GEM231_mineralogia_curso 1b Química cristal 2017 - juan carlos Abramonte Rivas

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Curso 1b: Química de 
cristal 
16 Agosto 2017
Prof. R. Baumgartner
Química de cristal 
• La composición química de un mineral es de 
importancia fundamental, porque muchas 
propiedades depende de ella. Sin embargo, estas 
propiedades no solo dependen de la química 
pero también de la disposición geométrica de los 
átomos o iones y la naturaleza de las fuerzas 
eléctricas que les unen. 
• Entonces, para un entendimiento de los 
minerales, uno tiene que considerar su química, 
su unión y su estructura. 
Química de cristal 
• Exploraremos que son estos átomos y como 
interactúan uno con el otro para determinar las 
propiedades físicas y estructurales de los 
cristales
El átomo
• Un átomo es la subdivisión mas pequeña de la materia. Esta 
compuesto por:
• Protones
• Neutrones 
Y rodeado por una región mas amplia escasamente poblada por 
electrones.
El átomo
Propiedades de un protón, neutrón y electrón
• Cada protón lleva una carga positiva, el neutro (como indica su 
nombre) es eléctricamente neutro, y cada electrón lleva una 
carga negativa
El átomo
• El átomo mas pequeño es el hidrogeno (H), con un radio de 
0.46 Å. Es el átomo mas simple.
• El átomo mas grande es cesio (Cs), con un radio de 2.72 Å. 
• Como un átomo es eléctricamente neutro, tiene que tener la 
misma cantidad de electrones y protones. 
• Átomos de otros elementos tiene desde 2 (helio - He) hasta 92 
electrones (Uranio - U)
El átomo
• La diferencia fundamental entre los átomos de diferente 
elementos esta en la carga eléctrica del núcleo. 
• Esta carga eléctrica es la misma que el nombre de 
protones y este numero, igual al numero de electrones 
de un átomo no cargado, se llama el numero atómico (Z). 
• La suma de los protones y neutrones determina la masa 
característica, o número de masa de un elemento. 
Isotopos 
• Átomos del mismo elemento pero con un número de 
neutrones diferentes se llaman isótopos. 
• Por ejemplo, oxígeno (Z=8) tiene 3 isótopos, el mas común 
tiene un núcleo con 8 protones y 8 neutrones (=16). Es el 16O.
• Isótopos de O menos comunes y mas pesados llevan 8 
protones y 9 o 10 neutrones que son 17O y 18O.
• Igual para el hidrogeno. H y 2H que esta llamado deuterio (D). 
Elementos químicos y tabla 
periódica 
Modelo de Bohr del átomo
• Primer “modelo” del átomo desarrollado 
en 1913 por el físico danés Niels Bohr. 
• Esta basado en el hecho de que cuando una 
carga eléctrica pasa por un tubo 
conteniendo hidrogeno, una luz esta 
emitida, y el espectro de la luz consiste de 
varias líneas agudas con un valor de 
longitud de onda (λ) especifica.
Modelo de Bohr del átomo
• Bohr concluyó que los electrones de un elemento 
ocurren en niveles específicos de energía a distancias 
variables del núcleo.
• Cuando un electrón absorbe energía, salta a niveles de 
mayor energía y cuando pierde energía, cae a niveles de 
energía menor. 
• Los electrones ocurren entonces en niveles discretos de 
energía.
Modelo de Bohr del átomo
• En consecuencia, los 
electrones de las capas mas 
externas tiene mayor energía 
que los de la capas internas.
• Cuando se producen estas 
transiciones electrónicas, la 
energía se libera en forma de 
fotones, tales como los rayos 
X (X-rays).
Las áreas brillantes en la figura 
corresponden a densidades 
elevadas de probabilidad de 
encontrar el electrón en dicha 
posición.
Modelo de Bohr del átomo
• Los electrones orbitan alrededor 
del núcleo, compuesto de 
protones y neutrones (excepto H). 
• Están distribuidos en diferentes 
capas, designadas desde el centro 
como K, L, M, N. 
