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Tema 19.1. ELEMENTOS METÁLICOS. CARACTERÍSTICAS GENERALES
Tema 19.2. ELEMENTOS METÁLICOS. REACTIVIDAD
Tema 19. ELEMENTOS METÁLICOS
J. Isasi
Situación de los metales en la tabla periódica.
Estructura de los metales.
Enlace en los metales.
Propiedades físicas de los metales.
Son metales 3/4
partes de elementos
de la
tabla periódica
Elementos del bloque s
METALES
Lantanoides, lantánidos
o tierras raras
Actinoides o actínidos
Alcalinos
Alcalinotérreos
Metales de transición Elementos del bloque d
Elementos pesados de la serie p
Elementos de transición interna
J. ISASI
Li
Na
K
BaCs
Rb Sr
Ca Sc
Y
RfAc
La
Ti
Hf
Zr
V
Nb
SgDb
Ta
Cr
W
Mo
Mn
Tc
HsBh
Re
Fe
Os
Ru
Co
Rh
UunMt
Ir
Ni
Pt
Pd
Be
Cu
Ag
UubUuu
Au
Zn
Hg
Cd
Ga
UuqUut
In
Pb
Sn
P
As
Sb
UuhUup
Bi Po
Te
Cl
Br
I
UuoUus
At Rn
Xe
PaTh
Ce Pr
NpU
Nd Pm
AmPu
Sm Eu
BkCm
Gd Tb
EsCf
Dy Ho
Fr Ra
Al C
ON LiF
Tl
He
MdFm
Er Tm
LrNo
Yb Lu
C
Ge
O
S
Se
He
Ne
Ar
Kr
H
Be
Mg
B C
SiSi
Ge
SITUACIÓN DE LOS METALES
Elevado número de elementos metálicos. Prácticamente todos polimorfos
No obstante, el número de estructuras cristalinas diferentes es reducido
Ag
AlFe
Au Cu
ESTRUCTURADE LOS METALES
El claro incremento del índice de coordinación origina redes
compactas con estructuras que pueden describirse a partir
del modelo de empaquetamiento compacto de esferas rígidas
Descripción muy interesante a la hora de explicar algunos de los tipos
estructurales adoptados por los compuestos de los elementos metálicos.
Li
Na
K
BaCs
Rb Sr
Ca Sc
Y
RfAc
La
Ti
Hf
Zr
V
Nb
SgDb
Ta
Cr
W
Mo
Mn
Tc
HsBh
Re
Fe
Os
Ru
Co
Rh
UunMt
Ir
Ni
Pt
Pd
Be
Cu
Ag
UubUuu
Au Hg
Ga
Uut
In
PaTh
Ce Pr
NpU
Nd Pm
AmPu
Sm Eu
BkCm
Gd Tb
EsCf
Dy Ho
Fr Ra
Al
MdFm
Er Tm
LrNo
Yb Lu
Be
Mg
bccccphcp
Estructuras de los elementos metálicos a temperatura ambiente.Los elementos con estructuras más complejas se muestran en color gris
Zn
Tl
Cd
d,
Átomos: Representados como esferas de diámetro fijo.
Número de coordinación: número de vecinos más cercanos.
Indica cómo de empaquetados se encuentran los átomos.
Estructura: Forma geométrica de representar los átomos constitutivos
de un metal que se encuentran espacialmente ordenados.
Conceptos a tener en cuenta:
➢ Geométricamente puede ser representada por un paralepípedo.
➢ La geometría de la celda es descrita en términos de unos
parámetros de red:
1. La longitud de las tres aristas del paralelepípedo (a, b y c)
2. Los tres ángulos entre las aristas( α, β y γ)
Ceda unidad: grupo de átomos que al repetirse en todas las
direcciones regeneran la estructura metálica completa.
b
a
cy
z
x
Conceptos a tener en cuenta:
Empaquetamiento
compacto de esferas iguales
Mínimo espacio vacío posible
AB-ABAB-AB
ABC-ABC
ESTRUCTURA DE UN METAL
Cúbica:
α = β = γ = 90º
a= b = c
Celda unidad cúbica
centrada en las carasCapas:
EMPAQUETAMIENTO CÚBICO COMPACTO
em
paq
ueta
mie
nto
cú
bic
o c
om
pacto
nc = 12
Eje 3
Eje 3
Máximo número de esferas tangentes a una
dada desde el punto de vista geométrico.
