Quimica_ppt_1_avance.pdf

QUÍMICA GENERAL
MATERIA
GRUPO DE ESTUDIOS
UNICOS

QUE ES LA QUÍMICA?
LA QUÍMICA ES LA CIENCIA QUE ESTUDIA LOS
CAMBIOS Y LAS PROPIEDADES DE LA MATERIA COMO
CONSECUENCIA DE SU INTERACCIÓN CON LA ENERGÍA

RAMAS:
FISICOQUIMICA:
ESTUDIA LAS LEYES GENERALES QUE RIGEN EL COMPORTAMIENTO
DE TODA MATERIA,POR EJEMPLO EVALUA LAS CANTIDADES
ENERGÉTICA EN LOS CAMBIOS FÍSICOS.
QUIMICA ANALÍTICA:
ESTUDIA LAS TECNICAS DE LA COMPOSICION DE LA MATERIA
EJEMPLO EL ANALISIS DE TERPENOS EN EL VINO
QUIMICA ORGÁNICA:ESTA RELACIONADA CON LOS COMPUESTOS
CON LOS COMPUESTOS ORGANICOS, EJEMPLO LA SINTESIS DEL
TRINITROTOLUENO.

BIOQUÍMICA:ESTUDIA LOS PROCESOS QUIMICOS QUE
OCURREN EN LOS SISTEMAS VIVOS, POR EJEMPLO LA
RESPIRACIÓN.
QUIMICA INORGÁNICA:COMPRENDE LOS ESTUDIOS DE LA TABLA PERIODICA Y
COMPUESTOS QUE NO SON ORGANICOS POR EJEMPLO LOS MINERALES.

MÉTODO CIENTÍFICO
El método científico es una metodología para obtener
nuevos conocimientos, que ha caracterizado históricamente a
la ciencia, y que consiste en
la observación sistemática, medición, experimentación y la
formulación, análisis y modificación de hipótesis

UNIDAD DE MEDIDA:
Cantidad fija que se adopta convencionalmente como unidad de comparación en
la medición de cualquier magnitud.
MAGNITUD :
En Física, se llaman magnitudes a aquellas propiedades que pueden medirse y
expresar su resultado mediante un número y una unidad. Son magnitudes las
longitud, la masa, el volumen, la cantidad de sustancia, el voltaje, etc.
SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES SI.
El Sistema Internacional de Unidades es un sistema constituido por siete unidades
básicas: metro, kilogramo, segundo, kelvin, amperio, mol y candela, que definen a
las correspondientes magnitudes físicas fundamentales y que han sido elegidas
por convención, también están constituidos por unidades derivadas que se
derivan de las siete unidades básicas
.

MAGNITUDES Y UNIDADES BÁSICAS

ALGUNAS MAGNITUDES Y UNIDADES DERIVADAS

MULTIPLOS Y SUBMULTIPLOS DEL SI

CONVERSIÓN:
Cantidad y unidad de la magnitud x (
𝐿𝑂 𝑄𝑈𝐸 𝑄𝑈𝐼𝐸𝑅𝑂
𝐿𝑂 𝑄𝑈𝐸 𝑇𝐸𝑁𝐺𝑂
)
EJEMPLO 1:
Convertir 1,5km a metros
Solución:
1,5km(
1000𝑚
1𝑘𝑚
)=
1,5𝑘𝑚𝑥1000𝑚
1𝑘𝑚
= 1500m

NOTACIÓN CIENTÍFICA
Donde:
N:Un numero mayor o igual a 1 pero menor a 10
n:Nùmero entero
Ejemplo:
5600=5,6x103
0,0056=5,6x10
−3

ACERCA DE AGULNAS MAGNITUDES DERIVADAS
IMPORTANTES
PRESIÓN:
SI :
𝑁
𝑚2=Pa
Conversiones:
1atm:1,013x105 Pa
1atm:760mmHg
1atm:760 Torr
Densidad:
𝜌=
𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
SI:
𝑘𝑔
𝑚3

La química es la ciencia que estudia las
propiedades y el comportamiento de la
materia.
La materia es el material físico del universo, es todo lo
que tenga masa y ocupe un lugar en el espacio
1. M A T E R I A

PROPIEDADES
FÍSICAS
PROPIEDADES DE LA MATERIA
PROPIEDADES
QUÍMICAS
Se deteminan mediante
una reacción química.Es
decir alterando la
composición de las
sustancias analizadas;
por ejemplo oxidabilidad
,acidez, inflamabilidad.
Propiedades Extensivas
Dependen de la
cantidad de
Sustancia utilizadas
Ejemplo:masa
volumen,inercia.
Propiedades Intensivas
No dependen de la
Cantidad de sustancia
utilizadas.
Ejemplo:Densidad
,color,sabor,olor,temperatura
de fusión, corriente electrica.
Se determinan sin
alterar la composición
de la sustancia

IMPURA O
MEZCLA
MATERIA
SUSTANCIA
HOMOGENEA O
SOLUCIÓN
Son aquellas en donde 2 o
más sustancias mantienen
una composición y
propiedades uniformes en
toda la mezcla apreciando
una sola fase
HETEROGÉNEA
Las mezclas
heterogéneas no
mantiene la
uniformidad a la
vista y tienen dos
o más fases.
SIMPLE O
ELEMENTO
COMPUESTO
Las sustancias son aquellas
en las que su composición
química no pueden romperse
en moléculas más sencillas
por procesos físicos.
Las mezclas son aquellas
que se forman por la unión
de 2 o más sustancias y si se
pueden separar mediante
procesos físicos.
Elementos,
sustancias puras
formadas por solo
1 tipo de átomo.
Compuestos,
sustancia
formada por 2
o más tipos de
átomos.