• Cada capa puede contener un 
cierto numero de electrones: 
• La capa K puede tener 2
• La capa L, 8
• La capa M, 18 y
• La capa N, 32 
• Cada capa esta asociada con un 
número cuántico principal (n) 
donde nK = 1, nL = 2, nM = 3, nN = 4, 
etc.
Modelo de Bohr del átomo
• El número de electrones en 
cada capa esta controlado por 
el número cuántico principal 
por la relación:
• # electrones = 2n2
• Por tanto, la capa K contiene 2 
electrones, la capa L = 8, la 
capa M = 18 y la capa N = 32 
electrones. 
El modelo de Bohr del átomo
• Planck descubrió que la energía liberada en la transición 
electrónica es solamente liberada en paquetes distintos, 
llamado “quanta” y que estos paquetes de energía están 
ligados a una constante (llamada constante de Planck, 
frecuencia o longitud de onda de la radiación liberada) 
E = hn = hc/l
• Donde:
• E = energía
h = constante de Planck, 6.62517 x 10-27 erg.sec
n = frecuencia
c = velocidad de la luz = 2.99793 x 1010 cm/sec
l = longitud de onda
• Esto condujo a la visión mecánica cuántica del átomo.
Visión mecánica cuántica del átomo
• La visión mecánica cuántica del átomo sugiere que los 
electrones están localizados dentro de regiones especificas 
de probabilidad. 
• Estas probabilidades están descritas por:
• El número cuántico azimutal o número cuántico 
del momento angular orbital, ℓ. 
• El número cuántico azimutal es el segundo de una serie de 
números cuánticos que describen el estado cuántico único 
de un electrón
• Un máximo de 2 electrones pueden ocurrir en cada región 
de probabilidad, cada electrón tiene un numero cuántico 
de espín (s) con un valor de +½ o -½ y define la dirección 
del espín del electrón en el espacio. 
Los 4 números cuánticos
Hay 4 números cuánticos:
• n: número cuántico principal
• l: número cuántico azimutal
• m: número cuántico magnético
• s: número cuántico de espín 
Los 4 números cuánticos
• Número 
cuántico 
principal
• Número 
cuántico 
azimutal
• Número 
cuántico de 
espín
ℓ
Numero 
cuántico 
principal 
(n) 
Número 
cuántico 
azimutal (l)
Designación 
sub capa
Cantidad 
máxima de 
electrones
Forma Nombre
0 1 (K) 0 1s 2 Esfera
definida 
(sharp)
1 2 (L)
0
1
2s
2p
2
6
dos mancuernas principal
2 3 (M)
0
1
2
3s
3p
3d
2
6
10
cuatro mancuernas o forma 
única 1
difuso
3 4 (N)
0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
2
6
10
14
ocho mancuernas o forma 
única 2
fundamental
8
18
32
Orbitales S
• Las orbitales s son regiones de probabilidad de forma esférica. 
• El radio de estas regiones esféricas incrementa con un 
incremento el en número cuántico principal, n.
• De nuevo, cada una de estas orbitales puede contener un 
máximo de 2 electrones. 
Orbitales p
• Las orbitales p pueden solo presentarse si el número cuántico 
principal es 2 o mayor. 
• Hay 2 diferentes tipos de orbitales p, designadas px, py, y pz. 
Son orbitales que tiene una forma aproximada de 
mancuernas, con un eje orientado a la vertical (pz) y un 
horizontal (px y py).
• Como 2 electrones pueden ocurrir en cada una de las orbitales 
p, un máximo de 6 electrones están asociadas con orbitales p 
en cada capa principal. 
Orbitales d 
• Las orbitales d pueden ocurrir solo si el número cuántico 
principal es 3 o mayor. Hay 5 diferentes regiones de 
probabilidad de orbitales d. 
