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Estructuras y propiedades de los elementos metálicos

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Academic year: 2022

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ÍNDICE

Prólogo . . . 13

tema 1. Estructura y propiedades de los elementos metálicos . . . . . 15

1.1. el enlace metálico . . . . . . . 17

1.1.1. Bandas de energía . . . . . . . 18

1.1.2. energía del enlace metálico .. . . . . . . 19

1.2. tipos de estructura cristalina de los metales . . . . 20

1.2.1. estructura hexagonal compacta y estructura cúbica compacta . 21

1.2.2. estructura cúbica centrada en el espacio . . . 22

1.2.3. Otras estructuras de los metales . . . . 23

1.3. Propiedades generales de los metales en estado elemental . . . . 24

1.3.1. Conductividad eléctrica. . . . . 25

1.3.2. Radio atómico. . . . . . . 26

1.3.3. Puntos de fusión. . . . . . . 27

1.3.4. Propiedades térmicas . . . . . . 28

1.3.5. Propiedades mecánicas . . . . 30

1.3.6. Propiedades ópticas . . . . 32

1.3.7. Propiedades magnéticas . . . . 32

lecturas recomendadas . . . . 35

ejercicios de autoevaluación . . . 35

tema 2. Elementos metálicos del bloque s . . . 37

2.1. Consideraciones generales . . . 39

2.2. metales del grupo 1. Alcalinos . . . 40

2.2.1. Propiedades de los metales alcalinos . . . 41

2.2.2. estado natural y obtención de los metales alcalinos . . . . 44

2.2.3. Aplicaciones de los metales alcalinos . . . . 47

2.3. metales del grupo 2. Alcalinotérreos 51

(2)

Químicadeloselementosmetálicos

2.3.2. estado natural y obtención de los metales alcalinotérreos . . . 56

2.3.3. Aplicaciones de los metales alcalinotérreos . . . . 59

lecturas recomendadas . . . . 62

ejercicios de autoevaluación . . . 62

tema 3. Elementos metálicos del bloque p . . . . 63

3.1. metales del grupo 13: aluminio, galio, indio y talio . . . 65

3.1.1. Propiedades de los elementos . . . . 65

3.1.2. estado natural y obtención . . . . 68

3.1.3. Aplicaciones . . . .. . . . 70

3.2. metales del grupo 14: germanio, estaño y plomo . . . . 71

3.2.1. Propiedades de los elementos . . . . 71

3.2.2. estado natural y obtención . . . . 73

3.2.3. Aplicaciones . . . .. . . . 75

3.3. metales del grupo 15: antimonio y bismuto . . . 75

3.3.1. Propiedades de los elementos . . . . 75

3.3.2. estado natural y obtención . . . . 77

3.3.3. Aplicaciones . . . .. . . . 78

3.4. metales del grupo 16: polonio . . . . 78

3.4.1. Propiedades del polonio . . . . 78

3.4.2. estado natural, obtención y aplicaciones del polonio . . . . 79

lecturas recomendadas . . . . 80

ejercicios de autoevaluación . . . 80

tema 4. Elementos metálicos del bloque d . . . 81

4.1. Generalidades y configuraciones electrónicas . . . . 83

4.2. estado natural y obtención . . . . . . . 84

4.3. Propiedades físicas . . . . . . . 85

4.3.1. Radio atómico y radio iónico . . . . 85

4.3.2. Puntos de fusión . . . . . . . 87

4.3.3. Color . . . . . . . 88

4.3.4. Propiedades magnéticas . . . 89

4.4. Propiedades químicas. estados de oxidación . . . . 91

4.5. metales del grupo 3 . . . 93

4.6. metales del grupo 4 . . . 94

4.7. metales del grupo 5 . . . . 95

(3)

