Átomos y enlaces químicos

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1 Átomos y enlaces químicos
Tema 7 Átomos y enlaces químicos IES Padre Manjón Prof: Eduardo Eisman 1

2 1.1 La Ciencia Química La Química estudia la constitución, propiedades y transformaciones de la materia. Algunas ramas de la Química Química General Química Inorgánica Química Orgánica Bioquímica Estudia los principios fundamentales relativos a la constitución, propiedades y transformaciones de la materia. Estudia los elementos y compuestos, (salvo casi todos los del carbono), y la materia en general, de bajo nivel de organización. Estudia los compuestos del carbono, producidos por los seres vivos, y muchos más. Y la materia orgánica con alto nivel de organización. Estudia los procesos que tienen lugar en los seres vivos. Es decir los cambios en la materia viva, los procesos más complejos. Modelo atómico Estructura de la molécula de ácido sulfúrico Molécula orgánica ADN 2

3 La Materia es todo aquello que nos rodea.
Existen unas propiedades características, que sirven para identificar un tipo de materia, por ejemplo: densidad, conductividad, punto de fusión, etc. Y unas propiedades generales comunes a todos los tipos de materia, por ejemplo: masa. volumen, temperatura, etc. No se descomponen en otras más sencillas por métodos físicos. Propiedades físicas definidas. La materia se presenta Están formadas por dos o más sustancias puras. Propiedades físicas no definidas. Sustancias puras Mezclas Métodos Físicos Simples o elementos Compuestos Homogéneas Heterogéneas Métodos Químicos No se pueden descomponer por ningún método. Están formadas por átomos iguales. Se descomponen por métodos químicos. Están formadas por átomos diferentes Llamadas disoluciones, no es posible distinguir sus componentes por métodos ópticos Podemos distinguir sus componentes por métodos ópticos Granito Gel de baño Dispersiones coloidales Ca H2 C O2 NH3 H2O CO2 Sal en agua Acero 3

4 1.3 Obtención de sustancias puras
Procedimientos para separar mezclas heterogéneas Filtración Centrifugación Separación de un sólido y un líquido que forman una mezcla heterogénea Decantación Separación de un sólido y un líquido y se basa en la diferencia de densidad Separación de un sólido y un líquido o de dos líquidos inmiscibles basado en la diferencia de densidad

5 1.4 Obtención de sustancias puras
Procedimientos para separar mezclas heterogéneas Cromatografía Destilación Cristalización Basada en la diferente adsorción, en un sólido o líquido, que presentan las sustancias de una mezcla Separa un líquido de una disolución formada por un sólido y un líquido Se utiliza para purificar una sustancia sólida de otras impurezas también sólidas

6 1.5 Obtención de sustancias puras simples
Procedimientos para descomponer sustancias puras compuesto: electrolisis Oxígeno Hidrógeno PILA El agua acidulada se descompone cuando pasa por ella una corriente eléctrica, y se forman los gases hidrógeno y oxígeno Si pasamos una corriente eléctrica a través de cloruro de sodio fundido se forma un gas venenoso de color verde (cloro) y un sólido metálico (sodio)

7 1.6 Obtención de sustancias puras simples
Procedimientos para descomponer sustancias puras compuesto: descomposición térmica La descomposición térmica consiste en someter una sustancia a altas temperaturas para transformarla en otras más sencillas

8 2.1 Modelos atómicos. Thomson
Primer modelo atómico: modelo de Thomson. Thomson nació en 1856 en un distrito de Manchester, en Inglaterra. Uno de sus alumnos fue Ernest Rutherford. En fue galardonado con el Premio Nobel de Física por su trabajo sobre la conducción de la electricidad a través de los gases. Thomson sugirió un modelo en el que los átomos eran esferas macizas y uniformes de carga positiva y los electrones incrustados en ellas a modo de un “pastel de pasas”. Electrón Materia positiva Thomson realizó una serie de experimentos en tubos de rayos catódicos, que le condujeron al descubrimiento de los electrones.