• Están designadas como dz2, dx2 - y2, dxy, dyz, y dxz. Como 2 
electrones pueden ocurrir en cada una de las diferentes 
orbitales d, un máximo de 10 electrones pueden ocurrir en las 
orbitales d para cada capa principal 
Orbitales f
• Las orbitales f son mas difícil de describir gráficamente, pero 
hay 7 posibilidades de orbitales f, cada una capaz de contener 
2 electrones, para un máximo total de 14 electrones. 
• Solo una capa con números cuántico principales de 5 o mayor 
pueden contener electrones de orbitales f. 
Principio de exclusión de Pauli
• Establece que no puede haber dos electrones en un átomo 
que tengan el mismo numero cuántico, por eso, cada uno de 
las sub-orbitales pueden tener máximo 2 electrones, cada una 
con un valor número cuántico de espín opuesto
• Por esta razón, el número de máximo de electrones que 
puede ocurrir en las sub-capas s, p, d y f son limitados. 
Principio de exclusión de Pauli
• A medida que el número atómico (número de 
protones) en un átomo aumenta, las capas y los 
sub-capas con menor energía se llenan primero
• Así la sub-capas 1scon la energía más baja se 
llenan primero.
• Estos son seguidos por orbitales 2s, luego 
orbitales 2p
• A medida que el número cuántico principal 
aumenta a 3, los orbitales 3s, 3p y 3d se llenan.
• Pero, a partir de n = 4, hay una superposición 
entre las energías de orbitales s y d, y por lo 
tanto el orbital 4s se llena antes de los orbitales 
3d, y los orbitales 4p no contienen electrones 
hasta que se llenan los orbitales 3d 
• Esta superposición continúa de manera similar 
para las capas mayores de los números 
cuánticos principales 
Relaciones energéticas entre 
los diferentes conchas y sub-
cáscaras de átomos
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Basado en el nivel de energía de la varias sub-capas, podemos 
empezar a llenar la estructura electrónica de los átomos
• Esta tabla esta incompleta.
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Este relleno periódico de capas y sub-capas forma la base de 
la tabla periódico de los elementos.
• Elementos con une configuración similar de los electrones de 
la capa externa (nombrados electrones de valencia, tienen 
propiedades químicas similares. 
• Las filas de la tabla, etiquetadas 1, 2, 3, 4, 5, 6, y 7, 
corresponden al número cuántico principal. 
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• La columna I es un grupo de elementos que tienen 1 electrón en su 
capa más externa, que en este caso es un orbital s. Se llaman los 
metales alcalinos.
I
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Elementos de la columna II, llamado los metales alcalinotérreos, 
todas teniendo 2 electrones en sus capas exteriores de orbitales s
completamente llenas.
II
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Los grupos III, IV, V, VI y VII todos tienen el mismo número de 
electrones de la capa exterior que el número de grupo. Elementos 
del grupo VII son conocidos como los halógenos.
III IV V VI VII
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Elementos del Grupo VIII se caracterizan por tener las capas 
orbitales s o p completamente llena con 2 o 8 electrones en sus 
capas exteriores s y p . Este grupo es conocido como los gases 
nobles o inertes gases inertes, ya que estos elementos no se 
combinan con ellos mismos o cualquier otro elemento en 
condiciones normales
VI
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Los metales de transición ocurren entre los metales alcalinotérreos 
(grupo II) y el grupo III. Estos elementos tienen orbitales d
parcialmente llenos.
Metales de transición
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Hay una discontinuidad en el elemento 57. Empezando con Ce, las orbitales 
4f empiezan a llenarse y para que la tabla no sea demasiada larga, los 
elementos 58 a 71 (Ce hasta Lu) se colocan en la parte inferior de la tabla.
• La serie de La a Lu se conoce como los lantánidos y estos elementos 
también son comúnmente llamados tierras raras.
Configuración de electrones y la 
tabla periódica
• Del mismo modo, otra discontinuidad se produce en el elemento 89, 
Ac en donde las orbitales 5f a ser llenadas, comenzando con el 
elemento de Th. 89 a través de elementos 103 se conocen como los 
actínidos.