ÍNDICE

4.8. metales del grupo 6 . . . 96

4.9. metales del grupo 7 . . . 98

4.10. metales 3d de los grupos 8 a 10 . . . . . . 100

4.11. metales 4d y 5d de los grupos 8 a 10 . . . . . . 104

4.12. metales del grupo 11 . . . . 106

4.13. metales del grupo 12 . . . . 109

lecturas recomendadas . . . . 112

ejercicios de autoevaluación . . . 112

tema 5. Elementos metálicos del bloque f. lantánidos y actínidos . . . 113

5.1. Generalidades y configuraciones electrónicas . . . 115

5.2. estado natural y obtención . . . . 117

5.3. Propiedades físicas . . . . 119

5.3.1. Radio atómico y radio iónico . . . . 119

5.3.2. Color . . . 120

5.3.3. Propiedades magnéticas . . . 122

5.4. Propiedades químicas. estados de oxidación . . . 124

5.5. Aplicaciones . . . 128

lecturas recomendadas . . . . 133

ejercicios de autoevaluación . . . 133

tema 6. Hidruros de los elementos metálicos . . . . 135

6.1. Clasificación de los hidruros de los elementos metálicos . . . 137

6.2. Hidruros salinos . . . 138

6.2.1. Propiedades . . . 140

6.2.2. métodos de obtención y aplicaciones . . . . 141

6.3. Hidruros metálicos . . . 141

6.3.1. Propiedades de los hidruros metálicos. . . 142

6.3.2. métodos de obtención y aplicaciones . . . . 143

6.4. Hidruros moleculares . . . 143

6.4.1. Hidruros de los elementos metálicos del grupo 13 . . . 144

6.4.2. Hidruros de los elementos metálicos del grupo 14 . . . . 144

6.4.3. Hidruros de los elementos metálicos del grupo 15 . . . . 145

6.5. Hidruros intermedios . . . 145

(4)

QuÍmICaDElosElEmENtosmEtálICos

tema 7. Haluros de los elementos metálicos . . . 149

7.1. Clasificación de los haluros de los elementos metálicos . . . 151

7.2. Haluros de los metales monovalentes . . . . 152

7.2.1. Haluros de los metales alcalinos . . . . 152

7.2.2. Haluros de los metales monovalentes de las series d y p. . . 154

7.3. Haluros de los metales divalentes . . . . 159

7.3.1. Haluros de los metales alcalinotérreos . . . . 159

7.3.2. Haluros de los metales divalentes de las series d y p . . . 162

7.4. Haluros de los metales trivalentes . . . . 166

7.4.1. estructuras cristalinas y propiedades . . . . 167

7.4.2. Obtención y aplicaciones . . . . 167

7.5. Haluros de los metales tetravalentes y de valencia superior . . . 168

lecturas recomendadas . . . . 170

ejercicios de autoevaluación . . . 170

tema 8. Óxidos metálicos . . . 171

8.1. óxidos de los elementos metálicos. Clasificación . . . . 173

8.2. óxidos de los metales monovalentes . . . . 174

8.2.1. óxidos de los metales alcalinos . . . 174

8.2.2. óxidos de los metales del bloque d en estado de oxidación (+1) . . . 175

8.3. óxidos de los metales divalentes . . . . 177

8.3.1. óxidos de los metales alcalinotérreos . . . . 177

8.3.2. óxidos de los metales del bloque d en estado de oxidación (+2) . . . 178

8.3.3. óxidos de los metales del bloque p en estado de oxidación (+2) . . . .. . . . 182

8.4. óxidos de los metales trivalentes . . . . 183

8.5. óxidos de los metales tetravalentes . . . . 184

8.6. óxidos de metales con valencia superior a cuatro . . . . 187

lecturas recomendadas . . . . 190

ejercicios de autoevaluación . . . 190

tema 9. Hidróxidos y peróxidos de los elementos metálicos . . . . 191

9.1. Hidróxidos metálicos . . . .. . . . 193

9.1.1. Generalidades . . . 193

(5)

