16. Enlace metálico | 🔗 Enlace químico | Joseleg

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A principios de la década de 1900, Paul Drüde ideó la teoría del enlace metálico del "mar de electrones" al modelar los metales como una mezcla de núcleos atómicos (núcleos atómicos = núcleos positivos + capa interna de electrones) y electrones de valencia. Los enlaces metálicos ocurren entre los átomos de metales. Mientras que los enlaces iónicos unen metales con no metales, y los covalentes a no-metales consigo mismos, los enlaces metálicos unen la mayor parte de los átomos metálicos. Una hoja de papel de aluminio y un alambre de cobre son lugares donde se puede ver la unión metálica en acción.

Los metales tienden a tener puntos de fusión y puntos de ebullición altos, lo que no es compatible con el enlace covalente, lo que sugiere fuertes enlaces entre los átomos. Incluso un metal blando como el sodio (punto de fusión 97.8 °C) se funde a una temperatura considerablemente más alta que el elemento (neón) que le precede en la tabla periódica. Cuando los átomos de sodio se juntan, el electrón en el orbital atómico 3s de un átomo de sodio comparte espacio con el electrón correspondiente en un átomo vecino para formar un orbital molecular, de la misma manera que se forma un enlace covalente.

La diferencia, sin embargo, es que cada átomo de sodio está siendo tocado por otros ocho átomos de sodio, y el intercambio ocurre entre el átomo central y los orbitales 3s en todos los otros ocho átomos. Cada uno de estos ocho está siendo tocado a su vez por ocho átomos de sodio, que a su vez son tocados por ocho átomos, y así sucesivamente, hasta que haya absorbido todos los átomos en ese trozo de sodio. Todos los orbitales 3s en todos los átomos se superponen para dar una gran cantidad de orbitales moleculares que se extienden por toda la pieza de metal. Tiene que haber una gran cantidad de orbitales moleculares, por supuesto, porque cualquier orbital solo puede contener dos electrones.

Los electrones pueden moverse libremente dentro de estos orbitales moleculares metálicos, por lo que cada electrón se separa de su átomo original. Se dice que los electrones están deslocalizados. El metal se mantiene unido por las fuertes fuerzas de atracción entre los núcleos positivos y los electrones deslocalizados.

Figura 16‑1. Enlace metálico: el modelo del mar de electrones: núcleos atómicos positivos (círculos naranjas) rodeados por un mar de electrones deslocalizados (círculos amarillos).

Esto a veces se describe como "una matriz de iones positivos en un mar de electrones". Si vas a usar esta analogía, ¡cuidado! ¿Un metal está formado por átomos o iones? Está hecho de átomos. Cada centro positivo en el diagrama representa todo el resto del átomo, excepto el electrón externo, pero ese electrón no se ha perdido; puede que ya no tenga un vínculo con un átomo en particular, pero todavía está allí en la estructura. Por lo tanto, el sodio metálico se escribe como Na, no como Na+. Adicionalmente cuando un átomo de sodio pierde un electrón éste es incapaz de mantenerse unido a la matriz metálica y por lo tanto es expulsado inmediatamente, lo cual explica porque los procesos de oxidación implica la pérdida de masa de un metal.

En un metal fundido, el enlace metálico todavía está presente, aunque la estructura ordenada se haya roto. El enlace metálico no se rompe por completo hasta que el metal hierve. Eso significa que el punto de ebullición es en realidad una mejor guía para la fuerza del enlace metálico que el punto de fusión. Al fundirse, la unión se afloja, no se rompe. La fuerza de un enlace metálico depende de tres cosas:

👉 El número de electrones que se deslocalizan del metal.

👉 La carga del catión (metal).

👉 El tamaño del catión.

Un enlace metálico fuerte será el resultado de más electrones deslocalizados, lo que hace que aumente la carga nuclear efectiva de los electrones en el catión, lo que hace que el tamaño del catión sea más pequeño. Los enlaces metálicos son fuertes y requieren una gran cantidad de energía para romperse y, por lo tanto, los metales tienen puntos de fusión y ebullición altos. Una teoría del enlace metálico debe explicar cómo puede ocurrir tanto enlace con tan pocos electrones (ya que los metales están ubicados en el lado izquierdo de la tabla periódica y no tienen muchos electrones en sus capas de valencia). La teoría también debe tener en cuenta todas las propiedades químicas y físicas únicas de un metal.

Triángulo de van Arkel-Ketelaar

Anteriormente, argumentamos que los enlaces entre átomos pueden clasificarse como un rango de enlaces posibles entre enlaces iónicos (transferencia de carga total) y enlaces covalentes (electrones compartidos por completo). Cuando dos átomos de electronegatividades ligeramente diferentes se juntan para formar un enlace covalente, un átomo atrae los electrones más que el otro; esto se llama enlace covalente polar. Sin embargo, los enlaces "iónicos" y "covalentes" simples son conceptos idealizados y la mayoría de los enlaces existen en un continuo bidimensional descrito por el Triángulo de van Arkel-Ketelaar.