Celda unidad hexagonal
Hexagonal:
α = β = 90º
γ = 120º
a = b = c
Capas:
EMPAQUETAMIENTO HEXAGONAL COMPACTO
El eje senario del prisma es perpendicular
a los planos de los átomos.
nc = 12em
paq
ueta
mie
nto
hexag
on
al co
mp
acto
También es compacta: 1 átomo se rodea de 8pero menos compacta que si fuera nc = 12
Se da en menor proporción aunque existen metales con este empaquetamiento
nc = 8
EMPAQUETAMIENTO CÚBICO CENTRADO EN EL CUERPO
Alta densidad relativa
El conjunto de los tres empaquetamientos indicados representan
alta coordinación
característica del enlace metálico
IC = 6IC 6nc = 6
A CONTINUACION, SE ESTUDIAN CONTENIDOS A TENER EN
CUENTA CUANDO SE CONSIDERAN EMPAQUETAMIENTOS.
ESTOS CONTENIDOS RESULTAN DE APLICACION AL ESTUDIAR
LOS COMPUESTOS DE LOS ELEMENTOS METALICOS.
Por cada esfera situada en el centro de la celdilla: 1
Por cada esfera situadas en una cara de la celdilla: 1/2
Las esferas situadas en las aristas de la celdilla: 1/4
Las esferas situadas en los vértices de la celdilla: 1/8
Empaquetamiento cúbico compacto:
Átomo verde: 8 x 1/8 + 6 x 1/2 = 4
Átomo violeta: 12 x 1/4 (en centro de aristas) + 1 (en centro del cubo) = 4
Cálculo del número de esferas de la red por celda unidad
Número de huecos octaédricos = número de esferas de la red = 4
Número de huecos tetraédricos = 2 x número de huecos octaédricos = 8
ho
htht
Posición de los huecos en un empaquetamiento
cúbico compacto
a
b
c
Aristas paralelas eje a
Número de esferas/celda = Número de ho
Posición de los huecos en un
empaquetamiento cúbico compacto
Aristas paralelas eje bNúmero de esferas/celda = Número de ho
Posición de los huecos en un
empaquetamiento cúbico compacto
Número de esferas/celda = 3 + 2 x ½ + 12 x 1/6 = 6 = número de ho
Posición de los huecos en un empaquetamiento
hexagonal compacto
Número de esferas/celda = 3 + 2 x ½ + 12 x 1/6 = 6 = número de ho
Posición de los huecos en un
empaquetamiento hexagonal compacto
Número de ht = 2 x N = 2 x 6 = 12
Número de ht = (4 + 2 + 2) huecos dentro de la celda + (6 x 2) 12 aristas /3 celdillas (4 huecos) = 12
Posición de los huecos en un
empaquetamiento cúbico compacto
Factor de empaquetamiento (F.E.)
Espacio ocupado por los átomos en una celda unidad
F. E. = Volumen de átomos/Volumen de celda unidad
F. E. = n 4/3 r3/ Vcelda unidad n = 1, 2, 4 átomos
V celdas unidad = a3 = [2r]3, [(4r)/ 3]3, [(4r)/ 2]3
r = radio atómico
Cálculo del porcentaje de empaquetamiento
Empaquetamiento cúbico compacto
4r
(4r)2 = (a)2 + (a)2
Densidad = nº de átomos (p.a./6.023 x 1023) (g/átomo)/volumen celda unidad
F. E = 4 x 4/3 r3/(4r/2)3 = 74%
4r
a
aa
4r4r
aa
a
a = (4r)/ 2
BCC HCP CCP
Eficacia de
empaquetamiento(%) 68 74 74
Número de coordinación 8 12 12
Contenido de la celda (Z) 2 6 4
Huecos N octaédricos
+
2N tetraédricos
Características de los diferentes empaquetamientos
Po
Estructura Arista (a) Átomos Número de Factor de Metales
en función de r por celda coordinación empaquetamiento típicos
Cúbica simple a= 2r 1 6 0.52 Po
Cúbica centrada
en el cuerpo a = (4r)/ 3 2 8 0.68 Fe, Na, Cr, Zr
Cúbica centrada
en las caras a = (4r)2 4 12 0.74 Fe, Cu, Au, Ni
Hexagonal a= 2r
c= 1.633a 6 12 0.74 Ti, Mg, Cd, Zn
Características de diferentes metales
El Cu buen conductor de la corriente eléctrica
Au y Ag son buenos conductores también pero demasiado
costosos para utilizarlos comercialmente
➢ Teoría del gas electrónico (Drude, 1900; Lorentz, 1923).
➢ Teoría del enlace de valencia (Griffith, 1956; Pauling, 1958)
➢ Teoría unificada del estado sólido = Teoría de bandas de
energía (metales).
