Metales
La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un solape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo que le da su peculiar brillo.
El concepto de metal refiere tanto a elementos puros, así como aleaciones con características metálicas, como el acero y el bronce. Los metales comprenden la mayor parte de la tabla periódica de los elementos y se separan de los no metales por una línea diagonal entre el boro y el polonio. En comparación con los no metales tienen baja electronegatividad y baja energía de ionización, por lo que es más fácil que los metales cedan electrones y más difícil que los ganen.
En astrofísica se llama metal a todo elemento más pesado que el helio.
Los metales poseen ciertas propiedades físicas características, entre ellas son conductores de la electricidad. La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto (Bi) es rosáceo, el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. En otros metales aparece más de un color; este fenómeno se denomina policromismo. Otras propiedades serían:
Maleabilidad: capacidad de los metales de hacerse láminas al ser sometidos a esfuerzos de compresión.
Ductilidad: propiedad de los metales de moldearse en alambre e hilos al ser sometidos a esfuerzos de tracción.
Tenacidad: resistencia que presentan los metales a romperse al recibir fuerzas bruscas (golpes, etc...)
Resistencia mecanica:capacidad para resistir esfuerzo de tracción, comprensión, torsión y flexión sin deformarse ni romperse.
Suelen ser opacos o de brillo metálico, tienen alta densidad, son dúctiles y maleables, tienen un punto de fusión alto, son duros, y son buenos conductores (calor y electricidad).
Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos, formando una especie de mar (también conocido como mar de Drude) que los baña a todos, que se conoce como enlace metálico (véase semiconductor).
Está relacionado con las propiedades físicas de los metales, por lo que comenzaremos hablando un poco sobre estos mismos para así poder comprender mejor lo que es el mar de Drude.
La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un traslape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo cual le da su peculiar brillo.
Los metales tienen ciertas propiedades físicas características: a excepción del mercurio son sólidos a condiciones ambientales normales, suelen ser opacos y brillantes, tener alta densidad, ser dúctiles y maleables, tener un punto de fusión alto, ser duros, y ser buenos conductores del calor y electricidad. Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos, formando una especie de mar (también conocido como mar de Drude), que se conoce como Enlace metálico.
Mediante la teoría del mar de Drude podemos explicar por que los metales son tan buenos conductores del calor y la electricidad, es necesario comprender la naturaleza del enlace entre sus átomos.
Un primer intento para explicar el enlace metálico consistió en considerar un modelo en el cual los electrones de valencia de cada metal se podían mover libremente en la red cristalina (teoría de Drude-Lorentz); de esta forma, el retículo metálico se considera constituido por un conjunto de iones positivos (los núcleos rodeados por su capa de electrones) y electrones (los de valencia), en lugar de estar formados por átomos neutros.
En definitiva un elemento metálico se considera que esta constituido por cationes metálicos distribuidos regularmente e inmersos en un "mar de electrones" de valencia deslocalizados, actuando como un aglutinante electrostática que mantiene unidos a los cationes metálicos.
El modelo de mar de electrones permite una explicación cualitativa sencilla de la conductividad eléctrica y térmica de los metales. Dado que los electrones son móviles, se puede trasladar desde el electrodo negativo al positivo cuando el metal se somete al efecto de un potencial eléctrico. Los electrones móviles también pueden conducir el calor transportando la energía cinética de una parte a otra del cristal. El carácter dúctil y maleable de los metales está permitido por el hecho de que el enlace deslocalizado se extiende en todas las direcciones; es decir, no está limitado a una orientación determinada, como sucede en el caso de los sólidos de redes covalentes.
Cuando un cristal metálico se deforma, no se rompen enlaces localizados; en su lugar, el mar de electrones simplemente se adapta a la nueva distribución de los cationes, siendo la energía de la estructura deformada similar a la original. La energía necesaria para deformar un metal como el Litio es relativamente baja, siendo, como es lógico, mucho mayor la que se necesita para deformar un metal de transición, por que este ultimo posee muchos más electrones de valencia que son el aglutinante electrostático de los cationes.
Mediante la teoría del mar de electrones se pueden justificar de forma satisfactoria muchas propiedades de los metales, pero no es adecuada para explicar otros aspectos, como la descripción detallada de la variación de la conductividad entre los elementos metálicos.
