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Clasificación Geoquímica de los
Elementos, Modelo del Átomo,
Tabla periódica y propiedades
químicas, Enlaces Químicos.
Afinidad Geoquímica
• En el esquema de clasificación de Goldschmidt, los elementos son divididos de
acuerdo a como se fraccionan entre silicatos líquidos, sulfuros líquidos,
líquidos metálicos y fases gaseosas coexistentes.
Fase gaseosa
• De la fusión de un condrito resultan 3 líquidos inmiscibles
mas una fase vapor:
Atmofilos
H, He, N, gases noble
Silicatos Líquidos
Litofilos
Alcalinos, Alcalino Terros,
Halógenos, B, O, Al, Si, Sc,
Ti, V, Cr, Mn, Y, Zr, Nb,
Lantánidos, Hf, Ta, Th, U
Sulfuros Líquidos
Calcofilos
Cu, Zn, Ga, Ag, Cd, In, Hg,
Tl, As, S, Sb, Se, Pb, Bi, Te
Siderofilos
Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir,
Pt, Mo, Re, Au, C, P, Ge, Sn
Liquido metálico
• La distribución de los elementos entre núcleo y manto se asemeja al equilibrio
de partición entre metal liquido y silicatos confirmado en meteoritos ferrosos y
condriticos ( a alta P, sin una fase de sulfuro separada)
Afinidad Geoquímica y Electro Química
¿Que hace a un elemento siderófilo o litófilo?, Las categorías de Goldschmidt están bien
agrupadas en la tabla periódica tabla de los elementos:
IA
IIA
1
1
H
3
2
4
Li
11
3
Na Mg
20
4
K
37
6
IIIB IVB
22
21
Artificial
VB
23
38
40
39
Y
V
25
26
27
IB
28
29
VA
VIA VIIA VIIIA
He
5
6
IIB
30
C
14
Al
31
8
7
N
Si
32
O
16
15
P
F
S
Cl Ar
44
43
74
105
36
35
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
42
73
Ne
18
17
34
33
10
9
45
47
46
48
49
50
51
52
53
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
104
Fr Ra
75
76
77
78
106
108
107
79
80
82
81
83
84
54
I
Xe
85
86
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
109
Rf Db Sg Bh Hs Mt
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
89
Actínidos
VIIIB
IVA
2
B
Hf Ta W Re Os Ir
88
Lantánidos
IIIA
13
VIB VIIB
24
41
72
56
Cs Ba
87
7
Litófilo
Ca Sc Ti
Rb Sr
55
Siderófilo
Calcófilo
12
19
5
Be
Atmófilo
90
91
Ac Th Pa
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
103
Lr
El modelo básico del átomo
Núcleo = protones (+) + neutrones (neutral)
= Z (# Atómico)
El núcleo del átomo constituye la mayoría de la masa atómica.
Proporción de protones + neutrones es variable para un elemento
dado. La variación en el numero de neutrones conduce al concepto
de isótopo; mismo elemento con diferente numero of neutrones.
El peso atómico de un elemento es el promedio del peso de sus
isótopos AW (Peso Atómico)
Electrones (-) giran alrededor del átomo y dan el tamaño
(estadístico). Radio atómico el rango 0.5-2.5 Angstroms (1 x 10-9 m)
e- in special shells with particular energy levels quantized.
COMPONENTES DEL ATOMO
•
•
•
•
•
•
Z = Protones
N = neutrones
e = electrones
A = masa atómica (peso atómico)
A=Z+N
Representación simbólica de un elemento con sus componentes
A
Z
XN
12
6
C6
• La notación
indica que el átomo o
nuclido es un isótopo de carbón, su núcleo
contienen 6 protones, 6 neutrones y masa 12
ISOTOPOS
• Átomos del mismo elemento con el mismo
numero atómico, diferente numero de
neutrones y por lo tanto diferente masa
• Isótopo significa "mismo lugar“, lo que
indica que los isotopos de un mismo
elemento ocupan el mismo lugar en la
tabla periodica, debido a que tienen las
mismas propiedades quimicas
PESO ATOMICO
• El peso atómico de un elemento es la suma de los
productos individuales, resultado de la multiplicación de la
masa de cada isotopo por la respectiva abundancia de ese
isótopo
Isótopo
28
14
29
14
Si
Si
30
14
Si
Abundancia
92.23
Masa, amu
27.976927
4.67
28.976495
3.10
29.973770
28
14
Si  0.9223  27.976927  25.80312
29
14
Si  0.0467  28.976495  1.35320
30
14
Si  0.0310  29.973770  0.92918
Suma  28.08550
• EL peso atómico gramo de un elemento, es igual al peso atómico en
gamos
• Peso molecular gramo (peso formula gramo) de un compuesto es el
peso molecular (formula gramo) en gramos
• Al peso atómico gramo y al peso formula gramo también se les
conoce como mol. Esta es la unidad básica de masa de elementos
y compuestos en química.
