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EL ÁTOMO. ENLACE QUÍMICO
Chema Martín, 3º ESO
Leyes experimentales de la Química

Finales del siglo XVIII-principios del siglo XIX:
Ley de la conservación de la masa de Lavoisier (1789): “La masa se
conserva en una reacción química”
 Ley de las proporciones definidas de Proust (1803): “las masas de
los elementos que reaccionan para dar un mismo compuesto están
siempre en la misma proporción”
Así, si se combinan H e O para dar agua (H2O) la proporción O/H
es siempre:
8 𝑔 𝑂 16 𝑔 𝑂 32 𝑔 𝑂
=
=
1𝑔𝐻
2𝑔𝐻
4𝑔𝐻
Si se emplea más oxígeno o más hidrógeno, el exceso no reacciona,
obteniéndose la misma cantidad de agua que sin el exceso.

Teoría atómica de Dalton

A partir de estas leyes, John Dalton (1766-1844) se
planteo que la materia debería ser discontinua, es decir,
estar formada por partículas discretas, a las que, en honor
de los antiguos griegos; les denominó átomos
Teoría atómica de Dalton (1803)
•
•
•
•
La materia está formada por partículas individuales, indestructibles y de
tamaño fijo denominadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre si en tamaño y
en masa, pero distintos de los átomos de otro elemento diferente.
Los compuestos químicos se forman al unirse los átomos de diferentes
elementos entre sí siempre en la misma relación (moléculas iguales).
De aquí procede el uso de la fórmula de un compuesto, que nos indica el
nº de átomos de cada clase que componen una cualquiera de sus moléculas
(ej: H2O, NH3, NaCl...). A los átomos de un elemento los representamos
por una o dos letras, la 1ª mayúscula (H, He, O, Cl, C, Ne, Ar, Na) que
proceden del nombre del elemento en latín (generalmente)
En una reacción química, los átomos se reagrupan de forma distinta a
como estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen. ej:
H2+O2→H2O. La reacción debe ajustarse para que se cumpla que
TODOS los que están en el primer miembro (reactivos) vuelvan a
APARECER en el segundo (aunque unidos de forma distinta) .
Correctamente sería 2H2+O2→2H2O (o cualquier múltiplo de esta)
=
+
N átomos de O=8 g
2N átomos de H=1 g
N moléculas de H2O
Masas atómicas


De hecho, la teoría de Dalton le permitía, sabiendo la
proporción de masas y la fórmula del compuesto, hallar la
proporción entre las masas de los átomos.
Así, si para formar H2O necesitamos, por ejemplo, 8 g de
O y 1 g de H (y obtendríamos 9 g de H2O), como la
fórmula del compuesto es H2O sabemos que, si hay N
átomos de O en los 8 g de O, habrá doble nº de átomos
de H (por ser la fórmula H2O) que de O, habrá 2N
átomos de H. Si llamamos M(O) a la masa de un átomo
de oxígeno y M(H) a la masa de un átomo de hidrógeno,
tendríamos
8𝑔𝑂
𝑁 · 𝑀(𝑂)
=
; 𝑀 𝑂 = 16 · 𝑀(𝐻)
1 𝑔 𝐻 2 · 𝑁 · 𝑀(𝐻)
Unidad de masa atómica (u.m.a.)


Acabamos de descubrir que los átomos de O tienen una
masa 16 veces mayor que la de H. Así se puede hacer con
todos los elementos y hallar las masa atómicas relativas,
en relación a un átomos.
Durante muchos años se tomo como unidad de masa
atómica (u.m.a.) la masa del átomo de H, que resultó ser
el mas ligero. Según eso, la M(O)=16 u.m.a.
Partículas que componen el átomo

El átomo sí tiene partes (en contra de lo que indica su
nombre). Se han descubierto 3 partículas que forman todos
los átomos conocidos en distintas proporciones:



Electrones: Descubiertos por Thomson (1897) en un tubo de rayos
catódicos. Son partículas de masa muy pequeña en comparación con
las otras 2 (unas 1840 veces mas pequeñas que el protón) y tiene
carga negativa. lo representaremos por e, o e-.
Protones: Descubiertos por Rutherford (1919), tienen una masa de
1 u.m.a. aproximadamente y carga positiva, igual que la del electrón
pero de signo contrario. Los representaremos por p+.
Neutrón: Fue la última en descubrirse al ser neutra (Chadwick,
1932), aunque se sospechaba su existencia mucho antes. No tiene
carga y su masa es similar a la del protón. La designaremos por n
Resumen partículas subatómicas
Modelo atómico de Bohr (1913)