Índice

9.1.2. el ión OHen los cristales de hidróxidos metálicos . . . . 194

9.1.3. Características estructurales de los hidróxidos metálicos . . . . 195

9.1.4. Propiedades de los hidróxidos metálicos . . . 197

9.1.5. Obtención de los hidróxidos metálicos . . . . 200

9.2. Peróxidos metálicos . . . . 201

9.2.1. Generalidades . . . . 201

9.2.2. Peróxidos alcalinos . . . 203

9.2.3. Peróxidos alcalinotérreos . . . . 204

9.2.4. Peróxidos de los elementos de transición . . . 205

lecturas recomendadas . . . . 209

ejercicios de autoevaluación . . . 209

tema 10. Súlfuros metálicos. . . . 211

10.1. Generalidades . . . . . . . 213

10.2. sulfuros iónicos . . . . 213

10.2.1. sulfuros de los metales alcalinos y alcalinoterreos . . . 214

10.2.2. sulfuros del aluminio y de los lantánidos y actínidos . . . 215

10.3. sulfuros de los metales de transición . . . . . . 216

10.4. sulfuros de los elementos metálicos del bloque p . . . . 219

lecturas recomendadas . . . . 222

ejercicios de autoevaluación . . . 222

tema 11. Nitruros, carburos y boruros metálicos . . . . 223

11.1. Generalidades . . . . . . . 225

11.2. Carburos y nitruros iónicos . . . . 225

11.3. Carburos y nitruros intersticiales . . . 228

11.4. Carburos de hierro . . . 229

11.5. Boruros metálicos . . . 231

lecturas recomendadas . . . . 235

ejercicios de autoevaluación . . . 235

Respuestas a los ejercicios de autoevaluación . . . 237

Tabla periódica . . . 249

Índice analítico . . . . 251

(6)

Tema 1

Estructuras y propiedades de los elementos metálicos

1.1. El enlace metálico 1.1.1. Bandas de energía

1.1.2. Energía del enlace metálico

1.2. Tipos de estructura cristalina de los metales

1.2.1. Estructura hexagonal compacta y estructura cúbica compacta

1.2.2. Estructura cúbica centrada en el espacio 1.2.3. Otras estructuras de los metales

1.3. Propiedades generales de los metales en estado elemental 1.3.1. Conductividad eléctrica

1.3.2. Radio atómico 1.3.3. Puntos de fusión 1.3.4. Propiedades térmicas 1.3.5. Propiedades mecánicas 1.3.6. Propiedades ópticas 1.3.7. Propiedades magnéticas

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Introducción

Antes de realizar un estudio detallado de cada uno de los gru- pos de los elementos metálicos de la Tabla Periódica es necesario presentar las propiedades y las estructuras cristalinas caracterís- ticas de los metales. Muchas de las propiedades vienen derivadas de las características específicas del enlace metálico; es por ello que el tema 1 comienza revisándolas antes de exponer las princi- pales estructuras cristalinas metálicas. En el tema se estudian las propiedades físicas de los metales en estado elemental, desde la conductividad metálica hasta las propiedades magnéticas.

Objetivos

•  Conocer los tipos de estructura cristalina de los elementos metálicos.

•  Describir las propiedades específicas de los metales.

(8)

1.1. El EnlacE mEtálIcO

Los elementos químicos conocidos se encuentran clasificados en la Tabla Periódica o Sistema Periódico en cuatro grandes grupos, que en función de la estructura electrónica de los átomos, son los siguientes:

— Series de elementos s.

— Series de elementos p.

— Series de elementos d.

— Series de elementos f.

El estudio de estas series de elementos se abordará en temas suce- sivos.

La mayoría de los elementos conocidos son metales; sólo veinticuatro pueden considerarse explícitamente como no metales.

Desde el punto de vista estructural los metales se caracterizan por la alta coordinación de los átomos que constituyen la red cristalina.

El enlace metálico considera a los átomos distribuidos en el cristal en forma de iones positivos y a los electrones de valencia moviéndose libremente, igual que las moléculas de un gas, entre los huecos que existen entre los iones o restos positivos de los átomos. Es por ello que se llamó inicialmente gas electrónico al conjunto de electrones de valencia de los metales.

Los iones positivos que constituyen la red del cristal se mantienen unidos por la atracción electrostática que existe entre ellos y el gas electrónico.

Se considera a la superficie del cristal como el límite del espacio ocu- pado por el gas electrónico.