Poco desarrollo en su aplicación al enlace metálico
Deben explicar - La conductividad eléctrica - La alta conductividad térmica- El brillo y la capacidad de deformación (los electrones se redistribuyen)
Presión
El metal cambia de formapero no se rompe
TEORÍAS DEL ENLACE METÁLICO
Sólido = red de restos positivos inmersos en un mar de electrones de
valencia que son móviles.
¿Cuál es la característica de este metal que le permite
conducir fácilmente la corriente eléctrica?
V
Electrones deslocalizados
Electrones localizados
en los núcleos
TEORÍAS DEL GAS ELECTRÓNICO
➢ En cada choque el electrón cede parte de su energía al núcleoque vibra como un resorte alrededor de su posición.
➢ Estas vibraciones reflejan la energía perdida por las colisiones delos electrones con los núcleos y se manifiestan en forma de calor.
Al enfriar los conductores metálicos, el paso de los electrones no
localizados entre los núcleos encontrará menor resistencia.
Fluirán con mayor agilidad
Al paso de la corriente el metal se calienta
¿Esta disminución tiene un límite?
Permanece con un valor finito para
temperaturas arbitrariamente bajas
Para el Hg = 4.26 K
Para el Nb = 9.2 K
Temperatura (K)
Re
lati
va
re
sis
ten
cia
. 1
03
R/R
29
0K
5
4
3
2
1
04 6 8 10 12 14 16 18 20 22
Por debajo de una cierta temperatura la resistencia que
opone el metal al paso de la corriente ya no disminuirá.
Pero según este modelo, la fuerza de los enlaces entre los átomos metálicos
debería aumentar a medida que lo hace el número de electrones de valencia
Se habrá de buscar otro modelo
Metal Sc Cr Ni
p.f. (ºC) 1541 1857 1455
Metal Y Mo Pd
p.f. (ºC) 1522 2617 1554
Metal La W Pt
p.f. (ºC) 918 3410 1772
Incremento en el punto de fusión
➢ Permite la interpretación de las principales propiedades metálicas.
➢ Permite la generalización a los sólidos (con independencia del tipo de enlace).
Los electrones que participan en el enlace electrones de valencia
ocupan orbitales del conjunto de todos los átomos.
Teoría unificada del estado sólido
TEORÍAS DE BANDAS DE ENERGÍA
1 = a + b orbital molecular enlazante
2 = a - b orbital molecular antienlazante
E E
TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES
2
1
2
1
La relación de Luis de Broglie sugiere que los electrones son ondas de materia
que deben mostrar propiedades ondulatorias, mientras que el principio de
incertidumbre de Heisenberg muestra la precisión limitada en la determinación
del momento y en la posición de un electrón. Cabe preguntarse entonces:
¿dónde se encuentran los electrones en los átomos?
RECORDEMOS EL SIGNIFICADO DE LA
FUNCIÓN DE ONDA
En 1927, el físico austriaco Erwin Schrödinger propuso que el movimiento de un
electrón o de cualquier otra partícula con propiedades de onda, podría ser descrito
por una ecuación matemática denominada función de onda ().
J. Isasi [coord.] Química general. Ensayos Virtuales. DEXTRA S. L. 2018
J. Isasi [coord.] Química general. Ensayos Virtuales. DEXTRA S. L. 2018
El sistema más sencillo que puede ser descrito por una función de onda es un sistema
unidimensional: partícula confinada en una caja que se mueve en una única dirección.
Ondas estacionarias de una partícula en una caja
monodimensional. Se muestran las tres primeras
funciones de onda y sus energías.
El modelo de una partícula en una caja ayuda a
entender el origen
de la cuantización de la energía.
J. Isasi [coord.] Química general. Ensayos Virtuales. DEXTRA S. L. 2018
Probabilidades de encontrar a una partícula en una caja monodimensional. Se muestran
los cuadrados de las tres primeras funciones de onda junto con sus energías.
En 1927, Schrödinger demostró que, en mecánica cuántica, las funciones
de onda de un sistema pueden obtenerse resolviendo la ecuación
En el sistema polar esférico los orbitales pueden expresarse:
(r, , ) = R(r) Y(, )
R(r) = función de onda radial
Y(, ) = función de onda angular.
Como cada orbital viene definido por tres números cuánticos,
conjunto de esos números cuánticos el que proporciona una
forma a las funciones R(r) y Y(, ).
J. Isasi [coord.] Química general. Ensayos Virtuales. DEXTRA S. L. 2018
F2, especie covalente: 1s22s22p5
7 electrones y 4 orbitales de valencia Li2, gas
2p
*2p
2py 2pz 2s 2s
*2s
*2s
ENLACE METÁLICO
Orbitales atómicos
4 Li
Orbitales moleculares
Li4
2s 2s 2s 2s
*2s
2sBanda: Conjunto de niveles de energía próxima.