MEZCLA HOMOGENEA
AGUA CON SAL
ACOHOL MEDICINAL VINO
GASOLINA

MEZCLAS HETEROGENEAS
AGUA CON ACEITE AGUA CON ARENA CEREALES
GRANITO
MADERA

ESTADOS DE LA MATERIA
Sólido, estado de
agregación de la
materia donde sus
moléculas se
encuentran muy
juntas y ordenadas,
presenta solo
movimiento
vibratorio.
Líquido, estado de
agregación de la
materia donde sus
moléculas se
encuentran más
separadas que en
los sólidos pero
menos que en los
gases, presenta
movimiento fluido.
Gaseoso, estado de
agregación de la
materia donde sus
moléculas se
encuentran muy
separadas y
desordenadas,
presenta movimiento
muy fluido.
Plasma, el más nuevo de
los estado de agregación
de la materia donde en
vez de moléculas existen
solo cargas eléctricas, muy
separadas y
desordenadas, presenta
movimiento muy fluido.
Gaseoso, estado de
agregación de la
materia donde sus
moléculas se
encuentran muy
separadas y
desordenadas,
presenta
movimiento muy
fluido.
Plasma, el más nuevo de
los estado de agregación
de la materia donde en
vez de moléculas existen
solo cargas eléctricas,
muy separadas y
desordenadas, presenta
movimiento muy fluido.

CAMBIOS DE ESTADO DE LA
MATERIA

PROCESOS FÍSICOS
SEPARACIÓN DE SOLIDOS
TAMIZACIÓN
Este método se utiliza para separar dos o
más sólidos cuyas partículas posean diferentes
grados de subdivisión. Para ejecutar el tamizaje, se
hace pasar la mezcla por un tamiz, por cuyas
aberturas caerán las partículas más pequeñas,
quedando el material más grueso dentro del tamiz.
Un ejemplo en el cual se utiliza el tamizaje es para
separar una mezcla de piedras y arena.

IMANTACIÓN
Es un método que consiste en cambiase
una mezcla en la que una de sus sustancias
tiene propiedades magnéticas, algunos
metales contienen hierro y que, al
contraerse con un imán, adquiere la
propiedad de atraer otros metales, como
la extracción de las limaduras de hierro en
una mezcla con arena. No todos los sólidos
que tengan propiedades magnéticas
pueden ser separados por imantación, por
ejemplo, trozos de hierro en una fuente de
agua.

SEPARACION DE UN SOLIDO Y LIQUIDO
DECANTACIÓN
La decantación se utiliza para separar dos o más
líquidos que no se disuelven entre sí
(como agua y aceite) o un sólido insoluble en
un líquido (como agua y arena). El aparato utilizado
se llama ampolla o embudo de decantación. La
decantación es el método de separación más sencillo,
y comúnmente es el preámbulo a utilizar otros más
complejos con la finalidad de lograr la mayor pureza
posible.

FILTRACIÓN
Es el método que se usa para separar
un sólido insoluble de un líquido. El
estado de subdivisión del sólido es tal
que lo obliga a quedar retenido en un
medio poroso o filtro por el cual se
hace pasar la mezcla. En una filtración
que se llama residuo a lo que queda
en el papel filtro y filtrado lo que pasa
a través del papel.

EVAPORACIÓN
Se utiliza para separar un sólido
disuelto en un líquido. Por ejemplo, si
de una salmuera (agua con cloruro de
sodio) quisiéramos
obtener el sólido (Sal) que lo compone,
debemos aplicar a esta mezcla un
aumento de temperatura, hasta
evaporar el agua totalmente.
Obtendremos el sólido en el fondo del
recipiente que utilicemos. Otro ejemplo
es la obtención de la sal desde su
fuente de origen, es decir, el mar. La
sal que utilizamos para cocinar se saca
de minas o bien se saca del agua de
mar mediante la evaporación.

SEPARACIÓN DE MEZCLAS DE DOS LIQUIDOS
DECANTACIÓN
La decantación se utiliza para separar
dos o más líquidos que no se disuelven
entre sí (como agua y aceite) o
un sólido insoluble en un líquido (como
agua y arena). El aparato utilizado se
llama ampolla o embudo de
decantación. La decantación es el
método de separación más sencillo, y
comúnmente es el preámbulo a utilizar
otros más complejos con la finalidad de
lograr la mayor pureza posible.

DESTILACIÓN
La destilación se usa para
separar dos líquidos miscibles
entre sí, que tienen distinto punto
de ebullición, como una mezcla
de agua y alcohol etílico; o bien,
un sólido no volátil disuelto en un
líquido,como la mezcla de
permanganato de potasio
disuelto en agua.

Ley de la conservación de la materia
“ La materia no puede crearse o destruirse, solo se trasforma”
Ley de la conservación de la energía
“La energía no puede ser creada o destruida,
únicamente cambia de una forma a otra”

1.2.1.1Modelos atómicos
DALTON (1808)
RUTHERFORD (1808)
NUCLEO PEQUEÑO CON CARGAS NEG,
DESCRIBIENDO DIF. TRAYECT.
THOMSON (1904)
CARGAS POSITIVAS Y NEGATIVAS
BOHR (1913)
SIST. SOLAR EN MINIATURA
HEISENBERG Y SCHRODINGER(1925)
NUBES ELECTRONICAS
+
+
+
+
SOMMERFELD Y ZEEMAN
ORBITA ELIPTICAS

JOHN DALTON (1808 DC)
El primer modelo atómico con bases
científicas, nació en el seno de
la química, propuesto por John Dalton en
sus “Postulados Atómicos”. Sostenía
que todo estaba hecho de átomos,
indivisibles e indestructibles, incluso
mediante reacciones químicas.
Dalton proponía que los átomos de un
mismo elemento químico eran iguales
entre sí y tenían la misma masa e
iguales propiedades pero difieren los
átomos de otros elementos.

THOMSON(1904 DC)
Propuesto por J. J. Thomson, descubridor del
electrón en 1897, este modelo es previo al
descubrimiento de los protones y neutrones,
por lo que asumía que los átomos estaban
compuestos por una esfera de carga
positiva y los electrones de carga negativa
estaban incrustados en ella, como las pasas
en el pudín. Dicha metáfora le otorgó al
modelo el epíteto de “Modelo del Pudín de
Pasas”.
Este modelo hacía una predicción incorrecta
de la carga positiva en el átomo, pues
afirmaba que esta estaba distribuida por
todo el átomo. Más tarde esto fue corregido
en el modelo de Rutherford donde se definió
el núcleo atómico.