(9)

Químicadeloselementosmetálicos

1.1.1. Bandas de energía

Cuando se aplica la teoría de orbitales moleculares al enlace metálico se obtienen las llamadas bandas de energía, mediante las cuales se inter- pretan las propiedades metálicas.

La teoría de los orbitales moleculares se basa en que los electrones que participan en el enlace, es decir, los electrones de valencia, ocu- pan orbitales que se extienden a todos los átomos que constituyen la molécula; se trata de orbitales y electrones deslocalizados.

Cuando aumenta el número de orbitales moleculares se hace menor la diferencia de energía entre ellos. En el caso de los átomos que constituyen la red cristalina de un metal, este número de orbitales moleculares, n, es muy grande, siendo la diferencia de energía entre estos orbitales moleculares muy pequeña, por lo que se puede considerar una variación continua de un orbital a otro. El conjunto de n orbitales moleculares, también llamados niveles de energía, se denomina banda de energía.

Dado que la banda de energía está formada por niveles discretos, aunque muy próximos, existe cierta discontinuidad en la variación de energía de las bandas de un orbital a otro. Por otra parte, para cumplirse el principio de Pauli, cada nivel debe estar ocupado por dos electrones como máximo, con espín contrario. Esto da origen a la formación de las siguientes bandas, en función de su ocupación electrónica:

— Bandas totalmente ocupadas: el número de electrones de valencia es 2n, siendo n el número del nivel de la banda.

— Bandas parcialmente ocupadas: se forman si el número de elec- trones es menor de 2n.

— Banda vacía: procede de los orbitales atómicos no ocupados en el estado fundamental del átomo.

De acuerdo con lo anterior, en un metal alcalino, de la combinación de los n orbitales s, que están ocupados cada uno por un electrón, resulta una banda de n niveles y n electrones, por lo que la banda está parcial-

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Tema 1. EstructurasypropiEdadEsdElosElEmEntosmEtálicos

En un metal alcalinotérreo, sin embargo, existe el número de elec- trones necesarios para llenar totalmente la banda, ya que cada orbital s aporta 2 electrones.

De la combinación de los tres orbitales p no ocupados, tanto de los metales alcalinos como de los alcalinotérreos, resulta una banda de 3n niveles, que podría ocuparse por 6n electrones. En principio se considera esta banda vacía. Algo similar ocurre con los cinco orbitales atómicos d, que daría lugar a una banda de 5n niveles, que podría estar ocupada por (2x5n) electrones.

Ya se ha comentado que el enlace metálico se produce debido a la atracción electrostática entre los iones positivos y los electrones que ocupan las bandas de energía del metal. Por tanto, esta energía de enlace aumentará al hacerlo el número de electrones de las bandas o electrones de valencia. Cuanto mayor sea el número de electrones por átomo que exista por banda, mayor será la carga y por tanto menor el tamaño del resto positivo, lo que implica una mayor energía de enlace.

1.1.2. Energía del enlace metálico

Se define la energía del enlace metálico como la entalpía de vaporiza- ción del metal, cambiada de signo.

Los valores de la energía de enlace metálico están relacionados tanto con el radio atómico de los metales como con el número de electrones con que cada átomo contribuye al enlace, influyendo directamente en sus propiedades fun- damentales.

Los valores de las entalpías de vaporización, iguales en magnitud, pero de distinto signo, a los de las energías de enlace, para los metales de los tres periodos largos, se muestran en la tabla 1.1.

Como se observa se produce un valor máximo en los casos del V, Nb y W en cada periodo, aumentando del periodo 4 al 6.

(11)

Químicadeloselementosmetálicos

tabla 1.1. Valores de entalpía de vaporización para los metales de los periodos 4, 5 y 6 Periodo 4 Entalpía de

vaporización (kJ/mol)

Periodo 5 Entalpía de vaporización

(kJ/mol)

Periodo 6 Entalpía de vaporización

(kJ/mol)

K 90 Rb 85 Cs 85

Ca 200 Sr 140 Ba 150

Sc 400 Y 413 La 400

Ti 490 Zr 600 Lantánidos 400-800

V 510 Nb 780 Ta 800

Cr 400 Mo 660 W 870

Mn 290 Lantánidos 660-690 Re 810

Fe 410 Ru 690 Os 700

Co 415 Rh 590 Ir 695

Ni 413 Pd 400 Pt 505

Cu 310 Ag 290 Au 310

Zn 100 Cd 90 Hg 70

* En color rojo se indican los valores máximos alcanzados en cada periodo.