El átomo consta de un núcleo positivo y una corteza
negativa, situada a gran distancia del núcleo (el radio del
átomo es unas 10000 veces mayor que el del núcleo)
En el núcleo del átomo están protones y neutrones
unidos por unas fuerzas muy intensas de atracción
denominadas fuerzas nucleares. El núcleo tiene casi toda la
masa del átomo.
En la corteza se hallan los electrones, en un número igual
a los protones (para que el átomo sea neutro), girando en
torno al núcleo atraídos por la fuerza de atracción
eléctrica entre cargas de distinto signo
Los electrones se colocan en capas concéntricas,
llamadas órbitas. Estas capas tienen mayor energía cuanto mas
lejos están del núcleo, por lo que se van llenando primeros las
mas cercanas al mismo.
Modelo atómico de Bohr

Luego veremos cómo se llaman las capas y cuantos
electrones hay en cada una
1. ¿Dónde se concentra la masa del átomo?
En el núcleo
2. Si un átomo tiene 10 protones, 10 neutrones y 10electrones, ¿cuál es su masa
(en umas, aproximadamente)?
20 umas, los electrones no cuentan, apenas tienen masa
3. Si un átomo tiene 4 protones, 3 neutrones y 4 electrones, ¿cuál es su
masa (en umas, aproximadamente)?
7 umas, no contamos los electrones
4. Si los átomos son neutros, ¿cuántos protones y electrones deben tener?
Los mismos protones que electrones
5. Si un átomo tiene 7 protones en su núcleo ¿cuántos electrones debe
tener en la corteza para que sea neutro?
También 7. Los mismos protones que electrones
Caraterización de los átomos

Unidad de masa atómica:


Inicialmente se definió como la masa del átomo de hidrógeno,
por ser el más ligero. El C tenia en esta escala una masa
cercana a 12 u.m.a.
Posteriormente, hacia 1960, la IUPAC ha redefinido la u.m.a.
tomando como patrón el C, pero para que el cambio fuese
pequeño se decidió que el átomo de carbono fuese 12 u.m.a.
exacto y no 1. Por tanto:
1 uma (unidad de masa atómica) = es la 1/12
parte de la masa del átomo de C con 6 p, 6 n
y 6 e (C-12)
Equivale a 1,661 x 10-27 kilogramos
Caracterización del átomo


Número atómico (Z): el número de protones que tiene
el núcleo. En el átomo neutro coincide con el número de
electrones en la corteza. Todos los átomos del mismo
elemento químico tienen igual número atómico. Por
ejemplo, todos los átomos de oxígeno tienen Z = 8.
Número másico (A): la suma de los neutrones y los
protones. Se llama así porque la masa del átomo en uma es
prácticamente igual a dicho número (porque neutrones y
protones tienen masa 1 uma y los electrones masa casi
despreciable)
Representación de los átomos



El átomo se representa por un símbolo o abreviatura del
nombre del elemento (X) ,por su número atómico (Z) y su
número másico (A): ZAX
Conociendo el símbolo del elemento y sus números atómico y
másico, es fácil determinar las partículas del átomo. Por
ejemplo, para el carbono (146 C), que tiene Z = 6 y A = 14,
tenemos 6 protones (Z = 6), 6 electrones y 8 neutrones (A –
Z).
Si el átomo no es neutro se indica su carga de esta manera:
14 C2+. Sería un átomo de carbono al que le faltan 2
6
electrones. Por tanto, tendría 6 protones, 14–6=8 neutrones y
6–2=4 electrones (se restan los 2 que le faltan, por eso tiene 2
cargas positivas). Si el átomo fuese el 818O2– tendría 8
protones, 10 neutrones y 10 electrones (los 8 del átomo
neutro, tantos como protones, y los 2 de más que ha ganado).
Isótopos