Los metales pueden formar aleaciones entre sí y se clasifican en:
- Ultraligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 2. Los más comunes de este tipo son el magnesio y el berilio.
- Ligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 4,5. Los más comunes de este tipo son el aluminio y el titanio.
- Pesados: Densidad en g/cm³ superior a 4,5. Son la mayoría de los metales.
Metales
La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC.
Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos.
Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....
NO METALES Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.
Comparación DE LOS METALES Y NO METALES | Metales | no metales |
| Los sólidos son maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y la electricidad Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos. Tienden a formar cationes en solución acuosa. Las capas externas contienen poco electrones habitualmente trss o menos. | No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*. |
Metales
Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico).
No Metales Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica.
Grupo 1 A: Hidrógeno
Hidrógeno Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Poco soluble en agua (2,5 volúmenes/%): la molécula de hidrógeno es muy apolar. Se absorbe muy bien por los metales: el paladio absorbe hasta 850 veces su volumen de hidrógeno. El hidrógeno gas difunde fácilmente a través de los metales y del cuarzo. Es relativamente inerte, pero con un ligero aporte energético se disocia y el hidrógeno monoatómico resultante es muy reactivo: con el oxígeno lo hace de forma explosiva y llama azul pálida. Reacciona con otros muchos elementos: metales alcalinos, alcalinotérreos (excepto berilio), algunos metales del grupo d para formar hidruros metálicos; con los del grupo del nitrógeno forma amoníaco, fosfina; con los halógenos forma los halogenuros de hidrógeno.
Carbono El carbono es un no metal inodoro e insípido, Es insoluble en la mayoría de los disolventes. Se encuentra en la naturaleza en cuatro formas alotrópicas: nanotubos, fullerenos, grafito y diamante.
El diamante es uno de los materiales más duros (10 en la escala de Mohs), aunque es quebradizo. Es incoloro. Su conductividad térmica es alta. No conduce la corriente. Es insoluble en disolventes líquidos.
El grafito es muy blando y quebradizo, de tacto resbaladizo. Su color va del gris mate al acerado. Es la forma más abundante. Es insoluble en disolventes líquidos.
Los fullerenos son nuevas formas sólidas de un número finito de átomos de carbono. Realmente es la única forma de carbono puro. Los nanotubos son materiales frágiles, dependiendo de la estructura unos pueden conducir la corriente como los metales y otros no; semiconductor o metal según la geometría. Tienen un alta conductividad térmica a lo largo del tubo y muy baja en dirección perpendicular.
Nitrógeno A temperatura ambiente, es un gas incoloro, inodoro e insípido, no combustible, diamagnético, en estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua. El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas.
Fósforo Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos); los más importantes son: blanco (o amarillo), rojo, negro y violeta. El fósforo ordinario es un sólido blanco céreo; cuando es puro es incoloro y transparente. En corte reciente parece amarillento. Es insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. Arde espontáneamente en el aire con llama blanco-amarillenta, produciendo vapores blancos de pentaóxido de difósforo (P2O5).
El fósforo blanco es un aislante. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del P2O3 de su superficie en P2O5, más estable. El fósforo rojo, es insoluble en agua. Por encima de 700ºC aparece la forma P2, es muy venenoso. El fósforo violeta (color rojo-violeta) no es una forma importante. Tiene una estructura en capas. No es venenoso. El fósforo negro tiene un color gris oscuro con brillo metálico. Es escamoso como el grafito y, como éste, conduce la corriente y el calor.
Oxigeno El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza: 50,3% en peso (incluyendo agua y atmósfera). El O2 es la forma alotrópica más abundante del oxígeno. El oxígeno es incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido y sólido es azul pálido y fuertemente paramagnético. La solubilidad en agua disminuye con el aumento de la temperatura.