1.2. tIPOs dE Estructura crIstalIna dE lOs mEtalEs Aunque existe un gran número de elementos metálicos y práctica- mente todos son polimorfos, es decir, pueden adoptar varias estructuras cristalinas, el número de las que presentan los metales es reducido. Los tipos de estructuras que pueden adoptar los metales son:

— Cúbica compacta (ccp), también llamada cúbica centrada en las caras (ccc o fcc, de sus siglas en inglés).

— Hexagonal compacta (hcp).

— Cúbica centrada en el espacio (cce), denominada también cúbica centrada en el cuerpo (bcc).

Una primera aproximación para explicar el empaquetamiento de los átomos consiste en considerar estos como esferas. Cuando las esferas de igual tamaño de los átomos se disponen ocupando el menor espacio posi- ble adoptan lo que se llama estructura compacta, que puede ser cúbica o hexagonal. Su número de coordinación es doce, mientras que en la estruc-

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Tema 1. EstructurasypropiEdadEsdElosElEmEntosmEtálicos

Como se observa, es una característica estructural de los metales su alta coordinación, lo que da lugar a valores altos de densidad.

1.2.1. Estructura hexagonal compacta y estructura cúbica compacta

Ambas estructuras se basan en el empaquetamiento compacto de esferas de igual tamaño. Al estudiar por difracción de rayos X dichas estructuras, se observa que las esferas se ordenan de forma que ocupan el menor espacio posible, existiendo, por tanto, el menor volumen de espacio intersticial.

Para formar las estructuras correspondientes se debe considerar primero el ordenamiento o disposición de las esferas en un plano, y después la disposición de los distintos planos entre sí, de forma que cumplan la condición de ocupar el mínimo espacio posible.

Las esferas en una capa compacta sólo se pueden colocar de una forma, que está representada en la figura 1.1 (capa A).

Figura 1.1. Empaquetamiento compacto de esferas de igual tamaño.

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Químicadeloselementosmetálicos

Para que la segunda capa (capa B) ocupe el mínimo espacio, se superpone sobre la primera, de modo que cada esfera sea tangente a tres esferas de la anterior capa y así ocurre sucesivamente con el resto de las capas hasta conseguir la estructura tridimensional compacta.

Colocando las dos capas de esferas (A y B) como se acaba de descri- bir, existen dos posibilidades de colocar la tercera capa (capa C), que son las siguientes:

1. Cada esfera de la tercera capa está situada sobre una esfera de la primera; esta posición será equivalente a las de la primera capa.

Esta corresponde a la estructura hexagonal compacta.

2. Cada esfera de la tercera capa se sitúa en las posiciones intersti- ciales de la primera capa, que no están ocupados por esferas de las segunda; es el caso de la estructura cúbica compacta.

Cada esfera se encuentra en contacto con seis de la misma capa, y con tres de cada una de las dos capas contiguas, superior e inferior. Como resultado, el número de coordinación de cada esfera o átomo es doce.

Si las posiciones de las tres capas sucesivas se designan por A, B y C, en la estructura hexagonal compacta (hcp) la disposición sería ABABAB…, ACACAC… o BCBCBC…, repitiéndose la estructura después de la segunda capa. Esta disposición aparece representada en la parte inferior derecha de la figura 1.1.

La disposición de la estructura cúbica compacta (ccp) sería ABCABC…, repitiéndose la estructura, en este caso, después de la ter- cera capa. Corresponde a la representación de la parte inferior izquierda de la figura 1.1.

Tanto la estructura hexagonal compacta como la cúbica compacta representan un máximo ahorro de espacio, con una ocupación de hasta el 74 % y en ambas el número de coordinación es 12, aunque el poliedro de coordinación es diferente para cada una de ellas.