Todos los átomos del mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir,
el mismo número de protones en el núcleo. Sin embargo, el análisis de muchos
elementos ha llevado a la conclusión de que algunos tienen diferente número de
neutrones y por ello diferente número másico.
Los átomos de un mismo elemento (tienen que tener el mismo número atómico)
que tienen distinto número másico, es decir, distinta masa, se llaman isótopos.
Por ejemplo, existen en la naturaleza tres átomos diferentes del hidrógeno:
1 H,2 H y 3 H. Los tres tienen un único protón (Z=1), el primero no tiene
1
1
1
neutrones, el segundo tiene 1 neutrón y el tercero tiene dos neutrones.
A veces se representan los isótopos como el símbolo del elemento seguido del
número másico (ej: Cl–35 y Cl–37, 3 isótopos del Cl). El número atómico de un
elemento es fijo y a veces no se indica.
Ahora podemos dar la definición exacta de u.m.a.: Inicialmente se tomó como la
masa del átomo de hidrógeno, el más ligero de todo, pero hoy día se ha cambiado y
se toma como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. Es
decir, un átomo de C-12 pesa exactamente 12 u.m.a. Viene a ser prácticamente igual
a la definición antigua, de ahí lo de la doceava parte.
Masa atómica media

En la tabla periódica se indica el número atómico de cada
elemento y su masa atómica media, que es la suma de
la masa de cada uno de los isótopos naturales que existen
de ese elemento multiplicada por el porcentaje en que se
encuentran en la naturaleza y todo ello dividido entre
100. Así, la masa atómica de los isótopos anteriores sería
35 u.m.a. y 37 u.m.a., aproximadamente y sabiendo que su
riqueza natural es del 75% y del 25% respectivamente,
podemos calcular la masa atómica media del cloro como:
35×75+37×25

100
= 35,5 𝑢𝑚𝑎
Ejercicios

Averigua la masa atómica media del Litio (símbolo Li)
sabiendo que , en su estado natural , este elemento
contiene un 7,5% del isótopo 6Li y el 92,5% restante del
isótopo más estable, el 7Li. Indica qué partículas
subatómicas componen esos 2 isótopos.
Átomos e iones


En los átomos el número de protones es igual al de electrones.
Así resulta que el átomo no tiene carga eléctrica neta (es
neutro), se compensan la carga negativa de los electrones con
la carga positiva de los protones.
Los átomos pueden perder o ganar con cierta facilidad
electrones, formándose los denominados iones:


Iones positivos o cationes: Se forman por la pérdida de
electrones. Tienen tantas cargas positivas como electrones han
perdido. Así, el Fe2+ es un átomo de hierro que ha perdido 2
electrones. Se llaman así porque van al cátodo en una disolución.
Iones negativos o aniones: Se forman por la ganancia de
electrones. Tienen tantas cargas negativas como electrones han
ganado. Así el Cl– es un átomo de cloro que ha ganado un electrón.
Se llaman así porque van al ánodo en una disolución.
Completa la siguiente tabla
Repres.
átomo
40
20Ca
Símbolo protones
elemento
Ca
neutrones electrones Z
S
18
A
q
40
2+
2+
11
P
12
210
18
31
Completa la siguiente tabla
Repres. Símbolo protones neutrones electrones Z
átomo elemento
Fe
29
24
26
Sr
Cl
Al
38
36
18
A
q
88
17
36
13
27
3+
Configuraciones electrónicas




Es la manera como se distribuyen los electrones
alrededor del núcleo.
Nos permitirá explicar propiedades químicas interesantes
de los elementos, como la valencia (capacidad de unión
de un elemento con otros)
Estudiaremos el modelo de Bohr, en el que los electrones
se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas,
denominadas K, L, M, N, O, P…, en la que se sitúan los
electrones.
Para ver como van ocupando los electrones las distintas
órbitas, veamos primero la tabla periódica
Tabla periódica



Todos los elementos de la naturaleza ordenados por nº
atómico.
¿y por qué no se ponen en una larga tira?.
Porque se observó que cada cierto nº de elementos se
repiten las propiedades químicas de los elementos
(valencia). Esos elementos con propiedades comunes son
una familia y en la tabla periódica se ponen en la misma
columna (igual columna=iguales propiedades)
Períodos