9 fluorescente circular cubierta de ZnS
2.2 Modelos atómicos. El experimento de Rutherford Rutherford bombardeó los átomos de una lámina muy fina de oro con partículas alfa (α). Las partículas alfa tienen una masa cuatro veces mayor que la masa del átomo de hidrógeno y una carga eléctrica positiva doble de la carga de un electrón. Haz de particulas alfa Partícula rebotada Partícula desviada Sustancia radiactiva Resultados: Observó que casi todas pasaban a través de la lámina sin desviarse, como si estuviera prácticamente vacía. Solo algunas (aproximadamente 1 de cada ) sufrían deviaciones y, rara vez, alguna partícula rebotaba en la lámina de oro y volvía hacia atrás. Partículas no desviadas MODERN ALCHEMY Ernest Rutherford ( ) was the first person to bombard atoms artificially to produce transmutated elements. The physicist from New Zealand described atoms as having a central nucleus with electrons revolving around it. He showed that radium atoms emitted “rays” and were transformed into radon atoms. Nuclear reactions like this can be regarded as transmutations – one element changing into another, the process alchemists sought in vain to achieve by chemical means. Eyewitness Science “Chemistry” , Dr. Ann Newmark, DK Publishing, Inc., 1993, pg 35 Ernest Rutherford English physicist. (1910) Wanted to see how big atoms are. Used radioactivity, alpha particles - positively charged pieces given off by polonium atoms. Shot them at a thin gold foil (~0.5 um thick) which can be made a few atoms thick. When the alpha particles hit a florescent screen, it glows. Approximately 1/20,000 bounced back at the alpha emitter source. Rutherford said this was like shooting a 15" shell at tissue paper and the shell came back and hit you. It was clearly, NOT what he thought should happen if Thomson's model of the atom was correct. Ernest Rutherford received the 1908 Nobel prize in chemistry for his work at McGill University with radioactive substances. Pantalla fluorescente circular cubierta de ZnS Lámina fina de oro

10 Electrones Protones Neutrones 2.3 Modelo atómico de Rutherford Átomo
Rutherford sugirió, en 1911, el siguiente modelo atómico: Corteza Núcleo El átomo está formado por: Un núcleo, muy pequeño con casi toda la masa del átomo y cargado positivamente. Está constituido por protones y neutrones (descubiertos más tarde). Electrones Protones Neutrones Una corteza, donde los electrones giran alrededor del núcleo. Ocupa la mayor parte del volumen atómico, tiene masa muy pequeña y en ella se encuentra toda la carga eléctrica negativa. Se puede decir que el átomo está prácticamente vacío. Electrones Protones Neutrones

11 3.1 Las partículas que forman el átomo. El átomo es divisible
Descubrimiento del electrón En 1897, el inglés Joseph John Thomson estudio el comportamiento de unos rayos que llamó catódicos, en presencia de campos eléctricos y magnéticos. Thomson encontró que en el interior de todos los átomos existen partículas cargadas negativamente, halló su relación carga/masa (1,759 · 1011 C/kg) y les llamo electrones.

12 3.2 Las partículas que forman el átomo: el átomo es divisible
Determinación de la carga del electrón En 1909 Robert Millikan determinó la carga eléctrica del electrón (1,602·10-19 C) con el experimento de la “gota de aceite”. Este valor constituye la carga mínima que puede transportar una partícula. Gotitas de aceite electrizadas Atomizador Robert Millikan midió la carga de la gota en suspensión y encontró que, para distintas gotitas, la carga era siempre múltiplo de una carga elemental. La carga del electrón es de 1,602 · 10−19 C Placa cargada positivamente + Ajustando el voltaje se consigue dejar la gota en suspensión. Gas Microscopio Los electrones son partículas fundamentales que se encuentran en todos los átomos. Placa cargada negativamente Gotita de aceite en suspensión Conocida la carga del electrón se pudo determinar su masa:

13 3.3 Las partículas que forman el átomo: electrón, protón y neutrón
En 1919, otras experiencias en tubos de descarga con gases, permitió a Ernest Rutherford descubrir una nueva partícula a la que llamó protón. El protón es una partícula que posee una masa aproximadamente igual al átomo de hidrógeno, y 1840 veces mayor que la masa del electrón. Tiene la misma carga que el electrón, pero positiva. La relación carga masa es la más alta obtenida: 9,573·107 C/kg. En 1932, James Chadwick descubrió que en los átomos había otra partícula que no tenía carga eléctrica, y cuya masa era similar a la del protón. Rutherford había sugerido su existencia en 1920 y propuso llamarla neutrón. Partícula Protón Electrón Neutrón Masa 1,673· kg 1 u 9,11· kg 1/1840 u 1,675· kg Carga 1,602·10-19 C + 1e - 1,602·10-19 C - 1e u : masa, en unidades de masa atómica. e : carga eléctrica, en electrones. En un átomo neutro existen el mismo número de protones que de electrones.