Figura 16‑2. El triángulo de van Arkel-Ketelaar traza la diferencia en electronegatividad ( Δχ ) y la electronegatividad promedio en un enlace ( ∑χ ). La región superior es donde los enlaces son principalmente iónicos, la región inferior izquierda es donde el enlace es metálico y la región inferior derecha es donde el enlace es covalente.

Los triángulos de enlace o triángulos de van Arkel-Ketelaar (llamados así por Anton Eduard van Arkel y J. A. A. Ketelaar) son triángulos que se utilizan para mostrar diferentes compuestos en diversos grados de enlace iónico, metálico y covalente. En 1941, van Arkel reconoció tres materiales extremos y tipos de unión asociados. Usando 36 elementos del grupo principal, como metales, metaloides y no metales, colocó enlaces iónicos, metálicos y covalentes en las esquinas de un triángulo equilátero, así como especies intermedias sugeridas. El triángulo de enlace muestra que los enlaces químicos no son solo enlaces particulares de un tipo específico. Más bien, los tipos de enlaces están interconectados y diferentes compuestos tienen diferentes grados de diferente carácter de enlace (por ejemplo, enlaces covalentes polares).

Propiedades metálicas

Los metales tienen varias cualidades que son únicas, como la capacidad de conducir electricidad y calor, una energía de ionización baja y una electronegatividad baja (por lo que ceden electrones fácilmente para formar cationes). Sus propiedades físicas incluyen una apariencia lustrosa (brillante), y son maleables y dúctiles. Los metales tienen una estructura cristalina pero pueden deformarse fácilmente, es decir, pueden doblarse. En este modelo, los electrones de valencia son libres, deslocalizados, móviles y no están asociados con ningún átomo en particular. Este modelo puede dar cuenta de:

Conductividad

Dado que los electrones son libres, si los electrones de una fuente externa fueran empujados hacia un extremo de un cable de metal, los electrones se moverían a través del cable y saldrían por el otro extremo a la misma velocidad (la conductividad es el movimiento de carga).

Maleabilidad y ductilidad:

El modelo del mar de electrones de los metales no solo explica sus propiedades eléctricas, sino también su maleabilidad y ductilidad. El mar de electrones que rodea a los protones actúa como un colchón, por lo que cuando se martilla el metal, por ejemplo, la composición general de la estructura del metal no se daña ni cambia. Los protones pueden reorganizarse, pero el mar de electrones se ajustará a la nueva formación de protones y mantendrá intacto el metal. Cuando una capa de iones en un mar de electrones se mueve a lo largo de un espacio con respecto a la capa debajo de ella, la estructura cristalina no se fractura, sino que solo se deforma.

Capacidad calorífica:

Esto se explica por la capacidad de los electrones libres para moverse por el sólido.

Brillo:

Los electrones libres pueden absorber fotones en el "mar", por lo que los metales tienen un aspecto opaco. Los electrones en la superficie pueden hacer rebotar la luz a la misma frecuencia que la luz golpea la superficie, por lo tanto, el metal parece estar brillante.

Sin embargo, estas observaciones son solo cualitativas y no cuantitativas, por lo que no se pueden probar. La teoría del "Mar de electrones" se presenta hoy solo como un modelo simplificado de cómo funciona el enlace metálico.

Efecto de los electrones de valencia en las propiedades metálicas

Se sabe que el punto de fusión del magnesio (650 °C) es más alto que el del sodio (97,79 °C). El magnesio tiene la estructura electrónica externa 3s². Ambos electrones se deslocalizan, por lo que el "mar" tiene el doble de densidad de electrones que el sodio. Los "iones" restantes también tienen el doble de carga (si va a usar esta vista particular del enlace metálico) y, por lo tanto, habrá más atracción entre los "iones" y el "mar".

De manera más realista, cada átomo de magnesio tiene 12 protones en el núcleo en comparación con los 11 del sodio. En ambos casos, el núcleo está protegido de los electrones deslocalizados por la misma cantidad de electrones internos: los 10 electrones en los orbitales 1s² 2s² 2p⁶. Eso significa que habrá una atracción neta del núcleo de magnesio de 2+, pero solo 1+ del núcleo de sodio.

Así que no sólo habrá un mayor número de electrones deslocalizados en el magnesio, sino que también habrá una mayor atracción hacia ellos desde los núcleos de magnesio. Los átomos de magnesio también tienen un radio ligeramente más pequeño que los átomos de sodio, por lo que los electrones deslocalizados están más cerca de los núcleos. Cada átomo de magnesio también tiene doce vecinos cercanos en lugar de los ocho del sodio. Ambos factores aumentan aún más la fuerza del vínculo.

Los metales de transición tienden a tener puntos de fusión y puntos de ebullición particularmente altos. La razón es que pueden involucrar a los electrones 3d en la deslocalización así como a los 4s. Cuantos más electrones pueda involucrar, más fuertes tienden a ser las atracciones y más altos los puntos de fusión.