Se forma por CLOA de manera que los orbitales
atómicos no participan en el enlace
Orbitales atómicos
n Li
Orbitales moleculares
Lin
2s
[ ]n
*2
2
Li4 // Lin
Las energías de los orbitales 2s no pueden ser degeneradas ya que
entonces no cumplirían las reglas de la mecánica cuántica.
E
Bandas
de
energía
n/2 mayoría antienlazantes
Orbitales intermedios
n/2 mayoría enlazantes
Lin
Interacción de orbitales 2s de ocho átomos de
litio para formar orbitales moleculares y *
r
E
2s
Interacción de orbitales 2s de dos átomos de
litio para formar orbitales moleculares y *
r
2s
2s 2s
E
FORMACIÓN DE BANDAS
Cuantos más electrones pasan a la
banda se produce un incremento en la energía del enlace metálico
Modelo simplificado ya que en realidad
los orbitales 2p también interaccionan
2s2s
r
E
Comienza en las capas electrónicas más externas, primeras perturbadas al unirse los átomos
A la distancia de equilibrio la formación de
bandas para las subcapas electrónicas más
próximas al núcleo puede no tener lugar.
1s
ro
2s
3s
2p
3p
Ener
gía
3p
3s
distancia interatómica
Efecto de la distancia interatómica sobre los niveles de energía atómica
y las bandas del sodio.
Si la interacción entre las bandas s y p es fuerte
(sucede en metales simples )
las bandas serán anchas y podrán traslaparse.
Cabe la posibilidad además de que existan discontinuidades entre las bandas adyacentes
Las energías situadas en estos gaps, en general, no son disponibles para la ocupación electrónica.
▓ A T = 0 K los electrones ocupan orbitales moleculares individuales de las
bandas de acuerdo con el principio "aufbau“ y como máximo se sitúan dos
electrones con espines opuestos en cada nivel.
▓ El orbital de mayor energía ocupado a 0 K se llama nivel de Fermi
(nº pequeño de electrones excitados en relación a los existentes en las bandas)
▓ Cuando la banda no está completamente llena, los electrones próximos al nivel
de Fermi pueden ser fácilmente promovidos a niveles superiores desocupados.
El resultado es que se vuelven móviles y el material es un conductor electrónico
E
T = 0 K
0 1Población
0 1Población
T > 0 K
E+
E-
Eg
Nivel de Fermi
➢ En el caso de metales simples no existe una banda ns y una np,
más bien una banda continua ns/np.
➢ En un cristal de n átomos esa banda ns/np contiene 4n niveles
de energía y puede albergar hasta 8n electrones.
➢ Los metales que no son de transición ni lantánidos tienen menos de 8n
electrones disponibles (n, 2n ó 3n).
Su banda está parcialmente llena y se requiere muy poca energía para
promover el salto entre niveles.
Estructura del metal
Metal
Orbitales
atómicos
4n niveles
ns
np
E
ALCALINOS
1e- = ne-
MetalOrbitales
atómicos
4n niveles
E
ALCALINOTÉRREOS
2e- = 2ne-
Las bandas pueden estar parcialmente ocupadas
Número de electrones de valencia < 2n
Las bandas pueden estar totalmente ocupadas:
número de electrones de valencia = 2n
Nivel de Fermi
(Llenado de n/2 niveles)(Llenado de n niveles)
ns
Nivel de Fermi
Tipos de estructuras de bandas
dependiente Energía de los orbitales atómicos participantes
np
n(n-1)d
ns/np
E
METALES DE
TRANSICIÓN
De los 5 orbitales atómicos d resulta una banda de
5n niveles que podría ser ocupada
por 2 x 5n electrones
E
BLOQUE
(Al, Ga, In Tl)
En un cristal de Al que contiene n átomos la banda s puede albergar
hasta 2n electrones.
La banda 3p puede aceptar 6n electrones pero, como el Al sólo tiene
un electrón en 3p/átomo, sólo habría n electrones en la banda.
De los 3 orbitales p degenerados no ocupados
resulta una banda de 3n niveles que podría
ocuparse por 6n electrones
n electrones
Metal
Metal
Orbitales
atómicos
Orbitales
atómicos
np
ns
La densidad de estados:ρ = número de niveles de energía en una región infinitesimal de la banda/por la anchura de esa región
ρ = niveles de energía comprendidos entre E y E + dE.