14 Número atómico y número másico
4.1 Números que identifican a los átomos Número atómico y número másico En 1913, Henry Moseley ideó un método que permitía conocer la carga positiva existente en el núcleo. A partir de ese momento, los elementos pudieron ser ordenados en orden creciente por su carga nuclear que se denominó número atómico. El número atómico (Z) expresa la carga nuclear de un átomo, es decir, el número de protones que tiene. Cada elemento químico se caracteriza por su número atómico. Se representa por la letra Z. El número másico expresa la suma de protones y neutrones existentes en el núcleo. Se representa por la letra A.

15 Na Cl 35 23 17 11 4.2 Números que identifican a los átomos
Todos los átomos que tiene el mismo número atómico pertenecen al mismo elemento químico. Un átomo neutro tiene el mismo número de protones que de electrones. Número másico, A Cl 17 35 Na 23 11 Cloro Sodio Número atómico, Z 17 11 Número de protones 11 17 Número de electrones N = A – Z = 35 – 17 = 18 Número de neutrones N = A – Z = 23 – 11 = 12

16 Isótopos Se llaman isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y distinto número de neutrones. Por tanto, tienen el mismo Z y diferente A. Los isótopos son átomos de un mismo elemento químico, ya que es el número de protones o número atómico lo que identifica a un elemento químico. H 1 H 1 2 H 1 3 Protio Deuterio Tritio Casi todos los elementos químicos presentan isótopos. Habitualmente, todos los isótopos de un elemento reciben el mismo nombre; como excepción, el hidrógeno que tiene tres isótopos que poseen un nombre propio. La masa atómica de un átomo es la media ponderada de la masa de sus isótopos.

17 - - - - - - + + + + + Li + + O 4.4 Iones 3 p+ 3 p+ 2 e- 3 e- 8 p+ 8 p+
Cuando un átomo pierde electrones, adquiere carga positiva y se convierte en un ión positivo o catión - + - + Catión Litio Li 3 p+ 2 e- 3 p+ 3 e- - + 1 electrón Átomo de litio Li Cuando un átomo gana electrones, adquiere carga negativa y se convierte en un ión negativo o anión - + - + 8 p+ 10 e- 8 p+ 8 e- - + Anión oxígeno 2- O Átomo de oxígeno O 2 electrones +

18 Rellena los huecos en la tabla siguiente:
4.5 Números que identifican a los átomos Calcula el número de protones, neutrones y electrones que existen en los siguientes elementos e iones: Al, Al+3, O, O-2, sabiendo que sus números másicos son 27 para el Al y 16 para el O, y sus números atómicos, 13 y 8 respectivamente. EJEMPLO Partícula Protones Electrones Neutrones Al 13 14 Al+3 10 O 8 O-2 Rellena los huecos en la tabla siguiente: Símbolo Protones 56 79 Neutrones 81 71 Electrones N. Másico 196 EJEMPLO

19 Espectro visible de la luz blanca
5.1 Dispersión de la luz blanca La luz blanca es luz compuesta de radiaciones de distintas frecuencias, que se descompone cuando pasa a través de un prisma triangular. rojo violeta Luz blanca El conjunto de todas las radiaciones que se obtiene en la dispersión de la luz blanca, se recogen en una pantalla, y constituye el espectro visible de la luz blanca. Rojo Naranja Amarillo Verde Azul Añil Violeta Prisma Óptico Espectro visible de la luz blanca Es un espectro continuo: desde el rojo frojo= Hz, hasta el violeta fvioleta= Hz . 500 nm 375 nm 600 nm 750 nm Hz Hz

20 Espectro de emisión del hidrógeno
5.2 Espectro atómico del hidrógeno Espectro de emisión Tubo con hidrógeno Emite radiación Prisma óptico Espectro de emisión del hidrógeno