RUTHERFORD(1911 DC)
Ernest Rutherford realizó una
serie de experimentos en 1911
a partir de láminas de oro. En
estos experimentos determinó
que el átomo está compuesto
por un núcleo atómico de carga
positiva (donde se concentra la
mayor parte de su masa) y los
electrones, que giran libremente
alrededor de este núcleo. En
este modelo se propone por
primera la existencia del núcleo
atómico.

BOHR (1913 DC)
El físico danés Niels Bohr propuso este modelo para explicar
cómo podían los electrones tener órbitas estables (o niveles
energéticos estables) rodeando el núcleo. Además explica por
qué los átomos tienen espectros de emisión característicos.
En los espectros realizados para muchos átomos se
observaba que los electrones de un mismo nivel energético
tenían energías diferentes. Esto demostró que había errores
en el modelo y que debían existir subniveles de energía en
cada nivel energético.
El modelo de Bohr se resume en tres postulados
• Los electrones trazan órbitas circulares en torno al núcleo sin
irradiar energía.
• Las órbitas permitidas a los electrones son aquellas con cierto
valor de momento angular (L) (cantidad de rotación de un objeto)
que sea un múltiplo entero del valor , siendo h=6.6260664×10-
34 y n=1, 2, 3….
• Los electrones emiten o absorben energía al saltar de una órbita a
otra y al hacerlo emiten un fotón que representa la diferencia de
energía entre ambas órbitas, emiten cuando se acerca al núcleo y
absorbe cuando se aleja del núcleo

SOMMERFIELD(1916 DC)
Este modelo fue propuesto por Arnold
Sommerfield para intentar cubrir las
deficiencias que presentaba el modelo de
Bohr.
Se basó en parte de los postulados
relativistas de Albert Einstein. Entre sus
modificaciones está la afirmación de
que las órbitas de los electrones fueran
circulares o elípticas, que los electrones
tuvieran corrientes eléctricas minúsculas y
que a partir del segundo nivel de energía
existieran dos o más subniveles.

DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN(1919 DC)
Aunque la existencia de
partículas positivas en el átomo
fue señalada por Wein en
1898.Experimentalmente se
determinó su existencia en
1919 cuando Rutherford analiza
la transformación de nitrógeno
en oxígeno al exponer aire a la
emisión de las partículas alpha.

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN(1932 DC)
Al igual que el protrón,el
neutrón fue descubierto
mediante una reacción
nuclear. Su decubridor fue
Chadwick
.

EL ÁTOMO
Es un sistema material y energético
que se encuentra en equilibrio o
desarrollando un cambio para
alcanzar dicho estado.Consta de
nucleo y una evoltura electrónica
NUCLEO ATÓMICO
1. Se encuentra en la parte
central
2. Tiene carga eléctrica positiva
3. Concentra casi el 100% de la
masa del átomo
4. Contiene una variedad de
partículas principalmente protones
y neutrones
ENVOLTURA ELECTRÓNICA
1.Rodea al nucleo atómico
2.Es casi un vacio
3.Tiene carga eléctrica negativa
4.Según Rutherford,el diámetro
del átomo de hidrogeno es
10000 veces el diámetro del
nucleo
5.Contiene electrones.

#PROTONES (+)=#ELECTRONES(-)
PARA EL ATOMO NEUTRO DE CUALQUIER ELEMENTO SE CUMPLE
EL NÚCLEO ES EXTREMADAMENTE PEQUEÑA.
DIÁMETRO DEL ÁTOMO=10000 DIÁMENTRO
DEL NÚCLEO

REPRESENTACIÓN DEL NÚCLEO DE UN
ELEMENTO QUÍMICO (NÚCLIDO)
X: SIMBOLO DEL ELEMENTO
Z: NÚMERO ÁTOMICO DEL ELEMENTO
A: NUMERO DE MASA,NUCLEONES
FUNDAMENTALES DE UN ÁTOMO

NÚMERO ATÓMICO (Z)
Z=#P+
Z<>CARGA NUCLEAR
NÚMERO DE MASA (A)
A=#P+ + #n
A=Z+n
n:# de neutrones.
PARA UN ÁTOMO NEUTRO
#P+ =#e- =Z

ION
SON ÁTOMOS CON CARGA ELECTRICA QUE PUEDEN SER:
CATIÓN:ÁTOMO CON CARGA ELECTRICA POSITIVA DEBIDO A LA PERDIDA DE
ELECTRONES
ANIÓN: ÁTOMO CON CARGA ELÉCTRICA NEGATIVA DEBIDO A LA GANANCIA DE
ELECTRONES
OBSERVACION: #e = Z - CARGA IÓNICA
CATIÓN ANIÓN

RELACIONES ENTRE ÁTOMOS
ISÓTOPOS O HILIDOS: SON ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO QUE
PRESENTAN IGUAL NÚMERO ATÓMICO (IGUAL “Z”) Y DIFERENTE
NÚMERO DE MASA, ES DECIR DIFERENTE CANTIDAD DE NEUTRONES. NO
TODOS LOS ELEMENTOS TIENEN ISOTOPOS NATURALES.
ISÓBAROS : SON ÁTOMOS DE ELEMENTOS DIFERENTES, QUE PRESENTAN
IGUAL NÚMERO DE MASA.
ISÓTONOS :SON ÁTOMOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUE TIENEN EL
MISMO NÚMERO DE NEUTRONES.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
NUBE ELECTRÓNICA: LA NUBE ELECTRÓNICA, ES LA PARTE DEL ÁTOMO
QUE RODEA AL NÚCLEO DONDE SE ENCUENTRAN LOS ELECTRONES EN
MOVIMIENTO EN TORNO A ÉL, A GRANDES VELOCIDADES . ESTOS
ELECTRONES SE ENCUENTRAN EN ORBITALES QUE PERTENECEN A LOS
SUBNIVELES Y NIVELES DE ENERGIA
El modo en que los electrones se
disponen alrededor del núcleo
OBSERVACION
EL ELECTRON AL DESPLAZAR EN TORNO AL NUCLEO
TIENE COMPORTAMIENTO CORPUSCULAR Y
ONDULATORIO