▓ La densidad de estados no es uniforme a lo largo de una banda porque los niveles de energía no están
igualmente compactados a lo largo de la banda.
▓ La densidad de estados es cero en el gap porque en esta zona no hay niveles de energía.
E
Banda Gap
Banda
Banda Gap
Banda
Banda
dE
s
p
DENSIDAD DE ESTADOS DE UN METAL
Densidad de estados
E
Densidad de estados
E
3d
4s-4p
Ti
Densidad de estados
E
3d
4s-4p
Cu
Densidad de estados
E
3d
4s-4p
Ni
Orbitales 4 d y 5d más difusos que 3d
y producen bandas más anchas
DENSIDAD DE ESTADOS DE UN METAL
ENLACE EN LOS METALES
DEPENDIENTE DE:
Para que los valores de los radios de los átomos sean comparables,
se utilizan las distancias correspondientes a números de coordinación 12
Radio metálico
2rMRadio atómico Energía del enlace
Al aumentar la energía de los
orbitales atómicosSolapamientos menos eficaces y disminuye la energía del enlace
Variación del radio atómico/Å
Al aumentar la carga nuclear efectiva a lo largo
de un periodo disminuye el radio atómico
-+
Radio metálico
Mínimo en la triada Ru-Rh-Pd
Máximos correspondientes
a los lantánidos
r (Ǻ)
Mg
Ca
Sc
Sr
Y / 1.82 Ǻ
Ba
La/ 1.87Ǻ
Ta
W
Re
Au /1.34 Ǻ
Ag/ 1.34 Ǻ
Cr
n = 2
n = 3
n = 4
n = 5
n = 6
n = 7
Os-Ir-Pt
2.4
2.2
2.1
2.0
1.8
1.4
1.3
1.21.0
10 20 30 40 50 60 70 80 90
Na
Al
Rb
K
MnZn
Li
Be
Ti
Zr
In
Cs
Ce
EuYb
Hf
Pb
Ac
U
Pu
Mayor radio // enlace más débilGrupos: al descender el radio aumenta
N
Elementos de periodos 5 y 6 Los orbítales 4f casi no apantallan los electrones de los orbitales 6s y 5d exteriores y como la carga nuclear efectiva crece en elementos del periodo 6, sus radios se reducen prácticamente a los del periodo 5.
Expresada por la entalpía de vaporización o atomización de M por mol, Hv
Energía necesaria para producir un mol de átomos gaseosos del elemento a partir del mismo en
condiciones normales y a temperatura ambiente.
Metales alcalinotérreos tiene enlaces metálicos más fuertes que los metales alcalinos.
M(s) M(g) Hv
Na Mg Al
Hv (kJ.mol-1 ) 108 149 326 (+)
n (es- por átomo que pasan a la BC) 1 2 3
r(Å) 1.9 1.6 1.4 (-)
(q/r) (+)
Energía del enlace metálico
A mayor número de electrones por átomo en las bandas mayor carga y menor tamaño
A mayor energía de enlace mayores valores de Hv
Efecto muy acusado en los elementos de transición donde existe
mayor número de electrones que situados en orbitales d ocupan
las bandas.
Mínimos de radio corresponden a los máximos de Hv
Máximos a mitad de la serie: mayor número de electrones de
valencia que ocupan los orbitales antienlazantes y debilitan el enlace
AHv en conjunto aumenta de la 1ª a la 3ª serie
800
400
Con la energía del enlace metálico, y por tanto, con las propiedades fundamentales de los metales
Radio atómicoNúmero de electrones con los
que cada átomo contribuye al enlace en las bandas
Valores relacionados
➢ Tipo estructural aglomeración compacta
➢ Naturaleza del enlace
➢ Fortaleza del enlace
Dependientes de:
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS METALES
• Color: La mayoría de color grisáceo a excepción del Bi rosáceo, Cu rojizo y Au amarillo
En otros metales aparece más de un color pleocroismo
• Densidad: masa de un cuerpo/volumen en agua.
• Estado físico: todos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el Hg.
• Brillo: reflejan la luz.
• Maleabilidad: capacidad de hacerse láminas.
• Ductilidad: propiedad de moldearse en alambre e hilos.
• Elasticidad: propiedad de recuperar la forma original del metal cuandola fuerza que causa el cambio de forma deja de ejercerse.
• Tenacidad: resistencia a romperse por tracción.
• Conductividad: buenos conductores de la electricidad y del calor.