El ion 
• En un átomo neutral, el numero de protones y de neutrones 
es igual, por eso el numero de cargas positivas es el mismo 
que las cargas negativas y el átomo no tiene carga
• Sin embargo, algunos elementos de la tabla periódica tienen 
tendencia en perder electrones y convertirse en carga 
positiva y algunos elementos tienden a ganar electrones y se 
convierten en carga negativa. Átomos con una carga eléctrica 
se llaman iones.
Cationes y aniones
• Elementos que tienden a perder electrones se llaman 
metales, mientras que aquellos que tienden a ganar 
electrones son no metales. 
• Por tanto, los metales tienden a formar iones con carga 
positiva llamados cationes, mientras que los no metales 
tienden a formar iones con carga negativa llamados aniones
Potencial de ionización
• Cuando electrones son removidos o adquiridos por un átomo, 
hay una transferencia de energía. 
• La versión de la tabla periódico de la próxima diapositiva da el 
valor de primer potencial de ionización. 
Potencial de ionización
• Los elementos con un potencial de ionización alto no les gusta 
renunciar a los electrones mientras que aquellos con bajo 
potencial de ionización puede renunciar a los electrones más 
fácilmente y tienden a convertirse en cationes.
• La versión de la tabla periódico abajo da el valor de primer 
potencial de ionización. 
Potencial de ionización
Potencial de ionización
• Los gases nobles tienen todos los primeros 
potenciales de ionización alto lo que indica que 
su estructura electrónica es estable.
• La tabla periódica muestra que las capas 
llenándose (arriba) indican que los gases nobles 
tienen todos las orbitales p llenadas. 
• Se debe a que estas sub-capas orbitales están 
llenas y que estos elementos no se vuelven 
fácilmente en iones y no combinen fácilmente 
con otros elementos. 
Potencial de ionización
• Elementos del grupo I (alcalinos) en lo contrario, 
tienen primeros potenciales de ionización muy 
bajos y por ende, es relativamente fácil de remover 
un electrón. 
• Como todos estos elementos tienen en común una 
capa externa con 1 electrón en las orbitales s, estos 
elementos tienden a ser iones +1 (Li+1, Na+1, K+1, 
Rb+1, Cs+1, etc)
• Nota la remoción de este electrón dejara el átomo 
con una configuración de un gas noble, i.e. tendrán 
capas de electrones externas completamente llenas
• El segundo potencial de ionización (la energía 
requerida para remover un segundo electrón) es 
también alto para estos elementos, indicando que 
cuando llegan a +1, tienen una configuración 
electrónica estable. 
Potencial de ionización
• Los elementos del grupo II (los 
alcalinotérreos) tienen un primer potencial 
de ionización bajo y un segundo potencial 
de ionización bajo. Por eso, estos elementos 
tienden a perder 2 electrones y se vuelen en 
iones +2 (Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2, etc.).
• Cuando han perdido 2 electrones tienen 
también una configuración de gases nobles, 
con capas exteriores completamente llenado. 
Potencial de ionización
• Los elementos del grupo VII (halógenos) 
tienen un primer potencial de ionización 
muy alto. No les gusta dar electrones. Nota 
que si reciben un electrón para convertirse en 
un ion, -1 tendrán también todas las capas 
externas similar a las de los gases nobles.
• Entonces, estos elementos tienen la 
tendencia a ganar un electrón para 
convertirse de iones -1 (i.e. F-1, Cl-1, Br-1, 
etc.).. 
Potencial de ionización
• Basado en un razonamiento similar, 
elementos del grupo III tienen la tendencia a 
perder 3 electrones para convertirse en iones 
+3 (i.e. B+3, Al+3, Ga+3, etc.).
• El grupo IV tienden a perder 4 electrones 
para convertirse en iones +4 (C+4, Si+4, Ge+4, 
etc.)
• Pero Pb, por lo general solo pierde 2 
electrones para convertirse a Pb+2
Potencial de ionización
• Los elementos del grupo V tienden a perder 5 
electrones para convertirse en iones +5 (i.e. 