• Una mol de un elemento o compuesto siempre contiene un numero
fijo de átomos o moléculas, al cual se le conoce como Numero de
Avogadro
• NA= 6.022045x1023
• Una mol es la cantidad de un sistema que contiene tantas
partículas elementales como la cantidad de átomos que hay en
0.012 kg de 12C
• Es decir 6.022045x1023 de átomos, moléculas, iones o cualquier
otra partícula especifica constituyen una mol
Peso atómico de un compuesto
•
•
•
•
•
BaSO4
P.A. Ba = 137.23
P.A. S = 32.06
P.A. O = 15.9994 x 4
P.A. BaSO4= 233.366
El peso equivalente-gramo de un ion el el peso atómico
gramo o el peso formula gramo dividido por su valencia
Niveles Principales de Energía
En nuestro modelo, el átomo tiene un núcleo cargado positivamente,
rodeado por nubes de electrones con diferentes niveles principales de energía.
El nivel principal de energía mas cercano al núcleo se le da el número 1 y
cada nivel de energía siguiente es enumerado con el siguiente entero
consecutivo.
El átomo más grande conocido (112 electrones), necesita sólo 7 niveles
principales de energía para acomodar a todos sus electrones. Al número de
nivel de energía principal se le da el símbolo n y se le llama el número
cuántico principal.
El nivel principal de energía más cercano al núcleo contiene menos
electrones que los siguientes niveles principales de energía. Cada nivel
principal de energía puede acomodar un máximo de electrones igual a
2n2. A partir de esto, podemos calcular que los primeros cuatro niveles
principales de energía pueden tener 2, 8, 18 y 32 electrones
respectivamente. Los últimos tres niveles de energía tienen 50, 72 y 98,
los cuales no están completamente llenos.
Estructura electrónica
•Shells and Subshells
•El mas interno
K
•(menor E)
L
–
M
(n = 1)2e
(n = 2)8e
s
s, p
(n = 3)
s, p, d
18e
•El mas externo
N
(n = 4)32e s, p, d, f
•(generalmente mayor E)
•Altos niveles de E de la mayoría de los átomos de los
elementos generalmente no están llenos lo cual conduce
a la inestabilidad y necesidad de enlazarse.
Electro Química y la Tabla Periódica
• ¿Que es la tabla periódica? Una grafica de la estructura de los electrones en átomos
neutros. Esta es una útil predicción del comportamiento químico debido a que solo los
electrones de los orbitales externos participan en las reacciones químicas comunes.
• La mecánica quántica describe los niveles de energía u orbitales que los electrones
pueden ocupar, cada uno descrito por cuatro números quánticos n, l, m, s
• Nivel de energía n, valor de cualquier entero +
• l, momento angular, se permiten valores de 0, 1, …, n–1
• m, momento magnético, se permiten valores –l, …, l
Niveles de
energía del
átomo de H
• s, el spin, es +1/2 or –1/2 para electrones
• La tabla periódica resulta de dos reglas mas. Un átomo neutro con Z protones también
tiene Z electrones y:
• El principio de exclusión de Pauling: dos electrones en el mismo átomo no
pueden tener el mismo set de números quánticos.
• El principio Aufbau: el estado estable de un átomo se alcanza llenando los orbitales
del nivel mínimo de energía hacia el nivel máximo
Estructura Electrónica
Niveles Quánticos de Energía
Energia Relativa
f
f
d
d
p
s
p
s
p
s
s
n= 1K
2L 3M
4N
d
p
s
d
p
s
f
d
p
s
La energía no
necesariamente se
incrementa de K  L
 M  N etc.