Características de los metales
➢ Puntos de fusión y ebullición
➢ Conductividad térmica y coeficiente de dilatación térmica
➢ Calor específico
PROPIEDADES TÉRMICAS
Variación similar a la Hv o a la energía del enlace metálico
p.f. de alcalinos muy bajos
p.f. de alcalinotérreos > p.f. de alcalinos
p.f. de elementos de transición valores superiores// se encuentran en el centro
Todos lo metales son sólidos a temperatura ordinaria excepto el Hg
Punto de ebullición: ruptura de todos los enlaces
Al p.f. (ºC)/660 p.e. (ºC)/2460 Hv/326 kJmol-1
Mg p.f. (ºC)/649 p.e. (ºC)/1090 Hv/149 kJmol-1
Puntos de fusión y ebullición
Alcalinos menor p.f. menores valores a mayor peso atómico
Muy bajas
Hv de un metal típico = 400-600 kJ.mol-1
200
160
130
110
90
70
50
30
10
1 2 3 4 5
n
Metales alcalinos
Li Na K Rb Cs
Hv (kJmol-1) 163 108 83 79 -
p.f. (ºC) 179.5 97.8 63.5 38.7 29.8
p.e. (ºC) 1336 883 762 700 670
Hv
Elemento p.f. (ºC) Hv (kJmol-1)
Mg 649 149Ca 839 177Sr 768 164Ba 727 175
Los alcalinotérreos tiene enlaces metálicos más fuertes que los alcalinos
Hv son mayores
Li
Be
Na
Mg
Al
K
Ca
ScTi
VCr
Mn
FeCoNi
Cu
Zn
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Ru
Rh
Pd
Rb
Ag
CdIn
Ce
Cs
La
PrNdPm
Hf
Ta
WReOs
Ir
Pt
Au
Hg
Ti Pb
Po
Ra
Th
U
Al ser los enlaces más fuertes Mayores puntos de fusión
Al descender en el grupo Hv y p.f. varían muy poco
p.f. (ºC) p.f. (ºC) p.f. (ºC) V 1920 Cr 1900 Mn 1250Nb 2420 Mo 2620 Tc -Ta 3000 W 3380 Re 3170
p.f. muy altos Elevada energía de enlace Propiedades refractarias
Elementos centrales de series d mayor p.f.
Lantanoides y actinoides tienen p.f. ~1000ºC y p.e. ~ 3000ºC
Li
Be
Na
Mg Al
K
Ca
ScTi
VCr
Mn
FeCoNi
Cu
Zn
Sr
Y
Zr
NbMo
Ru
Rh
Pd
Rb
Ag
CdIn
Ce
Cs
La
PrNdPm
Hf
Ta
WReOs
Ir
Pt
Au
Hg
TiPbBa
Po
Ra
Th
U
Excepción
Calor específico
Restos positivos de los
átomos metálicos
participan
Los electrones que ocupan
las bandas de valencia
no participan
La mayor parte del calor que toma el metal
Calor específico, conductividad térmica y coeficiente de dilatación térmica
Aumento de la agitación térmica de los átomos
Aumento de la amplitud devibración de los átomos
Relación con el mecanismo de la conductividad térmica
Relación con el coeficiente
de dilatación térmica
A muy alta energía de
enlace muy bajo coeficiente
de dilatación térmica
Más altos: alcalinos
Más bajos: Mn, Fe y Co
- Dureza F (fortaleza del enlace)
F (empaquetamiento compacto)
- Maleabilidad
- Ductibilidad
- Densidad F (estructura)
PROPIEDADES MECÁNICAS
Compacta 74%
Alta coordinación rm pequeño densidad elevada
No compacta 67%
Energía de enlace elevada rm pequeño densidad elevada
Alcalinos mucho más bajasLi(0.53) Cs( 1.87) (g/cm3)
½ H2O
Alcalinotérreos más densos que alcalinos1.74 3.62 (g/cm3)
Metales típicos = 5 y 15 g/cc
2 3 4 5 6 n
F (estructura)
➢ Metales de transición valores muy elevados de densidad. Del periodo
4 al 6 aumenta la densidad /// más altas Os e Ir (23 g/cm3)
➢ Lantánidos moderadamente densos (7 g/cm3)
➢ Actínidos densos (cerca de 15-20 g/cm3)
4 Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
5 Sr Y Zr Nb Mo Te Ru Rh Pd Ag Cd
6 Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
25
20
15
10
5
0
Densi
dad (
g/c
m3)
4
5
6
Generalmente los metales presentan alta densidad consecuencia de su alta coordinación
Alta energía de enlace Gran dureza
Metales alcalinos Muy blandos
V, Nb, Ta, W, Re Muy duros
Hv (kJ/mol) Dureza*
Na 108 0.4
Sr 164 1.8
Au 368 2.5
Ir 690 6.5
Os 728 7.0
W 837 8.0
Hv bajo // metales blandos
Hv alto // metales duros
* Escala de Mohs (C diamante: 10)
F (fortaleza del enlace)
Aislando una capa del empaquetamiento y aplicando una
presión direccional se observa cómo las esferas pueden
desplazarse y encontrar sitios análogos a la inicial
Se separan en hilos
Se separan en láminas
Empaquetamiento hexagonal compacto y cúbica centrada en el espacio
Menor número de planos de deslizamiento y mayor densidad de átomos
Cr, V, Mo, W, Co- //Más duros y frágiles
Propiedades que varían en función dela estructura de los metales
Empaquetamiento cúbico compactoMayor número de planos de deslizamiento
y menor densidad de átomosCu, Ag, Au, Ni.....// Blandos
F (empaquetamiento compacto)
Aislantes Semiconductores Metales
Intervalo de conductividades de sólidos
10-20 10-16 10-12 10-8 10-4 100 104 108
PROPIEDADES ELÉCTRICAS
(S.cm-1)
F (naturaleza del enlace)
La conductividad de la mayoría de los semiconductores y aislantes aumenta
rápidamente con la temperatura, mientras que en los metales muestra una
ligera pero gradual disminución.