N+5, P+5, As+5).
El grupo VI tiende a ganar electrones pera 
convertirse en iones -2 (i.e. O-2, S-2, Se-2), pero 
azufre a veces pierde 6 electrones para 
convertirse a S+6.
Potencial de ionización
• Los elementos de transición tienen 
todos electrones de orbitales d en 
las capas exteriores y como tienen 
el primer potencial de ionización 
bajo a alto, su comportamiento es 
variable. 
• Los elementos de la 3ra columna 
tienden a convertirse a iones +3 
(Sc+3, Y+3, La+3 ), los de la 4ta 
columna a iones +4 (Ti+4, Zr+4, 
Hf+4), y los de la 5ta columna a 
iones +5 (V+5, Nb+5, Ta+5).
Potencial de ionización
• Pero de la 5ta a la 11 columna, los iones son variable. P.e. Cr 
es normalmente Cr+3, Mn es normalmente Mn+2, Mn+3 o Mn+4, 
Fe puede ser o Fe+2 (hierro ferroso) o Fe+3 (hierro férrico), Ni, 
Co y Zn se vuelven iones +2 y Cu puede ser o Cu+1 o Cu+2. 
Potencialde ionización
• Las tierras raras tienden a convertirse en iones +3, con la 
excepción de Eu, que puede ser Eu+2 o Eu+3. 
• Los actínidos U y Th tienen la tendencia a convertirse en iones 
+4
Electronegatividad 
• Una otra manera de ver la tendencia a ganar o perder 
electrones esta basado en la electronegatividad. 
• La electronegatividad es definida como la habilidad de un 
átomo en una estructura cristalina o molécula de atraer 
electrones en su capa externa. Elementos con valores bajos 
de electronegatividad son electrones donantes y los con 
altos valores son aceptores electrones. 
Electronegatividad 
• Los elementos con electronegatividad baja son donantes de 
electrones y los con alta electronegatividad son aceptantes.
• La electronegatividad aumenta con el numero atómico. 
Electronegatividad 
• El valor de la electronegatividad de los gases nobles es cero 
porque estos átomos no atraen electrones. 
Electronegatividad 
• La resistencia del enlace (bond strength) o la energía de 
enlace, entre el núcleo y el electrón de primer valencia de un 
elemento disminuye a medida que el volumen del átomo en el 
grupo aumenta. Esto implica que los átomos grandes 
mantienen sus electrones de valencia de manera mas suelta 
que los átomos pequeños. 
• El concepto de electronegatividad es especialmente útil en la 
evaluación del tipo de enlace 
Radio atómico y iónico
• El radio atómico está definido como la 
mitad de la distancia entre dos núcleos de 
dos átomos adyacentes. 
• Diferentes propiedades físicas, densidad, 
punto de fusión, punto de ebullición, están 
relacionadas con el tamaño de los átomos. 
Identifica la distancia que existe entre el 
núcleo y el orbital más externo de un 
átomo. 
• Por medio del radio atómico, es posible 
determinar el tamaño del átomo.
Radio atómico y iónico
• El radio iónico es, al igual que el radio 
atómico, la distancia entre el centro del 
núcleo del átomo y el electrón estable más 
alejado del mismo, pero haciendo referencia 
no al átomo, sino al ion. Éste aumenta en la 
tabla de derecha a izquierda por los grupos y 
de arriba hacia abajo por los períodos.
Radio atómico
Radio iónico
Coordinación de iones
• Cuando iones cargados al opuesto se unen para formar una 
estructura de cristal en la cual las fuerzas de enlace son 
dominantemente electrostática, cada ion tiene la tendencia a 
reunirse a si mismo, o a coordinar, el mayor numero de iones 
del signo opuesto como el tamaño lo permite. 
Coordinación de iones
• Los iones de coordinación tienen la tendencia a agruparse 
sobre el ion central de coordinación de manera que sus 
centros están al centro de un poliedro de coordinación de 
aniones. 