21 Espectro de absorción del hidrógeno
5.3 Espectro atómico del hidrógeno Espectro de absorción Fuente de luz blanca Prisma Muestra de hidrógeno Espectro de absorción del hidrógeno

22 6.1 Modelo atómico de Bohr Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares estables, donde al moverse no pierden energía (órbitas estacionarias). Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuya energía toma unos valores determinados (y no cualquier valor). Cuanto más alejada del núcleo, mayor será su energía. A estas órbitas se les llamo niveles de energía y se las representó por la letra n. Un electrón puede saltar de un nivel de mayor a otro de menor energía, emitiendo ese exceso de energía en forma de radiación (o absorbiendo energía, si salta de un nivel de menor energía a otro más energético). + Núcleo n=1 n=2 n=3 e- Energía Se absorbe Energía Se emite Energía

23 En cada nivel de energía caben cómo máximo 2n2 electrones
6.2 Modelo atómico de Bohr Nivel de energía En cada nivel de energía caben cómo máximo 2n2 electrones n = 1 2n2 = = 2 electrones n = 2 2n2 = = 8 electrones n = 3 2n2 = = 18 electrones n = 4 2n2 = = 32 electrones e- Corteza n=3 n=3 n=2 n=2 n=1 n=1 Núcleo Núcleo Átomo de Sodio - Na Átomo de Cloro - Cl

24 Espectro discontinuo de emisión
6.3 El átomo de Bohr: espectro de emisión del átomo de hidrógeno Cuando el electrón, de un átomo de hidrógeno, salta desde cualquier nivel de energía al segundo se emiten radiaciones electromagnéticas (luz) que recogidas en una pantalla constituyen el espectro del átomo de hidrógeno. Los espectros atómicos confirma el modelo atómico de Bohr y son una prueba evidente de la cuantización de la energía. n=5 E5 n=6 E6 n=7 E7 UV IR n=4 E4 Serie de Balmer E7 - E2 = hfvioleta n=3 E3 e- 399 nm E6 - E2 = hfvioleta 413 nm n=2 E2 e- E5 - E2 = hfazul 437 nm e- E4 - E2 = hfverde n=1 E1 489 nm e- E3 - E2 = hfrojo e- + 660 nm Espectro discontinuo de emisión del átomo de hidrógeno

25 Letra utilizada para designar subniveles
7.1 Modelo Mecánico – Cuántico: de las órbitas a los orbitales El modelo atómico actual es el denominado modelo mecánico-cuántico, El modelo sustituye la idea de que los electrones giran en torno al núcleo en unas órbitas determinadas por zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Según la mecánica cuántica, cada nivel de energía principal n, posee subniveles que se designan con los números 0, 1, 2, … (n-1), a los que corresponden las letras s, p, d, f. Letra utilizada para designar subniveles Subnivel Letra s 1 p 2 d 3 f Además los subniveles pueden presentar distintas orientaciones y los electrones ocupan esas zonas girando en un sentido o en el contrario. Un orbital atómico es la zona del espacio en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con una determinada energía. En cada orbital caben como máximo dos electrones con el spin (giro) contrario.

26 De las órbitas a los orbitales
7.2 Modelo Mecánico - Cuántico De las órbitas a los orbitales s Orbital s Orbitales p

27 7.3 Modelo Mecánico - Cuántico
Orbitales d Orbitales f

28 Configuración electrónica de algunos elementos
7.4 Configuración electrónica de algunos átomos Configuración electrónica de algunos elementos Elemento Configuración Orbitales 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f.. 5s 5p 5d 5f.. 6s 6p 6d.. 7s 7p.. Subnivel Energía Nivel Energía 1s1 H 1s2 He 1s2 2s1 Li 1s2 2s2 2p2 C 1s2 2s2 2p3 N 1s2 2s2 2p4 O 1s2 2s2 2p5 F 1s2 2s2 2p6 Ne 1s2 2s2 2p6 3s1 Na