108
1
10-4
104
10-8
Co
nd
ucti
vid
ad
(S
.cm
-1)
1 10 100 1000 T(K)
Semiconductor
Superconductor
Metal
Al aplicar un campo eléctrico a un metal = flujo de electrones
Siempre que una banda individual de un
determinado nivel atómico esté
parcialmente ocupada
-Metales alcalinos-
Superposición de la banda
de los electrones
s (totalmente ocupada) con la
correspondiente a los orbitales p
(totalmente vacía)
-Metales alcalinotérreos-
Siempre que exista posibilidad de tránsitos electrónicos entre niveles d
-Metales de transición-
Se necesita muy poca energía para promover electronesa los estados vacíos de más baja energía por encima del
nivel de Fermi
Banda de conducción
(vacía)
Estados vacíos
Estados ocupados
Banda de valencia
Banda de
conducción
__________________
__________________
Esta
do
s va
cío
sEs
tad
os
llen
os
__________________
__________________
Ener
gía
Conductividad metálica
Posibilidad de variación casi continua de la energía de los electrones
- Brillo metálico
- Opacidad
Se explican en base a la existencia de sistemas de bandas
superpuestas parcialmente ocupadas por electrones libres
Fotón, E = h
PROPIEDADES ÓPTICAS
n(n-1)d
ns/np
E
METALES DE
TRANSICIÓN
Metal
Orbitales
atómicos
Relación entre la cantidad de luz que incide en la superficie del metal
y la cantidad de luz que se refleja
En un metal la banda de valencia y la banda de conducción solapan.
Los fotones incidentes promueven el salto electrónico.
Cuando descienden en energía emiten fotones de igual y produce
el fenómeno de reflexión o brillo tan propio de los metales.
Este brillo (de los metales pulidos) se produce a través de las caras de los microcristales por la reflexión.
BRILLO METÁLICO
n(n-1)d
ns/np
E
METALES DE
TRANSICIÓN
Fotón, E = h
Los metales son opacos (y reflejan la luz) porque sus bandas de energía son tan anchas que
cualquier color del espectro visible puede ser absorbido y reemitido.
Todos los metales son blancos a excepción de Cu que es rojo y el Au que es amarillo
(absorben parte del espectro electromagnético más que otro y se observa el color
complementario).
Los metales son blancos porque reflejan todas las longitudes de onda incidentes.
OPACIDAD
Relación entre la Energía de la luz absorbida y el color observado
Luz absorbida
Energía (kJ/mol) (nm) Color correspondiente Color observado
299 400
282 425
266 450
244 490
235 510
226 530
218 550
203 590
187 640
164 730
Amarillo - verdosoVioleta
Azul índigo
AmarilloAzul índigo
Azul
Verde azulado
Verde
Verde-amarillento
Amarillo
Naranja
Rojo
Púrpura
Azul índigo
Rojo
Azul
Verde azulado
Verde
Naranja
Púrpura
Violeta
Azul índigo
En un átomo o ion en el que existen electrones
NUCLEOELECTRÓN
Tienen especial interés referidas a los metales de transición o a los lantánidos
Se ponen de manifiesto como consecuencia de la interacción que se establece entre un campo
Magnético H y los electrones presentes en los átomos.