• El numero de aniones en el poliedro es el numero de 
coordinación (C.N.) del catión con respecto a al anión dado y 
esta determinado por sus tamaños relativos. 
Numero de coordinación (C.N.) 
versus radio iónico
• El numero de coordinación es 
el numero de átomos que 
rodean un átomo o ion en 
particular en una estructura
• Para los cationes de un 
elemento, números de 
coordinación altos tienen 
radios iónicos mas grandes
Coordination 
Number and 
Radius Ratio
Esquemas de 
empaquetamiento 
atómico
from K&DModified from K&D
Coordinación de iones
• NaCl – halita
• Cl- tiene 6 cationes Na+ de coordinación.
• Un poliedro de coordinación Cl- se puede distinguir. Es un 
octaedro. 
Coordinación de iones
• CaF2 – fluorita
• F- esta coordinado a 4 cationes Ca2+ => forma tetraedro 
• Ca2+ esta coordinado a 8 F- => forma un cubo.
• Todas las estructuras son electrónicamente neutros. 
Enlaces químicos
• Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí 
para formar moléculas o iones.
• Son de tipo eléctrico.
• Al formarse un enlace se desprende energía.
• La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se 
desprende mayor energía produciéndose la máxima 
estabilidad.
• Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor 
energía y mayor estabilidad que estando separado.
Tipos de enlaces químicos
• Iónicos: unen iones entre sí.
• Atómico: unen átomos neutros 
entre sí.
• Covalente
• Metálico
• Intermolecular: unen unas 
moléculas a otras.
• Van der Waals
• Enlace Hidrogeno
Enlace iónico 
• Un enlace iónico es aquel en el que los elementos 
involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un 
catión y un anión) y los átomos se vuelven en iones para llegar 
a una configuración electrónica estable. 
• Se da entre metales y no-metales.
• Los metales tienen, en general, pocos electrones en su capa 
de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa 
anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en 
cationes.
• Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y 
tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose 
en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.
Reacciones de ionización
• Los metales se ionizan perdiendo electrones:
• M – n e–  Mn+
• Los no-metales se ionizan ganando electrones:
• N + n e–  Nn–
• Ejemplos:
• Metales: Na – 1 e–  Na+
Ca – 2 e–  Ca2+
Fe – 3 e–  Fe3+
• No-metales: Cl + 1 e–  Cl–
O + 2 e–  O2–
Enlace iónico 
• En enlace iónico se da por la atracción electrostática 
entre cargas de distinto signo, formando una estructura 
cristalina.
• Ejemplo: Na –––––– Na+
1 e–
Cl –––––– Cl–
El catión Na+ se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a todos 
ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza 
especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–.
• La fórmula de estos compuestos es empírica.
Ejemplo
Escribir las reacciones de ionización y deducir la fórmula 
del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio.
• Las reacciones de ionización serán:
• (1) Al – 3 e–  Al3+
(2) O + 2 e–  O2–
• Como el número de electrones no coincide, para hacerlos 
coincidir se multiplica la reacción (1)x2 y la (2)x3.
• 2 x(1) 2 Al – 6 e–  2 Al3+
3 x(2) 3 O + 6 e–  3 O2–
• Sumando: 2 Al + 3 O  2 Al3++ 3 O2–
• La fórmula empírica será Al2O3
Enlace iónico 
• Implica que un átomo pierde uno o mas electrones y un otro 
átomo gana estos electrones.
Hay diferentes maneras de mostrar la transferencia de 
electrones en la formación de compuestos iónicos.
Estructura de compuestos iónicos 
(cloruro de sodio)
• Los componentes iónicos 
existen como redes 
cristalinas con patrones 
particulares de alternancia 
de iones positivos y 
negativos. La celda de 
unidad es el grupo de iones 
mas pequeño que esta 
repetido. 
NaCl forms a cubic 
crystal lattice structure.
• Diferentes cristales pueden formarse. 
