Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Enlace Metálico


El enlace metálico es un concepto fundamental en química, que explica las propiedades y comportamientos de los metales. Los metales tienen propiedades únicas como la conductividad eléctrica, maleabilidad, ductilidad y apariencia lustrosa. Entender los enlaces metálicos nos ayuda a saber cómo interactúan los metales a nivel atómico para otorgarles estas propiedades. En el enlace metálico, los átomos en un metal contribuyen con sus electrones de valencia para formar un "mar" de electrones deslocalizados. Estos electrones se mueven libremente alrededor de una red de cationes metálicos, lo que facilita las propiedades únicas de los metales.

Modelo del mar de electrones

El modelo del mar de electrones es una forma común de describir el enlace metálico. En este modelo, los electrones de valencia de los átomos metálicos no están ligados a ningún átomo específico. En cambio, son libres de moverse a lo largo de la red metálica. Este "mar" de electrones a nivel atómico facilita la conductividad de los metales porque los electrones pueden moverse en respuesta a un campo eléctrico.

Para ilustrar el modelo del mar de electrones, considera un metal simple como el sodio (Na). Cada átomo de sodio dona su electrón más externo al mar de electrones. Esto le da al átomo de sodio su núcleo cargado positivamente (núcleo y electrones internos), conocido como un catión de sodio (Na +). Los electrones libres proporcionan un "pegamento" que mantiene unidos estos cationes.

Na ↔ Na + + e -

A continuación se muestra una representación visual básica de una fila de átomos metálicos y su grupo de electrones compartidos:

Na + Na + Na + Na + Na + Mar de Electrones

Propiedades de los enlaces metálicos

Conductividad eléctrica

Los electrones deslocalizados en los enlaces metálicos permiten a los metales conducir electricidad. Cuando se aplica una diferencia de potencial a un trozo de metal, los electrones pueden moverse de un lado a otro, provocando que fluya una corriente eléctrica. Por esta razón, metales como el cobre y el aluminio se usan en cables eléctricos.

Conductividad térmica

Los metales también son buenos conductores de calor. Los electrones libres pueden transportar energía térmica a través de la red metálica, permitiendo que el calor se transfiera rápidamente de áreas más calientes a más frías. Esta propiedad hace que los metales sean útiles para utensilios de cocina e intercambiadores de calor.

Maleabilidad y ductilidad

Debido a que los enlaces metálicos involucran un mar flexible de electrones, los átomos metálicos pueden deslizarse entre sí sin romper el enlace. Esto da a los metales la capacidad de ser martillados en láminas (maleabilidad) o estirados en hilos (ductilidad). Estas propiedades físicas se utilizan en una variedad de procesos de fabricación.

Brillo

El brillo de los metales, su apariencia brillante, se debe a la interacción de la luz con los electrones deslocalizados. Cuando la luz incide sobre la superficie de un metal, los electrones pueden absorber y reemitir luz, dando a los metales su brillo característico.

Fuerza del enlace metálico

La fuerza de un enlace metálico se ve afectada por varios factores, incluyendo el número de electrones deslocalizados, la carga de los cationes metálicos y el tamaño de los cationes. Por ejemplo, el magnesio (Mg) forma un enlace metálico más fuerte que el sodio porque tiene dos electrones de valencia que están deslocalizados en lugar de uno.

Mg ↔ Mg 2+ + 2e -

La mayor carga en el catión de magnesio aumenta la atracción electrostática entre los cationes y el mar de electrones, formando enlaces metálicos más fuertes que con metales monovalentes como el sodio.

Comparación con otros tipos de enlaces

Los enlaces metálicos son uno de los tres tipos principales de enlaces químicos, junto con los enlaces iónicos y covalentes.

Enlace iónico

Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales. Los metales pierden electrones para convertirse en cationes, mientras que los no metales ganan esos electrones para convertirse en aniones. La atracción electrostática entre estos iones cargados opuestamente forma enlaces iónicos. A diferencia de los enlaces metálicos, los compuestos iónicos suelen ser frágiles y no conductores en forma sólida, pero pueden conducir electricidad cuando se disuelven en agua.

Enlaces covalentes

La unión covalente implica la compartición de pares de electrones entre átomos, generalmente entre no metales. Esto puede llevar a la formación de moléculas. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno comparten electrones para formar una molécula de gas hidrógeno (H 2).

H: + :H ↔ H::H

Las sustancias covalentes pueden ser gases, líquidos o sólidos, con una conductividad que varía dependiendo de su estructura. Los metales, con sus enlaces metálicos, tienen propiedades diferentes, como se describió anteriormente.

Modelos de enlace metálico

Teoría de bandas

La teoría de bandas es un concepto avanzado utilizado para describir el enlace metálico a nivel cuántico. Surge de ideas que involucran la superposición de orbitales atómicos en la red metálica y la formación de bandas continuas de estados de energía. Los metales tienen bandas de conducción parcialmente llenas que permiten el movimiento libre de electrones, lo que contribuye a sus propiedades conductoras.

Banda de conducción Nivel de Fermi Banda de valencia

Modelo de electrones libres

El modelo de electrones libres simplifica el concepto del mar de electrones al tratar los electrones de valencia como un gas de electrones libres. Este modelo tiene en cuenta las propiedades de conducción y es útil para explicar el comportamiento básico del enlace metálico, pero no considera las interacciones electrón-electrón.

En resumen, el enlace metálico es un concepto versátil y esencial que explica por qué los metales exhiben ciertas propiedades. Comprender la naturaleza del mar de electrones y su efecto en las propiedades de los metales proporciona conocimientos fundamentales en metalurgia, ciencia de materiales y física del estado sólido. Ya sea considerando una aplicación práctica como el cableado eléctrico o el desarrollo de nuevas aleaciones, los principios del enlace metálico son invaluables tanto en la investigación como en la industria.


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