Aunque el protón es una partícula cargada y puede presentar momento
magnético su valor es muy pequeño en relación a los que genera un electrón
total = e
total = orbital + espín = l(l+1) + 4s(s+1)
PROPIEDADES MAGNÉTICAS
Tipo Signo Magnitud Dependencia con el campo H Origen
Diamagnetismo - - 10-5 Independiente
Paramagnetismo + 10-4-10-6 Dependiente
Antiferromagnetismo + 1-10-4 Dependiente a veces
Ferromagnetismo + 10-2-10-4 Dependiente
Paramagnetismo de Pauli + 10-5 Independiente
()
El momento magnético del electrón tiende a
alinearse con el campo externo, reforzándolo, +
Algunos tipos de comportamiento magnético
Al aplicar un campo H, a algunos de los electrones con espín antiparalelo al campo les compensa pasar a un nivel
de mayor energía y situarse paralelos al campo. Efecto muy débil y comparable al diamagnetismo (+10-5)
Apareamiento de los espines
por interacción dipolo-dipolo
Alineamiento de los espines
por interacción dipolo-dipolo
de los momentos adyacentes
Espín y movimiento orbital de
los electrones localizados
Momento angular del electrón
Campo inducido, circulaciones
electrónicas de pares de electrones
Casi todos los elementos de los grupos s y p tienen orbitales llenos con espines
electrónicos completamente apareados
Los electrones apareados de esos átomos o de sus iones no presentan un
permanente
A pesar de esto, la aplicación de un campo magnético H o magnetización inducida hace
que los átomos o iones que contienen electrones apareados induzcan un pequeño
campo magnético que se opone al aplicado
Diamagnetismo
dia = Ai (contrib. diamagnética de los átomos) + Bj (contrib. diamagnética de los enlaces)
Determinada por la movilidad de los electrones >>> en átomos grandes con muchos electrones
Fenómeno que ocurre en todos los materiales, pero en muchos el efecto
magnético negativo queda cancelado por efectos magnéticos positivos.
<0
Diamagnetismo
Se produce por la circulación de los electrones internos en un átomo o molécula,
aunque en general es muy débil comparado con otros fenómenos magnéticos.
Desequilibra ligeramente a los electrones
creando en los átomos pequeños dipolos
magnéticos que se oponen al H aplicado.
Metal constituido por átomos
H externo
En un electrón, el momento orbital y de espín contribuyen al paramagnetismo
aunque generalmente es más significativa la contribución de espín
= L + S
Aunque el núcleo atómico es una partícula cargada y puede tener momento
magnético de espín nuclear
El momento magnético del electrón desapareado tiende a alinearse
con el campo externo H reforzándolo
paramagnética = M - diamagnética
>0
(10-3) <<< a los que genera un electrón
Paramagnetismo
➢ En ausencia de H, M = 0Los momentos magnéticos individuales de los electrones,
i, se orientan al azar anulándose mutuamente
La diferencia de población entre estados Ley de Curie:
= C /T
T
-1
T
MB = 8C
Pte = 1/C
H
Paramagnetismo. Ley de Curie
➢ En presencia de H, M = 0
Mayor estabilidad de los estados electrónicos que
alinean el momento magnético con H
A mayor I del H niveles más poblados
Mejor aproximación
1/
T
constante de Weiss
Pte = 1/C
C = constante de Curie
Ordenada en el origen = /C
MB.Experimental = 8C No varía con la T
teórico = = S(S+1/2) = n(n+2) L + S
En materiales constituidos por
cationes de la primera serie
de transición ya que L= 0
(T- )=
-1 = 1
y = A x + B
C C-T
C
Paramagnetismo. Ley de Curie-Weiss
Paramagnéticos (+) Diamagnéticos (-)
Tabla de susceptibilidades magnéticas χm a T ambiente y a 1 atmósfera
Na 8.4 × 10-6 H2O -0.91 × 10-5
Mg 1.2 × 10-5 Cu -0.98 × 10-5
Al 2.1 × 10-5 Ag -2.64 × 10-5
W 7.6 × 10-5 Au -3.5 × 10-5
Ti 1.8 × 10-4
Pt 2.93 × 10-4
Fenómenos de orden colectivo.
Ferromagnetismo
T
TC
Sin H
Con H
FERROMAGNÉTICO
Fe (bcc)
PARAMAGNÉTICO
>>>0,Fe, Co, Ni
Ms
M
H
T
TN
ANTIFERROMAGNÉTICO
PARAMAGNÉTICO
> 0
Fenómenos de orden colectivo. Antiferromagnetismo
Metal TN [K]Cr 475
Material TC (K)Fe 1043Co 1388Ni 627Gd 293 Dy 85
ºK = ºC + 273.15