1.NIVEL DE ENERGÍA (n)
CONTIENE A LOS ELECTRONES CON SEMEJANTE ALEJAMIENTO MAXIMO
PROMEDIO RESPECTO AL NUCLEO ,EN ESTAS REGIONES, LOS ELECTRONES SE
ENCUENTRAN GIRANDO EN TORNO AL NUCLEO SIN GANAR NI PERDER ENERGÍA
NÚMERO DE ELECTRONES POR NIVEL : 2n2
NÚMERO MAXIMO DE ORBITALES POR NIVEL : n2
NÚMERO DE SUBNIVELES POR NIVEL =n

2 SUBNIVEL DE ENERGÍA (l)
CONTIENE A LOS ELECTRONES QUE TIENEN LA MISMA ENERGÍA.ESTOS
SUBNIVELES SE ENCUENTRAN CONFORMANDO NIVELES DE ENERGÍA.LOS
SUBNIVELES COMUNES SON:
TIPO l FORMA DE
LA ORBITAL
REPRESENTACIÓN
SHARP (S) 0 ESFÉRICA
Principal (p) 1 DILOBULAR
DIFUSO (d) 2 TETRABULAR
FUNDAMENTAL (f) 3
OCTOLOBULAR

OBSERVACIÓN
EL NÚMERO DE ELECTRONES POR SUBNIVEL=4l+2
NUMERO MAXIMO DE ORBITALES POR SUBNIVEL=2l+1
3.ORBITAL O REEMPE
ES LA REGIÓN DEL ESPACIO ATÓMICO EN DONDE EXISTE LA MAXIMA PROBABILIDAD
EN ENCONTRAR AL ELECTRON. UN ORBITAL PUEDE CONTENER COMO MÁXIMO DOS
ELECTRONES

REGLA DE HUND
SE LE CONOCE CON EL NOMBRE DE “PRINCIPIO DE MULTIPLICIDAD” Y ESTABLECE
QUE LOS ELECTRONES DE UN ÁTOMO AL LLENAR LOS DIFERENTES NIVELES DE
ENERGIA,LO HACEN TRATANDO DE OCUPAR EL MAYOR NÚMERO POSIBLE DE
ORBITALES
1s22p3
NIVEL
SUBNIVEL
NÚMERO DE ELECTRONES CONTENIDOS

NÚMEROS CUÁNTICOS
ES UN CONJUNTO DE VALORES (n,l,ml y ms ) QUE DESCRIBEN CADA UNO DE LOS
ESTADOS POSIBLES PARA EL ELECTRÓN , HACIENDO POSIBLE EL ORDENAMIENTO
ELECTRÓNICO DE CUALQUIER ÁTOMO DENOMINADO CONFIGURACIÓN ELECTRONICA
LOS TRES PRIMEROS NUMEROS CUANTICOS FUERON DEDUCIDOS POR SCHRODINGER
A PARTIR DE UNA ECUACIÓN DENOMINADA ECUACION DE LA ONDA. EL NÚMERO
CUÁNTICO “ms“ de SPIN FUE ASOCIADO AL ELECTRON EN FORMA INDEPENDIENTE POR
GOUDSMIT Y UHLENBECK, SIENDO OBTENIDO EN FORMA EXPERIMENTAL POR STERN Y
GERLACH.POSTERIOEMENTE FUE INTRODUCIDO EN LA ECUACION DE ONDA POR PAUL
DIRAC
DETERMINAN: DESCRIBE PARA EL ORBITAL:
n: DETERMINA EL NIVEL n: DESCRIBE EL TAMAÑO
n y l:DETERMINA EL SUBNIVEL l: DESCRIBE LA FORMA
n,l y ml : DETERMINAN EL ORBITAL ms: DESCRIBE LA ORIENTACIÓN ESPACIAL
n,l,ml y ms : DETERMINAN AL ELECTRON

l:TAMBIEN SE LE LLAMA NUMÉRICO CUANTICO
AZIMUTAL O N.C DE MOMENTO ANGULAR

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULING
WOLFANG PAULING,PROPUSO SU FAMOSO PRINCIPIO QUE ESTABLECE :”NO ES POSIBLE
LA EXISTENCIA EN UN MISMO ÁTOMO DE DOS ELECTRONES CUYOS CUATRO NÚMEROS
CUANTICOS SEAN IGUALES,DEBEN DIFERENCIARSE EN EL SPIN”
ELECTRÓN n l ml ms
ElECTRÓN 1 3 1 +1 +1/2
ELECTRÓN 2 3 1 +1 -1/2
ENERGIA RELATIVA DE UN ORBITAL
SE OBTIENE SUMANDO LOS VALORES DEL NUMERO CUANTICO PRINCIPAL Y EL NUMERO
CUANTICO SECUNDARIO.
E.R= n + l

CONSIDERACIONES:
1.EL ORBITAL DE MAYOR ESTABILIDAD ES EL DE MENOR ENERGÍA RELATIVA
2.CUANDO SE OBTIENE IGUAL SUMA DE (n+l) PARA LOS ORBITALES,EL QUE TIENE
MAYOR VALOR DE “n” TIENE LA MAYOR ENERGIA RELATIVA.
3.LOS ORBITALES DE UN MISMO SUBNIVEL QUE TIENEN IGUAL ENERGÍA RELATIVA
SE LES DENOMINA “ORBITALES DEGENERADOS”.
ELECTRON ORBITAL n l E.R
I 3s 3 0 3
II 5px 5 1 6
III 6dxy 6 2 8
ORBITAL MÁS ESTABLE: 3s
ORBITAL MÁS INESTABLE: 6dxy
ENERGIA RELATIVA CRECIENTE: 3s<5px <6dxy

