bajos puntos de fusión y ebullición. Al estar los electrones
localizados entre los átomos, no serán buenos conductores de la electricidad. Tampoco
conducen bien el calor. Además, los sólidos son blandos y quebradizos. No se disuelven
en agua.
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12.3 Cristales..
Se denomina cristal a todo sólido constituido por partículas que se hayan
ordenadas en las tres direcciones del espacio.
En función del tipo de partícula que se ordena, distinguimos varios tipos de
cristal:
 CRISTAL IÓNICO:
Las partículas que constituyen el cristal son iones. La
disposición es tal que cada ión se rodea de un determinado
número de iones de signo contrario, teniendo en cuenta la
electroneutralidad del conjunto.
Este tipo de sustancias son sólidos con elevados puntos de
fusión y ebullición. Conducen mal la electricidad, salvo si se
encuentran disueltos o fundidos. Son duros pero frágiles (quebradizos).

CRISTAL COVALENTE:
En este caso, las partículas que conforman el cristal son átomos (no metálicos)
unidos mediante enlaces covalentes. Los enlaces son fuertes, y los electrones muy
localizados. El resultado es un sólido mal conductor de la electricidad, duro y con
puntos de fusión y ebullición elevados.

Eric Calvo Lorente
CRISTAL METÁLICO:
Las partículas que se ordenan son los núcleos de los átomos. Cada uno de ellos
cede al conjunto electrones de la capa
de valencia. El resultado ya se ha
comentado anteriormente: se trata de
una red de cationes entre los que se
dispone una nube de electrones.
Como consecuencia de ellos, los
electrones se mueven libremente por
toda la red. La consecuencia es la
buena conductividad de este tipo de
sustancias. Además, puesto que las
uniones son fuertes, este tipo de
sustancias tendrán, por lo general,
altos puntos de fusión y ebullición.
Por otro lado, a diferencia de los
cristales iónicos, estos son maleables (separarse en láminas) y dúctiles (pueden
estirarse en hilos).
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