4s < 3d
5O
6P
7Q
Modelo del Átomo de Bohr
Subniveles de energía.
Cada nivel principal de energía de un átomo contiene uno o más
subniveles. El número máximo de subniveles en cada nivel principal de
energía es igual al valor n para ese nivel. Por ejemplo el 3er nivel principal de
energía, donde n=3, puede tener un máximo de tres subniveles. Para los 112
elementos conocidos, sólo 4 subniveles son utilizados. El 5to, 6to y 7mo (n=5,
n=6 y n=7) son teóricamente posibles, pero actualmente no se necesitan. Los
subniveles numerados 0, 1, 2, 3 son también llamados subniveles s, p, d y f.
Para distinguir un subnivel de otro, se combinan el número cuántico
principal y la letra del subnivel, para indicar el nivel principal de energía en
el que ocurre el subnivel. Por ejemplo, 4p indica un subnivel p en el cuarto
(4) nivel principal nivel de energía. Cada subnivel de un átomo contiene 1 o
más orbitales de electrones. Un orbital es definido como el espacio o
región que tiene una alta densidad de electrones. Para compartir un orbital,
dos electrones deben de tener un spin opuesto.
Electro Química y la Tabla Periódica
• Estados quánticos permitidos (n,l,m,s):
n=1:
1,0,0,±1/2
1s (2 electrones) [2 electrones]
n=2:
2,0,0 ,±1/2
2s (2 electrones)
2,1,(–1,0,1),±1/2
2p (6 electrones) [8 electrones]
n=3:
3,0,0 ,±1/2
3s (2 electrones)
3,1,(–1,0,1),±1/2
3p (6 electrones)
3,2,(0,±1,±2),±1/2 3d (10 electrones) [18 electrones]
n=4:
4,0,0 ,±1/2
4s (2 electrones)
4,1,(–1,0,1),±1/2
4p (6 electrones)
4,2,(0,±1,±2),±1/2 4d (10 electrones)
4,3,(0,±1,±2,±3),±1/2
4f (14 electrones) [32 electrones]
Subniveles de Electron (s)
Geometría general S orbitales de electrón =
esferas.
Subniveles de electrón
(p)
Geometría general de
orbitales de electrón P
= forma dumbbell.
py
px
x
y
z
z
pz
x
x
y
z
y
Subniveles de electrón (d). Geometría
general de orbitales de electrón d = Trébol
z
d xz
de cuatro hojas.d
z
z
d
xy
yz
x
y
x
y
d z2
z
y
d x2-y2
y
z
x
y
x
x
Estructura de electrónica del átomo
d
p
s
f
d
p
s
f
d
p
s
f
d
p
s
f
d
p
s
p
s
s
n= 1
Shell = K
2
3
4
5
L
M
N
O
6
P
7
Q
Electro Química y la tabla Periódica III
• Secuencia de llenado: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d104p66s24f145d106p67s25f146d10...
Un diagrama para la secuencia de llenado
siguiendo las flechas:
56
88
4f
20
38
5f
70
6f
7f
102
3d 4d 5d 6d 7d
4
12
30
48
80
2p 3p 4p 5p 6p 7p
0
2
10
1s 2s
2
18
3s
4
36
4s
12
54
86
5s 6s
20
38
7s
56
88
• Ejemplos:
Energía de orbitales con
diferente l partido por Z>1
debido al escudo diferencial
y penetración cerca del
núcleo
C (Z=6) 1s22s22p2
Si (Z=14) 1s22s22p63s23p2 = [Ne]3s23p2
Ge (Z=32) 1s22s22p63s23p64s23d104p2 =
[Ar]4s23d104p2
(Estos elementos tienen el mismo valor de
electrones de valencia (externos) y
comportamiento químico similar.