I 4py 4 1 5
II 3d2
z 3 2 5
III 5s 5 0 5
ENERGIA RELATIVA CRECIENTE : 3d2
z <4py <5s
ORBITAL MÁS ESTABLE : 3d2
z
ORBITAL MÁS INESTABLE: 5s
I 4px 4 1 5
II 4py 4 1 5
III 4pz 4 1 5
ENERGIA RELATIVA: 4px =4py =4pz ,ESTOS SON ORBITALES DEGENERADOS

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
CONSISTE EN ORDENAR A LOS ELECTRONES DE UN SISTEMA ATÓMICO DE ACUERDO
AL PRINCIPIO DE FORMACIÓN DE AUFBAU EL CUAL ESTABLECE QUE LOS ELECTRONES
DEBEN ORDENARSE DE MENOR A MAYOR ENERGÍA
NIVELES 1
2
3 4 5 6 7
# max de
electrones
Con respecto a la
inclinada.
2 8
18
32 32 18 8

FORMA CLÁSICA
1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 7s25f146d107p6
EJEMPLO1: REALIZAR LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DEL AZUFRE (Z=16)
1s2 2s22p6 3s23p4
CANTIDAD DE NIVELES:3
CANTIDAD DE SUBNIVELES:5
CANTIDAD DE ORBITALES LLENOS:7
CANTIDAD DE ORBITALES SEMILLENOS:2
OBSERVACIÓN:
LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE UN ELEMENTO NO DEBE TERMINAR EN d4
NI EN d9 .SI ESTO OCURRIESE UN ELECTRÓN DEL ULTIMO SUBNIVEL “s” PASARÁ
AL SUBNIVEL “d”.
[He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn]

EJEMPLO 2: REALIZAR LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE Cu (Z=29)
1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d9 (ANOMALÍA)
REALIZAR LA DISTRIBUCION ELECTRONICA DEL 8O2-
OBSERVACION:
PARA REALIZAR LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE UN ANIÓN SE
PROCEDE ASÍ:
1.SE DETERMINA LA CANTIDAD DE ELECTRONES DEL ANIÓN
2.SE REALIZA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
1s2 2s22p6 3s23p6 4s13d10
1s2 2s22p6

OBSERVACIÓN:
PARA REALIZAR LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE UN CATIÓN SE
PROCEDE ASÍ:
1.SE HACE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO NEUTRO
2.SE QUITAN LOS ELECTRONES DEL ULTIMO NIVEL
REALIZAR LA DISTRIBUCION ELECTRONICA DEL 22Ti2+
1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d2
1s2 2s22p6 3s23p6 4s03d2

ÁTOMOS ISOELECTRÓNICOS
ÁTOMOS E IONES DE DIFERENTES ELEMENTOS QUE TIENEN LA MISMA CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
ÁTOMO DIAMAGNÉTICO
NO TIENEN ORBITALES LLENOS.
ÁTOMO PARAMAGNÉTICO
TIENE AL MENOS UN ORBITAL SEMILLENO.

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f65d106p6 7s25f146d107p6

SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
GENERALIDADES:
LA NECESIDAD DE ENCONTRAR CARACTERÍSTICAS COMUNES EN LAS COSAS PARA
PODER AGRUPARLAS SE DEBE A QUE ELLO FACILITA SU ESTUDIO.
LOS QUIMICOS HAN AGRUPADO A LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN GRUPOS O
FAMILIAS Y LOS HAN ORDENADO EN UNA “TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS” DE
ELLA SE OBTIENEN INFORMACIÓN NECESARIA SOBRE SU ESTRUCTURA INTERNA Y
PROPIEDADES YA SEAN FISICAS O QUIMICAS.
SEGÚN SUS PROPIEDADES QUMICAS, LOS ELEMENTOS SE CLASIFICAN EN METALES Y
NO METALES. HAY MAS ELEMENTOS METALICOS QUE NO METALICOS. LOS MISMOS
ELEMENTOS QUE HAY EN LA TIERRA EXISTEN EN OTROS PLANETAS DEL UNIVERSO.

TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV Y MEYER (1869)
LOS PRIMEROS TRABAJOS DE MENDELEIEV DATAN DE 1860 Y SUS CONCLUSIONES
FUERON LEIDAS EN 1869 EN LA SOCIEDAD QUIMICA RUSA.EL MISMO RESUMIO SU
TRABAJO EN LOS SIGUIENTES POSTULADOS:
1.SI SE ORDENAN LOS ELEMENTOS SEGÚN SUS MASAS ATOMICAS,MUESTRAN UNA
EVIDENTE PERIODICIDAD.
2.LA COLOCACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN ORDEN A SUS MASAS ATOMICAS
CORRESPONDE A SU VALENCIA.
3.LOS ELEMENTOS MAS DIFUNDIDOS EN LA NATURALEZA SON LOS DE MASA ATOMICA
PEQUEÑA.ESTOS ELEMENTOS POSEEN PROPIEDADES BIEN DEFINIDAS.SON ELEMENTOS
TIPICOS.
4.EL VALOR DE LA MASA ATOMICA CARACTERIZA UN ELEMENTO Y PERMITE PREDECIR
SUS PROPIEDADES
5.SE PUEDE ESPERAR EL DESCUBRIMIENTO DE ELEMENTOS AUN DESCONOCIDOS .
6.EN DETERMINADOS ELEMENTOS PUEDE CORREGIRSE LA MASA ATOMICA, SI SE
CONOCE EL DE LOS ELEMENTOS ADYACENTES.

LA TABLA QUE SE PREPARÓ TENIA PERIODOS HORIZONTALES Y GRUPOS VERTICALES
QUE SE DIVIDIAN EN A Y B .SE DESARROLLO LA LLAMADA CAPACIDAD DE
PREDICCION,QUE CONSISTIA EN DEJAR LUGARES EN BLANCO PARA LOS ELEMENTOS
QUE ALGUN DIA, ALGUNA VEZ Y EN ALGUN LUGAR HABRIAN DE DESCUBRIRSE .PARA
NOMBRAR ESTOS ELEMENTOS DESCONOCIDOS EN AQUEL ENTONCES, SE UTILIZO EL
PREFIJO EKA.
ENTRE LAS PRINCIPALES DESVENTAJAS QUE PRESENTA ESA TABLA TENEMOS :
1.NO TIENE UN LUGAR FIJO PARA EL HIDROGENO
2.NO SE PODIA DIFERENCIAR A LOS METALES DE LOS NO METALES
3.LOS ELEMENTOS PRESENTAN UNA SOLA VALENCIA
4.LOS ELEMENTOS NO SIEMPRE ESTAN EN ORDEN CRECIENTE A SUS MASAS
ATOMICAS.

