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

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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). Eric Calvo Lorente

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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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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)

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

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

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La geometría de los orbitales se muestra en las figuras siguientes:

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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

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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.



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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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