Electro Química y la Tabla Periódica
10
2
IA
IIIA
IIA
1
3
4
Li
2
11
3
Na Mg
K
4
37
38
23
40
39
Y
56
Llenando f
B
26
25
27
IB
29
28
IIB
30
C
14
Al
31
8
7
N
Si
32
O
16
15
P
F
44
43
74
105
18
S
Cl Ar
36
35
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
42
73
Ne
17
34
33
10
9
45
47
46
48
49
50
51
52
53
75
76
77
W Re Os
106
107
108
78
Ir
79
80
81
82
84
83
Kr
54
I
Xe
86
85
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
109
Rf Db Sg Bh Hs Mt
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
89
Actínidos
6
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
104
Fr Ra
Lantánidos
V
Hf Ta
88
VIIIB
VIB VIIB
24
41
72
Cs Ba
87
7
22
21
Ca Sc Ti
Rb Sr
55
6
20
VB
VIA VIIA VIIIA
He
13
IIIB IVB
VA
2
5
Llenando p
Be
IVA
Llenando d
12
19
5
Llenando s
H
1
6
90
91
Ac Th Pa
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
14
103
Lr
Shell
K
Subshell s
1. H
1
2. He
2
3. Li
2
4. Be
2
5. B
2
6. C
2
7. N
2
8. O
2
9. F
2
10. Ne
2
11. Na
2
12. Mg
2
13. Al
2
14. Si
2
15. P
2
16. S
2
17. Cl
2
18 Ar
2
19. K
2
20. Ca
2
21. Sc
2
22. Ti
2
23. V
2
24. Cr
2
25. Mn
2
26. Fe
2
27. Co
2
28. Ni
2
29. Cu
2
30. Zn
2
31. Ga
2
32. Ge
2
33. As
2
34. Se
2
35. Br
2
36. Kr
2
37. Rb
2
38. Sr
2
39. Y
2
40. Zr
2
41. Nb
2
42. Mo
2
43. Tc
2
44. Ru
2
45. Rh
2
46. Pd
2
47. Ag
2
48. Cd
2
49. In
2
50. Sn
2
51. Sb
2
52. Te
2
53. I
2
TABLE 3.6 Electron Configurations of the Atoms
M
N
0
L
2s 2p
3s 3p
3d 4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f 5g
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
Hay
un
llenado
progresivo de orbitales
de e- al incremental la
energía.
1
2
3
5
5
6
7
8
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
10
1
2
2
2
2
1
2
2
2
2
1
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
6
1
2
4
5
5
7
8
10
10
10
10
10
10
10
10
1
2
2
2
1
1
2
1
1
1
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
•Ejemplo de notación: Al = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
•Este es solo un modelo para la estructura de un átomo
dado, pero parece que funciona muy bien.
•Las formas de los subniveles dicen mucho sobre las
propiedades macroscopicas de los elementos.
•Las características de un átomo dependen de la
configuración del e-.
•Esto resulta en parte del numero de protones & la
neutralidad eléctrica.
•Átomos con un numero diferente de protones &
electrones, pero similar configuración de electrón e(electrónica) tienen propiedades similares.
• Los electrones del orbital mas externo o e- de valencia
son fundamentales en la formación y propiedades de los
minerales.
• Configuraciones similares de los orbitales externos 
Grupos en la Tabla Periódica, por ejemplo:
– metales alcalinos (Ia): un e- de valencia en orbital
externo
– halógenos (VIIa): siete e- de valencia
– gases inertes (VIIIa): ocho e- de valencia = #
mágico ... Llenos
los niveles de energía s & p
– (He solo tiene s con 2 e-)
Otros elementos intentan ganar la configuración
estable de los gases inertes de tener lleno los
niveles de energía externos combinándose o
enlazándose con otros elementos.
Si un átomo tiene un e- extra (alkalis) fácilmente
lo perderá si puede encontrar la forma de alcanzar
un balance de cargas : ENLACE
Esto resulta en un ion con valencia +1
Grupo II metales perderán 2 e-  valencia +2
Halogenos capturaran un e-  y alcanzarán la
configuración de un gas inerte.  -1
IONES
Los atomos son estables si los orbitales de electrón están llenos
(Gases Nobles)
Los átomos pueden gana o perder e- para volverse estables>>
IONES.
Átomo – electrón > oxidado = catión (+)
Átomo + electrón > reducido = anión (-)
Es necesaria energia para remover e- >> Potencial de Ionización. IP
aumenta con > el numero atómico.