29 Nivel principal de energía En cada nivel caben como máximo 2n2 e-
7.5 Estructura electrónica del átomo de Bromo ( Z = 35 ) 1er nivel E n = 1 Nivel principal de energía Subniveles de energía 1s2 2º nivel E n = 2 2s2 2p6 3er nivel E n = 3 3s2 3p6 4º nivel E n = 4 4s2 4p5 3d10 4d0 4f0 En cada nivel caben como máximo 2n2 e- 2 electrones 8 electrones 18 electrones 32 electrones

30 a las columnas de la tabla
8.1 El Sistema periódico En el sistema periódico los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) Se denominan GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla Existen 18 grupos o familias. Todos los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en su último nivel. Existen 7 filas o periodos. Todos los elementos del mismo periodo tiene sus últimos electrones en el mismo nivel . Es decir, cada elemento tiene tantos niveles de energía como indica su periodo. La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

31 8.2 El Sistema periódico actual
GRUPOS PERÍODOS

32 Periodicidad y configuración electrónica
8.3 El Sistema periódico actual Periodicidad y configuración electrónica Grupo 1: ALCALINOS Elemento Configuración electrónica Configuración más externa Litio 1s2 2s1 Sodio 1s2 2s2 2p6 3s1 ns1 Potasio 1s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Rubidio 1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Cesio 1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su último nivel de energía (capa de valencia) el mismo número de electrones en orbitales del mismo tipo. Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa.

33 s p d f 8.4 Periodicidad y configuración electrónica s2 s2 s1 p5 p4 p6
BLOQUES s2 s2 s1 p5 p4 p6 p3 p1 p2 s p d10 d8 d7 d9 d6 d4 d3 d5 d2 d1 d ns2 npx nsx ns2 (n-1)dx f10 f 8 f 7 f 9 f 6 f 4 f 3 f 5 f 2 f 1 f14 f12 f11 f13 f Elementos representativos Metales de transición Metales de transición interna ns2 (n-1)d10 (n-2) fx

34 8.5 El Sistema periódico H iones positivos, cationes: Na +
2 13 14 15 16 17 He Li Be B C N O F Ne Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr GRUPOS PERÍODOS Semimetales Gases nobles Tierras raras METALES Buenos conductores de la electricidad y el calor Temperaturas de fusión y ebullición altas Pueden perder electrones y formar iones positivos, cationes: Na + NO METALES Malos conductores de la electricidad y el calor Poseen baja densidad Pueden ganar electrones y formar iones negativos, aniones: Cl -

35 Valencia de un elemento
8.6 Periodicidad y configuración electrónica Valencia de un elemento El nivel electrónico más externo de un átomo es el nivel de valencia. El comportamiento químico de un elemento lo determinan fundamentalmente los electrones de valencia. Los átomos alcanzan una distribución electrónica estable con los orbitales s y p del nivel de valencia llenos, s2p6 (regla del octeto). La capacidad de combinación que tienen los átomos se denomina valencia y se define como “el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse o ser sustituidos por un átomo del correspondiente elemento”.

36 Mecanismos de Unión entre átomos
9.1 El enlace químico: tipos de enlace Las interacciones entre átomos son de naturaleza electromagnética y originan los enlaces químicos. Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta completar su última capa con ocho electrones Mecanismos de Unión entre átomos Transferencia de electrones Compartición de electrones Liberación de electrones se caracterizan por Enlace iónico Metales + No metales se llama es la unión entre Enlace covalente No metales + No metales se llama es la unión entre Enlace metálico Átomos de un mismo metal se llama es la unión entre

37 Enlace iónico Una de las formas que tiene los átomos de tener ocho electrones en su último nivel de energía es perdiendo o ganando electrones. El magnesio cede dos electrones al oxígeno. Ambos consiguen completar el octeto en su capa de valencia. - 12p+ 12nº Magnesio Regla del octeto + - 8p+ 8nº Oxígeno - 12p+ 12nº - 8p+ 8nº + Catión magnesio Mg++ Anión oxígeno O= Los iones formados quedan unidos ya que se atraen fuertemente por tener carga eléctrica de distinto signo. Este enlace se denomina iónico, ya que los átomos participantes se encuentran en forma de iones. Se produce entre átomos de un metal y un no metal

38 9.3 Enlace iónico Ión O2- Ión Mg2+
Un ión ejerce fuerzas en todas direcciones, de modo que cada ión positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa. Ión O2- Ión Mg2+ Cristal iónico Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino agregados iónicos que dan lugar a redes cristalinas geométricas.