LEY PERIODICA ACTUAL (1913)
PROPUESTA POR HENRY MOSELEY “LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS Y SUS
COMPUESTOS SON FUNCION PERIODICA DE SUS NÚMEROS ATÓMICOS”.
TABLA PERIODICA ACTUAL
LA TABLA DE MENDELEIEV CONDUJO A LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
SE UTILIZÓ EL NÚMERO ATÓMICO COMO NÚMERO ORDENADOR DE
LA TABLA, Y SE ESTRUCTURÓ EN 18 GRUPOS O COLUMNAS Y 7
PERIODOS O FILAS. ESTA ESTRUCTURA FUE PROPUESTA POR EL
QUÍMICO SUIZO ALFRED WERNER (1866 – 1919); PREMIO NOBEL DE
QUÍMICA EN 1913) Y POR EL QUÍMICO AUSTRIACO FRIEDRICH
ADOLF PANETH (1887 – 1958).

DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIODICA

GRUPOS
LAS COLUMNAS VERTICALES DE LA TABLA SE LAS CONOCE COMO
GRUPOS O FAMILIAS. HAY 18 GRUPOS EN LA TABLA PERIÓDICA
ESTÁNDAR. EN VIRTUD DE UN CONVENIO INTERNACIONAL DE
DENOMINACIÓN, LOS GRUPOS ESTÁN NUMERADOS DE 1 A 18 DESDE LA
COLUMNA MÁS A LA IZQUIERDA (LOS METALES ALCALINOS) HASTA LA
COLUMNA MÁS A LA DERECHA (LOS GASES NOBLES)
LA EXPLICACIÓN MODERNA DEL ORDENAMIENTO EN LA TABLA PERIÓDICA
ES QUE LOS ELEMENTOS DE UN GRUPO POSEEN CONFIGURACIONES
ELECTRÓNICAS SIMILARES Y LA MISMA VALENCIA, ENTENDIDA COMO EL
NÚMERO DE ELECTRONES EN LA ÚLTIMA CAPA. DADO QUE
LAS PROPIEDADES QUÍMICAS DEPENDEN PROFUNDAMENTE DE LAS
INTERACCIONES DE LOS ELECTRONES QUE ESTÁN UBICADOS EN LOS
NIVELES MÁS EXTERNOS, LOS ELEMENTOS DE UN MISMO GRUPO TIENEN
PROPIEDADES QUÍMICAS SIMILARES Y MUESTRAN UNA TENDENCIA CLARA
EN SUS PROPIEDADES AL AUMENTAR EL NÚMERO ATÓMICO.

PERIODOS
LAS FILAS HORIZONTALES DE LA TABLA PERIÓDICA SON LLAMADAS
PERÍODOS.
LOS ELEMENTOS EN EL MISMO PERÍODO MUESTRAN TENDENCIAS
SIMILARES EN RADIO ATÓMICO, ENERGÍA DE IONIZACIÓN, AFINIDAD
ELECTRÓNICA Y ELECTRONEGATIVIDAD.
LA TABLA PERIÓDICA CONSTA DE 7 PERÍODOS

#GRUPO A=#DE ELECTRONES s Y p
EN EL ULTIMO NIVEL

# GRUPO B= # DE ELECTRONES DE
LOS ÚLTIMOS SUBNIVELES s Y d

EJEMPLO:
DETERMINE EL GRUPO Y PERIODO DEL 20Ca Y 24:Cr
Para 20Ca: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 GRUPO:IIA o 2, PERIODO:4
Para 24Cr: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d4 (ANOMALÍA)
1s2 2s22p6 3s23p6 4s13d5 GRUPO:VIB o 6 ,PERIODO:4
DETERMINACIÓN DEL PERIODO
EL PERIODO DE UN ELEMENTO ES EL ULTIMO NIVEL O NÚMERO CUANTICO
PRINCIPAL DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE DICHO ELEMENTO.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS DE
ACUERDO A SUS PROPIEDADES

METALES
PROPIEDADES FISICAS
1.BUENOS CONDUCTORES DE CALOR
2.MALEABLES Y DUCTIBLES EN ESTADO SOLIDO
3.POSEEN BRILLO METALICO Y DENSIDAD VARIABLE
PROPIEDADES QUIMICAS
1.TIENEN 1 A 4 ELECTRONES EN EL ULTIMO NIVEL
2.FORMAN CON FACILIDAD CATIONES Y OXIDOS BASICOS
3.SON BUENOS AGENTES REDUCTORES.
NO METALES
PROPIEDADES FISICAS
1.MALOS CONDUCTORES DE CALOR EXCEPTO EL GRAFITO.
2.ALGUNOS ELEMENTOS TIENEN FENOMENO DE ALITROPIA.
3.NO POSEEN BRILLO METALICO Y TIENEN BAJA DENSIDAD.
PROPIEDADES QUIMICAS
TIENEN 4 A 8 ELECTRONES EN EL ULTIMO NIVEL
FORMAN CON FACILIDAD ANIONES Y OXIDOS ACIDOS.
4.LOS GASES NOBLES SON ESTABLES QUIMICAMENTE
5.SON BUENOS AGENTES OXIDANTES
SEMIMETALES O METALOIDES
1.PROPIEDADES INTERMEDIAS DE METALES Y NO METALES
2.TIENEN BAJA CONDUCTIVIDAD ELECTRICA A TEMPERATURA AMBIENTE
PERO AUMENTA AL CALENTARSE
3.SON 8:BORO,SILICIO,GERMANIO,ASTATO,ANTIMONIO,TELURIO,POLONIO
Y ARSEBICO, SIENDO Si y Ge LOS MAS USADOS EN TRANSITORES.

PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO (R.A)
DISTANCIA MEDIA ENTRE EL NUCLEO ATÓMICO Y EL ORBITAL DEL ÚLTIMO
ELECTRÓN DE LA NUBE ELECTRÓNICA. NOS PROPORCIONA EL TAMAÑO DEL
ÁTOMO
RADIO IÓNICO (R.I)
rcatión < rAto.neutro < rAnión
CARÁCTER METALICO (C.M)
METAL NO METAL
PIERDE ELECTRONES POR OXIDACION GANA ELECTRONES POR REDUCCIÓN
FORMA CATIONES FORMA ANIONES
ES UN AGENTE REDUCTOR ES UN AGENTE OXIDANTE
ELECTROPOSITIVO ELECTRONEGATIVO
TIENE BAJA AFINIDAD ELECTRONICA TIENE ALTA AFINIDAD ELECTRONICA

ELECTRONEGATIVIDAD
CAPACIDAD QUE TIENEN LOS ATOMOS PARA ATRAER ELECTRONES DE
ENLACE MEDIANTE LA ACCIÓN DE NUCLEOS ATÓMICOS. BASADOS EN
LA ESCALA DE LINUS PAULING 0,7≤ E.N ≤ 4,0. EJEMPLO
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
K
0,8
Cs
0,7
Fr
0,7
Fe
1,8
Zn
2,0
Se
2,4
Br
2,9

AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E)
TAMBIEN LLAMADA ELECTROAFINIDAD ES LA ENERGÍA ABSORBIDA O
LIBERADA POR ÁTOMO EN FASE GASEOSA CUANDO ACEPTA UN ELECTRÓN.
ES UNA PROPIEDAD DIFICIL DE MEDIR EXPERIMENTALMENTE. EN GENERAL SE
LIBERA ENERGIA.(EXOTÈRMICO).
OBSERVACIÓN
SE DESARROLLA CON ABSORCION DE ENERGIA EN LOS ANIONES Y EN LOS
ELEMENTOS DE GRUPOS IIA Y VIIIA.

CARÁCTER NO METÁLICO (C.N.M)
ES MAYOR MIENTRAS EL ELEMENTO TIENDA A GANAR MÁS ELECTRONES
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I)
ES LA MINIMA ENERGIA NECESARIA PARA ARRANCAR O QUITAR UN ELECTRON DEL
NIVEL MÁS EXTERNO DE UN ÁTOMO EN FASE GASEOSA.
EJEMPLO:

OBSERVACIONES
1.ELEMENTO MAS ABUNDANTE EN:
*LA ATMOSFERA: NITROGENO
*CORTEZA TERRESTRE: OXIGENO
*EL PLANETA TIERRA: HIERRO
* EL UNIVERSO: HIDROGENO
2.EL MEJOR CONDUCTOR ELECTRICO:PLATA
3.METAL MAS DUCTIL Y MALEABLE:ORO
4.ELEMENTO MAS DENSO:OSMIO
5.ELEMENTO MAS LIVIANO:HIDROGENO
6.LA VARIACION DE LAS PROPIEDADES PERIODICAS
EN LA TPA PRESENTA IRREGULARIDADES:
RA(HIDROGENO) < RA (HELIO)
EI(N)>EI(O) Y EI(Be) >EI (B)
EN VA,FOSFORO ES MAS REACTIVO QUE EL NITROGENO.

ENLACES INTERATÓMICAS
ELECTRONES DE VALENCIA
SON LOS ELECTRONES SITUADOS EN EL ULTIMO NIVEL. SON LOS
RESPONSABLES DEL COMPORTAMIENTO QUIMICO DE LOS ÁTOMOS.
EJEMPLO:
4Be : 1s2 2s2 HAY 2 ELECTRONES DE VALENCIA
ENLACE QUÍMICO
UN ENLACE QUÍMICO ES LA FUERZA QUE UNE A LOS ÁTOMOS PARA
FORMAR COMPUESTOS QUÍMICOS. ESTA UNIÓN LE CONFIERE ESTABILIDAD AL
COMPUESTO RESULTANTE. LA ENERGÍA NECESARIA PARA ROMPER UN ENLACE
QUÍMICO SE DENOMINA ENERGÍA DE ENLACE.

ESTRUCTURA DE LEWIS
LA ESTRUCTURA DE LEWIS,TAMBIÉN LLAMADA DIAGRAMA DE PUNTO Y RAYA
DIAGONAL, MODELO DE LEWIS, DIAGRAMA DE VALENCIA, DIAGRAMA DE
LEWIS O REGLA DE OCTETO, ES UNA REPRESENTACIÓN GRÁFICA QUE MUESTRA
LOS PARES DE ELECTRONES EN GUIONES O PUNTOS DE ENLACES DE LOS ELECTRONES
DE VALENCIA ENTRE LOS ÁTOMOS DE UNA MOLÉCULA Y LOS PARES DE ELECTRONES
SOLITARIOS QUE PUEDAN EXISTIR.
17Cl:1s22s22p63s23p5 electrones de valencia:7
19K:1s22s22p63s23p64s1 electrones de valencia:1

REGLA DEL OCTETO
LA REGLA DEL OCTETO, ESTABLECE QUE LOS ÁTOMOS SE ENLAZAN UNOS A OTROS EN
EL INTENTO DE COMPLETAR SU CAPA DE VALENCIA (ÚLTIMA CAPA DE LA
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA). LA DENOMINACIÓN “REGLA DEL OCTETO” SURGIÓ
EN RAZÓN DE LA CANTIDAD ESTABLECIDA DE ELECTRONES PARA LA ESTABILIDAD DE UN
ELEMENTO, ES DECIR, EL ÁTOMO QUEDA ESTABLE CUANDO PRESENTA EN SU CAPA DE
VALENCIA 8 ELECTRONES (CONFIGURACIÓN DE GAS NOBLE). PARA ALCANZAR TAL
ESTABILIDAD SUGERIDA POR LA REGLA DEL OCTETO, CADA ELEMENTO PRECISA GANAR,
PERDER O COMPARTIR ELECTRONES EN LOS ENLACES QUÍMICOS, DE ESA FORMA ELLOS
ADQUIEREN OCHO ELECTRONES EN LA CAPA DE VALENCIA.
EJEMPLO:
17Cl:1s22s22p63s23p5 electrones de valencia:7 Cl- :1s22s22p63s23p6 E.V:8
19K:1s22s22p63s23p64s1 electrones de valencia:1 K+ : 1s22s22p63s23p6 EV:8