Potencial de Ionización (I)
Es la energía requerida para remover o agregar electrones
de valencia. Medida de la intensidad de la carga positiva
en la superficie de un átomo. Depende de la carga iónica
y del tamaño del ion. Que tan fácil un átomo cederá
electrones para formar un enlace.
Cationes grandes cationes con baja carga (+1, +2) no
conservan sus e- (baja I) y pueden combinarse rápidamente
con otros compuestos (e.g., agua). Estos son los
CATIONES SOLUBLES (Grupos 1a, 2a). Sales y
precipitados químicos.
Sistemática de la Tabla Periódica: columnas y valencia
• Un orbital de 8 electrones en s y p es especialmente estable; medio llenos p o d también tienen
extra estabilidad. Por lo tanto, los iones formados por un elemento están mayormente controlados
por la columna en la tabla periódica (i.e., numero de electrones en el nivel mas externo de un átomo
neutro)
• Elementos con electronegatividad baja fácilmente llenan sus orbitales externos al ceder sus
electrones de valencia y se convierten en iones cargados positivamente (cationes). Elementos con
alta electronegatividad fácilmente llenan sus orbitales externos aceptando electrones extra y
convirtiéndose en iones cargados negativamente (aniones).
IA
IIIA
IIA
IVA
VA
VIA VIIA VIIIA
1
1
2
3
2
4
21
38
23
40
39
24
41
72
56
+1 +2
87
7
22
+1 +2 +3 +4
55
6
13
+1 +2 +3 +4 +5
37
5
12
20
6
+3
+1 +2 IIIB IVB VB VIB VIIB
19
4
5
+1 +2
11
3
0
+1,-1
26
27
IB
28
29
44
42
74
45
47
46
75
+3,+4 +4,+6 +4,+5
+5
+6,+7
76
77
+4
78
79
14
31
32
49
80
-1
-1
0
54
-1
85
+4,+6
0
36
53
84
+3
0
18
35
-2,+6
52
83
+3,+4 +2,+4 +1,+3 +1,+2 +1,+3 +2,+4
-1
17
+2,+4 +3,+5 +4,+6
82
81
-2
34
51
10
9
+3,+5 -2,+6
33
50
+2 +3
8
16
15
+2 +3 +4 +5
48
+3,+4 +3,+4 +1,+2 +1,+3
+3,+4
-3,+3
-4,+4
+5
+3 +4
IIB
30
+3,+6 +2,+7 +2,+3 +2,+3 +2,+3 +1,+2
+3,+4 +3,+4
+5 +5,+6
73
+4
25
VIIIB
7
0
86
-1
88
+1 +2
57
Lantánidos
+3
89
Actínidos
58
+3,+4
90
+3 +4
59
60
61
62
+3 +3 +3 +3
91
92
+3,+4 +3,+4
+5 +5,+6
63
64
65
+2,+3
+3
+3,+4
66
+3
67
68
+3 +3
69
70
71
+3 +3 +3
0
Sistemática de la Tabla Periódica: PI y electronegatividad
First Ionization Potential (eV)
25
He
Primer Potencial de Ionización de los Elementos
Ne
20
F
Ar
15
O
Kr
Cl
Noble Gases
Br
Xe
C
I
Au
10
Fe
Mg
B
Ge
Si
Ca
Rare Earths
Sn
Al
Li
5
Ra
Ga
Na
Rn
Hg
Lu
K
Rb
Pu
Fr
Cs
Alkali Metals
de Pauling
Electronegatividad
Electronegatividad de Pauling
0
4
F
3,5
Atmofilo
Litofilo
O
Halogenos
Siderofilo
Cl
3
Calcofilo
Br
2,5
I
C
Au
At
2
B
Fe
Ge
Si
1,5
Hg
Sn
U
Ga
Al
Tierras Raras
Pu
Lu
Mg
1
Li
Na
Ca
K
Ac
Ra
Rb
Cs
Alkali Metals
Fr
0,5
He
Ne
0
0
10
Ar
Noble Gases
20
30
Kr
40
Ra
Xe
50
Z
60
70
80
90
100
Significado Geoquímico de la electronegatividad
• Pares de átomos con electronegatividad muy diferente alcanzan gran estabilidad intercambiando
electrones completamente formando enlaces iónicos. Este es el enlace dominante en casi todos los
minerales
• Elementos con muy alta o muy baja electronegatividad tienden a ser litófilos.