Así se construye la tabla periódica, que contiene a día de hoy 7
filas o períodos y 18 columnas, llamadas familias o
grupos.
Los períodos, las filas, se numeran de la 1 a la 7 y por el motivo
que veremos a continuación no todos son igual de largos,
aunque todos empiezan por un metal alcalino y terminan en
un gas noble.
 1 Período muy corto, el 1º, con 2 elementos.
 2 Períodos cortos, el 2º y 3º, con 8 elementos.
 2 Períodos largos, el 4º y 5º, con 18 elementos
 2 Períodos ultralargos, el 6º y el 7º (sin completar), que
contienen además de los 18 que se ven los 14 situados
debajo, denominados elementos de transición interna o
tierras raras.
Familias

Se denomina periódica porque los elementos colocados
en la misma columna tienen propiedades químicas
muy similares (la más importante, la valencia), es decir,
las propiedades químicas se repiten periódicamente. Así,
el Li, Na, K, Rb…, etc, son:





metálicos,
tienen valencia 1 y forman cationes monopositivos con facilidad.
Se oxidan con mucha facilidad dando un oxido blanco.
Reaccionan violentamente con el agua.
Tienen un electrón en la ultima órbita.
Forman la familia de los metales alcalinos. Los
elementos situados en la misma columna, y por tanto,
con propiedades químicas semejantes, se llaman
familias.
Elementos representativos


Las familias más importantes son las 1, 2, 13, 14, 15, 16 y
17 (la 18, los gases nobles, se usa como referencia, pues
no forman compuestos y químicamente carecen casi de
interés). Esas familias más importantes están formadas
por los llamados elementos representativos, llamados
así por el gran cambio de propiedades que hay al pasar de
una familia a otra,
Los metales de transición (familias 3 a 12) tienen
todos propiedades similares, siendo más acusado en los
metales de transición interna (Tierras raras, Lantánidos y
Actínidos)
Grupos: Familias principales

Para llamar a las familias se usan números (del 1 al 18), aunque las
más importantes tienen nombre propio que hay que aprender:









Familia 1: Alcalinos: Li (litio), Na (sodio), K (potasio), Rb (Rubidio), Cs (Cesio) y Fr
(Francio)
Familia 2: Alcalino-Terreos: Be (Berilio), Mg (Magnesio), Ca (Calcio), Sr (Estroncio),
Ba (Bario) y Ra (Radio)
Familias 3 a 12: metales de transición. Forman todos una gran familia con
propiedades muy similares, sin importar mucho su posición. De entre estos nos
fijaremos en unos pocos que aparecen en multitud de compuestos químicos: Fe
(Hierro), Co (Cobalto), Ni (Niquel), Cr (Cromo), Mn (Manganeso), Ag (Plata), Cu
(Cobre), Zn (Zinc), Cd (Cadmio), Au (Oro), Hg (Mercurio) son los más importantes.
Familia 13: Terreos: B (Boro) y Al (Aluminio)
Familia 14: Carbonoideos: C (Carbono) y Si (Silicio)
Familia 15: Nitrogenoideos: N (nitrógeno), P (fósforo), As (Arsénico) y Sb
(Antimonio)
Familia 16: Anfígenos: O (Oxígeno), S (Azufre), Se (Selenio) y Te (Teluro)
Familia 17: Halógenos: F (Flúor), Cl (Cloro), Br (Bromo) y I (Iodo)
Familia 18: Gases nobles: He (Helio), Ne (Neón), Ar (Argón), Kr (Kriptón), Xe
(Xenón) y Rn (Radón)

Tablas:



http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/
http://www.ptable.com/
Historia:

http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_ele
mentos
Metales y no metales
Propiedades

Metales






Brillo
Conducen electricidad y
calor
Dúctiles (hilos) y maleables
(láminas)
Alta densidad
Altos puntos de fusión
(sólidos)
Duros

No metales:






Gases u mates
Aislantes eléctricos y
caloríficos.
Frágiles
Baja densidad
Bajos punto de fusión
(gases)
Blandos
Configuración según el modelo de Bohr
Nº CUÁNTICO n
NOMBRE
CAPA
Nº MÁXIMO
ELECTRONES (2n2)
1
K
2·12=2
2
L
2·22=8
3
M
2·32=18
4
N
2·42=32
El radio de cada órbita
viene condicionado por
su valor de n y es:
r=0,529·10-10·n2 metros,
siendo 0,529 Angstroms
el llamado radio de
Bohr
2He: K(2)
3LI: K(2)L(1)
4Be: K(2)L(2)
…vamos añadiendo electrones a la orbita L hasta…
10Ne: K(2)L(8)
Se nos llena la orbita (capa) L, por lo que el siguiente
electrón irá a la siguiente
11Na: K(2)L(8)M(1)
…vamos añadiendo electrones a la orbita M hasta…
12Mg: K(2)L(8)M(2)
13:Al K(2)L(8)M(3)
14Si: K(2)L(8)M(4)
15P: K(2)L(8)M(5)
16S: K(2)L(8)M(6)
17Cl: K(2)L(8)M(7)
18Ar: K(2)L(8)M(8)
El siguiente es un alcalino, el 19K, que terminará igual
que el Na:
19K: K(2)L(8) M(8) N(1)
Cada elemento representativo del 4º período
terminará igual que los primeros estudiados
20Ca: K(2)L(8) M(8) N(2)
1
1
H
K 1
2
Li
K 2
L 1
3
Na
K 2
L 8
M 1
4
K
K 2
L 8
M 8
N 1
5
Rb
K 2
L 8
M 18
N 8
O 1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11
12
13
14
15 16 17 18
He
2
Be
B
C
N O F
Ne
2
2
2
2 2 2 2
2
3
4
5 6 7 8
Mg
Al Si P S
Cl Ar
2
2
2
2 2 2 2
8
8
8
8 8 8 8
2
3
4
5 6 7 8
Ca Sc Ti V
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
2
2 2 2
2
2
2
2
2 2
2
2
2
2 2 2 2
8
8 8 8
8
8
8
8
8 8
8
8
8
8 8 8 8
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 18 18 18 18 18 18
2
2 2 2
2
2
2
2
2 2
2
3
4
5 6 7 8
Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pa Ag Cd In Sn Sb Te I
Xe
2
2 2 2
2
2
2
2
2 2
2
2
2
2 2 2 2
8
8 8 8
8
8
8
8
8 8
8
8
8
8 8 8 8
18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18 18
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 18 18 18 18 18 18
2
2 2 2
2
2
2
2
2 2
2
3
4
5 6 7 8
El resto de los elementos….

Para hacer las configuraciones electrónicas del resto de
los elementos debemos tener en cuenta que todos los
elementos de la misma familia (mismo grupo) tienen la
misma configuración electrónica en la última capa, la más
externa, denominada capa de valencia.
Resumen
Grupo
Nombre
e- última capa
1
2
13
14
15
16
17
18
Alcalinos
Alcalino-térreos:
Terreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles:
1
2
3
4
5
6
7
8
electrónica) y propiedades (posición
tabla periódica)


Están íntimamente unidas. Un elemento tiene las
propiedades química que tiene por su configuración
electrónica externa. Es lo que un átomo “ve” de otro
cuando se acercan para combinarse en un compuesto.
Así, si un elemento tiene configuración electrónica
acabada en 1 electrón será un alcalino y tendrá
propiedades similares a los otros alcalinos.
Regla del octeto


Los gases nobles tienen todos como configuración de la
última capa 8 electrones, y no se combinan con nadie. Eso
llevó a los químicos a pensar que tener 8 electrones en la
última capa proporcionaba una gran estabilidad al átomo.
Todos los elementos aspiran a eso, a tener 8 electrones
en la última capa. Esa es la regla del octeto. Todos los
átomos tratarán de perder (los metales) o de ganar (los
no metales) el nº necesario de electrones para conseguir
tener 8 en la última capa, como un gas noble.
Regla del octeto: cationes metálicos
Los metales, con pocos electrones en la última capa, tratarán de
perderlos para tener como últimos los 8 e de la penúltima capa
(que será la última ahora).
Ejemplo: El sodio, 11Na: K(2) L(8) M(1). Si pierde el último electrón
se queda 11Na+ :K(2) L(8)
Cationes metálicos
 Alcalinos:ion +1. Li+, Na+, K+...
 Alcalino-térreos: ión +2. Be2+, Mg2+, Ca2+...
 Térreos: ión +3: B3+, Al3+
Regla del octeto: aniones no metálicos
Los no metales, a falta de pocos electrones para conseguir el
octeto, tratarán de ganarlos tener 8 e en la última capa.
Ejemplo: El cloro, 17Cl: K(2) L(8) M(7). Si gana un electrón se
queda 17Cl- :K(2) L(8) M(8)
Aniones no metálicos
 Carbonoideos: ión -4. C4–, Si4–
 Nitrogenoideos: ión -3: N3–, P3–
 Anfígeno: ión -2. O2–, S2–...
 Halógenos: ión -1. F–, Cl–...
El enlace iónico