OBSERVACIÓN
DEBEMOS IDENTIFICAR CUÁL SERÁ EL ÁTOMO CENTRAL (EN EL CASO DE QUE
EXISTAN MÁS DE DOS ÁTOMOS). NORMALMENTE, EL ÁTOMO CENTRAL SERÁ EL
MENOS ELECTRONEGATIVO. EXCEPCIÓN A ESTA REGLA ES EL HIDRÓGENO, YA
QUE ESTE ELEMENTO SÓLO PUEDE TENER ALREDEDOR DE ÉL DOS ELECTRONES.

EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO
A.OCTETO INCOMPLETO: CUANDO EL NÚMERO DE ELECTRONES QUE RODEA AL ATOMO
CENTRAL ES MENOR A OCHO
AlCl3 :Cloruro de Aluminio

B.OCTETO EXPANDIDO
CUANDO EL NUMERO DE ELCTRONES QUE RODEA AL ATOMO CENTRAL ES MAYOR QUE 8
PCl5 : Pentacloruro de fosforo

TIPOS DE ENLACE QUÍMICO
INTERATÓMICOS INTERMOLECULARES
IÓNICO O ELECTROVALENTE DIPOLO-DIPOLO
COVALENTE PUENTE DE HIDROGENO
METÁLICO FUERZAS DE LONDON
ENLACE IONICO
Un enlace iónico o electrovalente es el resultado de la presencia de
atracción electrostática entre los iones de distinto signo respecto a las valencias de los
elementos y el número de electrones que deben perder o ganar para completar las
capas, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad,
este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico.

PROPIEDADES Y CARACTERISTÍCAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
1.A CONDICIONES AMBIENTALES,TIENEN FORMA DE SOLIDOS
CRISTALINOS
2.DUROS Y QUEBRADOS
3.MALOS CONDUCTORES ELECTRICOS (EXCEPTO SI SON DISUELTOS O
FUNDIDOS)
4.MUCHOS SON SOLUBLES EN AGUA.
5.AlTO PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN.
6.SU DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD ES MAYOR O IGUAL A 1,7
COMPUESTO ELECTRONEGATIVIDAD DIFERENCIA DE
ELECTRONEGATIVIDAD
Nacl Na:0,9 cl:3,0 2,1
CaO Ca:1,00 O:3,5 2,5
MgF2 Mg:1,2 F:4,0 2,8

ENLACE COVALENTE
UN ENLACE COVALENTE SE PRODUCE EN DOS ÁTOMOS NO METÁLICOS CUANDO
SE UNEN Y COMPARTEN UNO O MÁS ELECTRONES DEL ÚLTIMO NIVEL PARA
ALCANZAR ASÍ LA REGLA DEL OCTETO, Y COMPARTEN ELECTRONES DEL ÚLTIMO
NIVEL (EXCEPTO EL HIDRÓGENO QUE ALCANZA LA ESTABILIDAD CUANDO TIENE 2
ELECTRONES). LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS ÁTOMOS NO ES
LO SUFICIENTEMENTE GRANDE COMO PARA QUE SE PRODUZCA UNA UNIÓN DE
TIPO IÓNICA. PARA QUE UN ENLACE COVALENTE SE GENERE ES NECESARIO QUE LA
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE ÁTOMOS SEA MENOR A 1,7.

SIMPLES: POR CADA
DOS ÁTOMOS QUE
SE COMBINAN, HAY
UN PAR DE
ELECTRONES
COMPARTIDOS (UN
ENLACE)
ENLACE COVALENTE SIMPLE ,
DOBLE Y TRIPLE

DOBLE: CUANDO COMPARTEN MAS DE UN PAR DE
ELECTRONES ENTRE ELLOS.

TRIPLE: CUANDO LOS ÁTOMOS COMPARTEN TRES
PARES DE ELECTRONES SE UNEN EN UN ENLACE
TRIPLE.

ENLACE METÁLICO
ES UNA FUERZA DE ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA ENTRE UNA MAR DE
ELECTRONES DE VALENCIA DESLOCALIZADOS Y UN CONJUNTO DE CATIONES
INSTANTÁNEOS DEL METAL.
MAR DE ELECTRONES: LOS ELEMENTOS CON UN ENLACE METÁLICO ESTÁN
COMPARTIENDO UN GRAN NÚMERO DE ELECTRONES DE VALENCIA, FORMANDO
UN MAR DE ELECTRONES RODEANDO UN ENREJADO GIGANTE DE CATIONES
LOS METALES SON BRILLANTES, MALEABLES, DÚCTILES Y BUENOS
CONDUCTORES DE CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD.
LOS METALES ESTÁN COMPUESTOS POR IONES POSITIVOS , ESTRECHAMENTE
UNIDOS EN SOLIDOS CRISTALINOS, ESTOS IONES POSITIVOS ESTÁN
RODEADOS.
CUANDO UN ELECTRÓN FLUYE ALEJÁNDOSE, OTROS SE DESPLAZAN PARA
OCUPAR SU LUGAR, DEBIDO A LA ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA ENTRE LOS
CATIONES Y LOS ELECTRONES, ESTA ES LA NATURALEZA DE LOS ENLACES
METÁLICOS DE QUE MANTIENE JUNTO A UN METAL. LOS ENLACES METÁLICOS
SON MUCHO MAS DÉBILES QUE LOS ENLACES IÓNICOS Y COVALENTES.
EL MAR DE ELECTRONES DE GRAN MOVILIDAD ES EL RESPONSABLE DEL
BRILLO DE LOS METALES.

Un ejemplo que muestra la unión metálica. +
representa cationes , - representa los electrones flotantes
libres.

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