• Pares de átomos con casi igual electronegatividad comparten electrones en enlaces covalentes. Este
es el enlace dominante en los compuestos orgánicos, sulfuros, y aniones compuestos (CO 32-, SO42-,
etc.). Elementos con electronegatividad intermedia y orbitales-d completos o vacíos son comunes
en enlaces covalentes con orbitales S y por lo tanto son calcófilos.
• Elementos electronegatividad intermedio y ~4 a ~8 electrones en d son estabilizados en enlaces
metálicos neutros y tienden a ser siderófilos.
Cl– Cl– Cl– Cl–
N a+
N a+
Electrones conductores deslocalizados
Cl
N a+
Cl– Cl– Cl– Cl–
N a+
N a+
N a+
Cl– Cl– Cl– Cl–
N a+
N a+
N a+
Cr3+
Cl
C
Cl
Cl– Cl– Cl– Cl–
Cl
NaCl, iónico
CCl4, covalente
Cr3+
Cr3+
Cr3+
Cr3+
Cr3+
Cr3+
Cr3+
Cr3+
Cr3+
Cr, metálico
Cr3+
Cr3+
Electronegatividad: característica de un
átomo en una estructura cristalina atraer
electrones hacia su orbital mas externo.
Medida de la capacidad de un elemento de
gana electrones para formar iones
negativos o aniones. En general, la
electronegatividad aumenta
(excepto para los gases inertes en los cuales es
muy baja)
Enlaces Químicos
Son el resultado de las
interacciones eléctricas entre
átomos en la naturaleza los
cuales son responsables de
muchas de las propiedades de
los minerales.
Átomos con
estructuras e- (electrónicas)
estables no realizan enlaces.
Principales Tipos de enlaces
• Enlaces iónicos
• Enlaces covalentes
• Enlaces metálicos
Enlaces Químicos
Los Atomos se enlazan en varias formas para formar enlaces
químicos

Enlace Iónico
Átomos ganan o pierden electrones volviéndose iones cargados
negativa o positivamente que se atraen unos a otros

Enlace Covalente
Se comparten electrones entre átomos similares

Enlace Metálico
Electrones se mueven continuamente entre núcleos estrechamente
compactos.
Intermolecular (atracción débil entre átomos, creándose cargas temporales


Hidrogeno
Van der waal
te )
Determinación del carácter iónico de los enlaces
Existe una sucesión continua entre
Enlaces iónicos y covalentes
Otros tipos de enlaces
Intermolecular (atracción débil entre átomos, creándose cargas temporales)
Hidrogeno
Van der waal
1. Enlaces dipolo-dipolo
2. Enlaces de van der Waals
3. Enlaces de hidrogeno
Cristalo-Quimica
Los Cristales pueden clasificarse en 4 tipos:
1. Cristales moleculares
Moléculas neutras se mantienen unidas por débiles enlaces de
Waals
Como minerales son Raros
Mayormente orgánicos
Frágiles, baja dureza, etc
Ejemplo: grafito
2. Cristales covalentes
Átomos con similar y alta en lado derecho de la TP
Minerales poco comunes
Redes de fuertes enlaces covalentes sin
Enlaces Direccionales
simétricos y densos
Ejemplo: diamante
Crystal Chemistry
3. Cristales metálicos
Átomos con similar en en el lado derecho de la TP
Enlaces Metálicos son altamente a-direccionales
simétricos y densos
Metales puros tienen átomos del mismo tamaño
Empaquetamiento cerrado
Cúbico
Hexagonal
4. Cristales iónicos (comunes)
• Arreglo cerrado de átomos de oxigeno
• Cationes se acomodan entre los oxígenos
– Diferente tipos de lugares intersticial disponibles
– Ocupados solo por átomos que pueden ajustar
– Ocupados solo por átomos que alcancen neutralidad de
cargas