• La carga y el tamaño relativo de los iones afectan el tipo 
de estructural cristalina que un compuesto iónico 
formará 
Propiedades de los compuestos 
iónicos
• Propiedades mecánicas: duros y frágil, se van a romper cuando se 
golpean
• Punto de fusión y ebullición altos debido a la atracción fuerte entre los 
iones.
Un cristal iónico se romperá 
en planos lisos, en los que 
las cargas iguales se 
alinean.
• Solubilidad: son solubles en agua 
cuando las fuerzas de atracción entre 
los iones y las moléculas de agua son 
más fuertes que las fuerzas de 
atracción entre los propios iones
polares.
Propiedades de los compuestos 
iónicos
• Conductores en estado disuelto o fundido. Los solidos no 
pueden ser conductores porque los iones no pueden moverse
• Punto de fusión y ebullición altos debido a las atracciones 
fuertes entre iones. 
Enlace metálico
• Se da entre átomos metálicos.
• Todos tienden a ceder e– .
• Los cationes forman una estructura cristalina, y los e–
ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar 
fijados a ningún catión concreto (mar de e– ).
• Los e– están bastante libres, pero estabilizan la estructura 
al tener carga contraria a los cationes.
Empaquetamiento de cationes 
metálicos.
Propiedades de los compuestos 
metálicos.
• Punto de fusión y ebullición: muy variado (aunque suelen ser 
más bien alto). A mayorfortaleza de las fuerzas de enlace, 
mayor será el punto de fusión y ebullición de metales puros
• Conductividad eléctrica y termal: muy buenos conductores en 
estado sólido porque los electrones son libre y pueden mover 
de un átomo al próximo.
• Son dúctiles y maleables (no frágiles).
presión
• Dureza: la variación entre metales es 
debido a la diferencias en el tamaño del 
cristal (los pequeños hacen metales mas 
duros)
Aleaciones
• Aleaciones son mezclas solidas de dos o mas metales. 
• La adición del segundo metal, tan solo en pequeñas cantidades, 
puede afectar de manera significativa las propiedades de una 
sustancia. 
• En algunos casos, átomos no-metales como carbón, son agregados
Si el átomo del segundo metal 
tiene un tamaño similar al primer 
metal, toman el espacio de 
estos átomos => sustitución
Si el átomo del segundo metal es de 
tamaño mucho menor que el primer 
metal, tendrá espacio entre los átomos 
mas grandes => intersticial
Enlaces covalentes
• Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e–
de valencia.
• La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a 
girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.
• Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se 
denomina enlace covalente coordinado
Tipos de enlace covalente
• Enlace covalente puro (No-Polar)
• Se da entre dos átomos iguales.
• Enlace covalente polar
• Se da entre dos átomos distintos.
• Es un híbrido entre el enlace 
covalente puro y el enlace iónico.
Enlace covalente.
Puede ser:
• Covalente simple: Se 
comparten una pareja de 
electrones.
• Covalente doble: Se 
comparten dos parejas de 
electrones.
• Covalente triple: Se 
comparten tres parejas de 
electrones.
• No es posible un enlace 
covalente cuádruple entre 
dos átomos por razones 
geométricas.
Enlace covalente polar (entre dos 
no-metales distintos)
• Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla 
del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su 
única capa con tan sólo 2 e– .
• La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia 
el elemento más electronegativo, por lo que aparece una 
fracción de carga negativa “–” sobre éste y una fracción de 
carga positiva sobre el elemento menos electronegativo 
“+”.
Enlace Van der Waals
• Es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre 
partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas 
al enlace covalente o iónico. 
• Las fuerzas de Van der Waals son relativamente débiles 
comparadas con los enlaces químicos normales
• Las fuerzas de Van der Waals incluyen a atracciones entre 
átomos, moléculas y superficies. Difieren del enlace covalente 
y del enlace iónico en que están causados por correlaciones 
en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas
Enlace hidrogeno
• Atracción dipolo-dipolo entre moléculas que tienen átomos de 
H muy polarizados positivamente. 
• Ejemplo: pelo