39 9.4 Propiedades de los compuestos iónicos
A temperatura ambiente, son sólidos cristalinos. Tienen altos puntos de fusión y ebullición, debido a la intensidad de las fuerzas de enlace, que hace muy difícil separar los iones. Son duros (oposición a ser rayados) y frágiles (un golpe seco altera la red). Compuesto iónico Punto de Fusión ºC NaF 990 NaCl 800 NaBr 750 NaI 660 MgO 2664 CaO 2570 SrO 2430 BaO 1925

40 9.5 Propiedades de los compuestos iónicos
La mayoría son solubles en disolventes polares que como el agua, tienen un cierta carga eléctrica de distinto signo a cada lado de la molécula. Pero ninguno en disolventes orgánicos apolares (gasolinas, benceno,…). En estado sólido no conducen la electricidad, sin embargo fundidos o en disolución se convierten en conductores de la electricidad porque, en este caso, los iones positivos y negativos tienen libertad de movimiento.

41 F - F F F F F2 10.1 Enlace covalente
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones para completar su capa de valencia, según la regla del octeto, adquiriendo así estabilidad. Ejemplo: La molécula de flúor: F2  La configuración electrónica del átomo de flúor es: 1s2 2s2 2p5 par común Diagramas de Lewis: Lewis propuso representar los electrones de la última capa en parejas o aislados mediante puntos o cruces alrededor del símbolo del elemento: F - F F F F + o bien F2

42 H O O O H 2 O H 10.2 Enlace covalente o o o
En la molécula de hidrógeno, H2, se comparte un par de electrones. La molécula se forma mediante un enlace covalente simple. H o En la molécula de oxígeno, O2, se comparten dos pares de electrones. La molécula se forma mediante un enlace covalente doble. O o O En la molécula de agua, H2O, el átomo de oxígeno necesita dos electrones para completar el octeto. El oxígeno comparte un par de electrones con cada uno de los átomos de hidrógeno. O H 2 O H o

43 10.3 Propiedades de las sustancias covalentes
La mayor parte de la atmósfera está formada por sustancias covalentes, como N2 , O2 , H2O , La mayoría son, a temperatura y presión ordinarias, gases. Las hay también líquidas (agua, alcohol etílico) e incluso sólidas (yodo y azufre), pero con bajos puntos de fusión y ebullición. Al no tener electrones libres, no conducen la electricidad. Por esto son, en general, buenos aislantes, como la madera y los plásticos. La mayoría no son solubles en agua, pero sí en hidrocarburos y otros disolventes orgánicos. Las sustancias polares disuelven a las polares (el NH3 se disuelve en H2O). Las sustancias apolares disuelven a las apolares (el I2 se disuelve en CCl4).

44 10.4 Los cristales covalentes
Presentan altos puntos de fusión y ebullición. Son sustancias muy duras, aunque frágiles.. Son prácticamente insolubles en cualquier tipo de disolvente. No son buenos conductores de la electricidad (excepto el grafito) y tampoco son buenos conductores del calor. Diamante: carbono cristalizado grafito sílice

45 ¿Por qué los metales son muy buenos conductores de la electricidad?
Enlace metálico. Modelo del “mar electrónico” ¿Por qué los metales son muy buenos conductores de la electricidad? En 1900, Drude propuso un modelo basado en la idea de que los átomos metálicos , al unirse, se desprenden de sus electrones que quedan deslocalizados en la red y sin conexión con los átomos que quedan cargados positivamente. CRISTAL METÁLICO Cobre Cationes metálicos Nube de electrones Los electrones transportan carga eléctrica cuando el metal es sometido a una diferencia de potencial. Actúan como aglutinantes de la red, impidiendo la repulsión entre cationes.

46 11.2 Propiedades de los metales
Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el Hg. Tienen altas densidades y altos punto de fusión y ebullición debido a las grandes fuerzas que intervienen. Poseen un brillo característico (brillo metálico). Son dúctiles y maleables, es decir; se pueden estirar en hilos finos y en chapas. Son excelentes conductores del calor y de la electricidad. No se disuelven en los disolventes ordinarios.