El ozono (O3) (la otra forma alotrópica del oxígeno). Es un gas diamagnético azulado, de olor característico (el que se percibe después de las tormentas con importante aparato eléctrico). Es débilmente soluble en agua. En estado líquido es azul oscuro y en estado sólido es violeta oscuro. Azufre El azufre es un sólido amarillo pálido, inodoro, frágil, insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. En todos los estados, el azufre elemental se presenta en varias formas alotrópicas o modificaciones; éstas presentan una multitud de formas confusas cuyas relaciones no están todavía completamente aclaradas. La flor de azufre es un polvo fino amarillo que se forma en las superficies frías en contacto con vapor de azufre. El azufre es un mal conductor del calor y de la electricidad. Flúor Es un gas corrosivo amarillo claro (incoloro en finas capas), venenoso y de olor penetrante. Es inflamable y el fuego no hay forma de apagarse. El flúor es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. Si están finamente divididos, metales, vidrios, cerámicas, carbono e incluso agua y amoníaco, arden con el flúor con llama brillante. Con sustancias orgánicas las reacciones son muy violentas.
Cloro Es un gas amarillo-verdoso de olor asfixiante, muy tóxico. Es muy activo y reacciona directamente con la mayoría de los elementos (excepto nitrógeno, oxígeno y carbono). En algunos casos (hidrógeno) la reacción es lenta en la oscuridad o a temperatura ambiente, pero en presencia de luz (reacción fotoquímica) o por encima de 250 ºC se da de modo explosivo. Húmedo ataca a todos los metales (excepto tántalo) dando cloruros. Sustituye fácilmente al hidrógeno en las combinaciones hidrocarbonadas mediante reacciones muy vigorosas. Es soluble en agua.
Bromo Es el único no metal líquido. De color rojo oscuro, pesado (cinco veces más denso que el aire), fluido, que se volatiliza fácilmente a temperatura ambiente, produciendo un vapor rojo de olor muy desagradable, que asemeja al cloro. En estado sólido es rojo oscuro, y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado rojizo. En estado gaseoso es color naranja a marrón oscuro, persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500ºC. Yodo Es un sólido cristalino, escamoso, de color negro violeta, de brillo metálico, que sublima a temperatura ambiente a gas azul-violeta con olor irritante. El iodo presenta algunas propiedades metálicas. Forma compuestos con muchos elementos (excepto gases nobles, azufre y selenio), aunque es menos activo que los otros halógenos, que lo desplazan de los yoduros. Es un oxidante moderado. En estado líquido es marrón.
ELECTRONEGATIVIDAD, VALENCIA, TIPO DE ENLACE DE LOS NO METALES EN FUNCIÓN DE SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
| Elemento | Electronegatividad | Valencia | Tipo de enlace según su configuración electrónica |
| Hidrógeno (H) | 2.1 | 1 | 1s1 Enlace covalente e iónico |
| Carbono (C) | 2.5 | 2-4 | 1s22s2p2 Enlace covalente |
| Nitrógeno (N) | 3 | 3-5 | 1s22s2p3 Enlace covalente |
| Fósforo (P) | 2.1 | 3-5 | 1s22s2p63s2p3 Enlace covalente |
| Oxígeno (O) | 3.5 | 2 | 1s22s2p4 Enlace covalente |
| Azufre (S) | 2.5 | 2-4-6 | 1s22s2p63s2p4 Enlace covalente |
| Selenio (Se) | 2.4 | 2-4-6 | 1s22s2p63s2p6d104s2p4 Enlace covalente |
| Flúor (F) | 4 | 1 | 1s22s2p5 , Enlace covalente |
| Cloro (Cl) | 3 | 1-3-5-7 | 1s22s2p63s2p5 Enlace covalente |
| Bromo (Br) | 2.8 | 1-3-5-7 | 1s22s2p63s2p6d104s2p5 Enlace covalente |
| Yodo (I) | 2.5 | 1-3-5-7 | 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p5 Enlace covalente |
| Helio (He) * | - | 0 | 1s2 No hay enlace |
| Neón (Ne) * | - | 0 | 1s22s2p6 No hay enlace |
| Argón (Ar) * | - | 0 | 1s22s2p63s2p6 No hay enlace |
| Criptón (Kr) * | - | 0 | 1s22s2p63s2p6d104s2p6 No hay enlace |
| Xenón (Xe) * | - | 0 | 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p6 No hay enlace |
| Radón (Rn) * | - | 0 | 1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f145s2p6d106s2p6 No hay enlace |
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