Se forma al unirse un metal con un no metal.
El no metal roba los electrones al metal y ambos
adquieren la estructura de gas noble.
Por ejemplo: 8O y 11Na. Se formarán 8O2- y 11Na+. Como
el compuesto entre ambos debe ser neutro, hacen falta 2
Na para cada O.
El compuesto será: Na2O
Otros compuestos iónicos
 12Mg: K(2)
L(8) M(2)
2+: K(2) L(8)
Mg
12
1e
 17Cl: K(2)
L(8) M(7)
2e
-: K(2) L(8) M(8)
Cl
17
Ahora, Cl- y Mg2+ se unen, de tal forma que la carga total del
compuesto sea neutra, o sea, 2 cloro por cada magnesio:
MgCl2
Propiedades compuesto iónicos (I)

Propiedades de los compuestos iónicos:


Son sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos de
fusión y ebullición. Eso es así porque existe una fuerte
atracción entre los iones de distinto signo y se necesita mucha
energía para romper la red cristalina.
Se fracturan al golpearlos, formando cristales de menor
tamaño. Al golpear el cristal se desplazan los iones y quedan
enfrentados los de igual carga, repeliéndose.
Propiedades compuesto iónicos (II)


En general, se disuelven en agua. Las
moléculas de agua pueden atraer y separar
los iones, deshaciendo la red iónica.
No conducen la corriente eléctrica en
estado sólido, pero son conductores en
estado líquido y en disolución. Los iones
están localizados en la red, pero al pasar al
estado líquido adquieren movilidad, lo que
posibilita el paso de la corriente eléctrica.
Enlace covalente



Se produce cuando se combinan 2 no metales.
Los 2 tienen tendencia a “robar” electrones, por lo que
deben llegar a un acuerdo: Compartirlos.
Para verlo mejor, usaremos los diagramas de Lewis, que
se construyen con el símbolo del elemento en el centro y
alrededor los electrones de la última capa, los electrones
de valencia, que se van colocando de uno en uno
alrededor de los 4 puntos cardinales del simbolo.
Recordamos
Grupo
Nombre
e- capa
VALENCIA
1
2
13
14
15
16
17
18
Alcalinos
Alcalino-térreos:
Terreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles:
1
2
3
4
5
6
7
8
Simbolos de Lewis
Enlace covalente


Para hacer un enlace covalente, se unen 2 no metales
compartiendo cada electrón desapareado (los que no
están en pareja) con otro desapareado del otro elemento,
para “tener la sensación” de tener 2, el propio y el
compartido. Esa pareja de electrones se llama enlace
covalente y se suele representar por una raya entre los
2 elementos.
También se suelen representar por una raya las parejas de
electrones apareados.
ejemplos
Propiedades compuestos covalentes

Hay 2 tipos de compuestos covalentes:


Las sustancias moleculares, que están formadas por moléculas
con átomos fuertemente enlazados, pero con atracciones muy
débiles entre las moléculas. Son la mayoría. Suelen tener puntos
de fusión y ebullición bajos, son líquidos o gases la mayoría, no
conductores, etc.
Los cristales covalentes, como el diamante, en los que todo el
cristal es una gran molécula con átomos unidos por enlaces
covalentes. Son sólidos duros.
Estructura del diamante
Estructura del cuarzo
Imágenes cedidas por © GRUPO ANAYA S.A.. Química 2º Bachillerato.
Estructura del grafito
Enlace metálico


Cada átomo de metal aporta sus e– de valencia a una especie
de fondo común con lo que se produce una deslocalización de
los mismos. La estructura del metal podría considerarse como
cationes formando los nodos de la estructura cristalina
estabilizados por un “mar de electrones” que evita la repulsión
entre los mismos.
Esta teoría también justifica las especiales características de
modelo que tienen los metales pues, al aplicar una fuerza, se
produce un desplazamiento de las capas iónicas en las
estructuras que no produce una variación importante en las
mismas, por lo que no se rompen. En cambio, en el caso de
cristales iónicos, al desplazar una capa sobre otra enfrentamos
a iones del mismo signo, observándose una gran inestabilidad
de tipo electrostático.
ejemplo