1.2.2. Estructura cúbica centrada en el espacio

Además de las dos estructuras compactas que se acaban de descri-

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Tema 1. EstructurasypropiEdadEsdElosElEmEntosmEtálicos

Figura 1.2. Estructura cúbica centrada en el espacio.

espacio (también llamada cúbica centrada en el cuerpo), representada en la figura 1.2.

Esta estructura presenta una coordinación más baja, estando rodeado cada átomo de ocho átomos vecinos. Se trata de una de las estructuras que presenta mayor contribución de enlace iónico, aunque la participa- ción de enlace covalente también es alta.

Las tres estructuras descritas representan una alta coordinación, que es una de las características del enlace metálico. Aunque se producen desviaciones respecto de las estructuras ideales, son estas tres estruc- turas las que se repiten frecuentemente y por ello se conocen como las estructuras generales de los metales.

1.2.3. Otras estructuras de los metales

En la práctica, las estructuras de los metales varían respecto a las estructuras descritas y sobre todo, en concreto, respecto a la hexagonal compacta. Existen algunos metales cuya estructura no se corresponde con ninguna de las descritas anteriormente, aunque sí pueden conside- rarse modificaciones de ellas.

Un ejemplo de metal que no se ajusta a una estructura concreta es el manganeso; su estructura b es intermedia entre la cúbica compacta y la cúbica centrada en el espacio.

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Químicadeloselementosmetálicos

A modo de resumen, en la tabla 1.2 se recogen las principales estruc- turas cristalinas que presentan los distintos metales, siendo las más fre- cuentes, como se ha indicado anteriormente, la hexagonal compacta, la cúbica compacta y la cúbica centrada en el espacio.

tabla 1.2. tipos de estructuras cristalinas de los metales

Estructura metales representativos

Hexagonal compacta Be-Mg-Hf-Tc-Re-Ru-Os-Zn-Cd

Cúbica centrada en el espacio K-Rb-Cs-Ba-V-Nb-Ta-Cr-Mo-W Hexagonal compacta y cúbica compacta Sc-Y-Co

Cúbica compacta y cúbica centrada en el espacio Ca-Fe

Cúbica compacta Rh-Ir-Ni-Pd-Pt-Cu-Ag-Au-Al-Pb

Alterna la ordenación ABC con la ABA La Hexagonal compacta y cúbica centrada en el

espacio

Li-Na-Zr

Hexagonal compacta, cúbica compacta y cúbica centrada en el espacio

Sr-Tl

1.3. PrOPIEdadEs gEnEralEs dE lOs mEtalEs En EstadO ElEmEntal

Los metales poseen propiedades típicas, que se denominan propieda- des metálicas. Podemos señalar las siguientes:

— Son sólidos cristalinos opacos a temperatura ordinaria, excepto el mercurio, que es líquido.

— Tienen un brillo característico, denominado brillo metálico.

— Son densos; incluso los metales ligeros son más densos que los

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Tema 1. EstructurasypropiEdadEsdElosElEmEntosmEtálicos

— Son buenos conductores del calor y de la electricidad, disminu- yendo la conductividad eléctrica al aumentar la temperatura.

— Son dúctiles y maleables.

A continuación se estudian algunas de las propiedades físicas de los metales.

1.3.1. conductividad eléctrica

La teoría del enlace metálico permite interpretar el conjunto de las propiedades metálicas.

La conductividad eléctrica, que es la propiedad más característica de los metales, está estrechamente relacionada con las bandas de energía.

Si a los extremos de un metal se unen los polos de un generador eléctrico aplicándole así un campo eléctrico, se origina un flujo de electrones en la dirección definida por los polos del generador. Se produce así una variación casi continua de la energía de los electrones.

Esto ocurre o bien porque una banda individual está parcialmente ocupada o bien porque existe superposición entre una banda totalmente ocupada y otra totalmente vacía.

En el caso concreto de los metales alcalinotérreos se produce la segunda situación mencionada, o sea, ocurre una superposición de la banda correspondiente a los electrones s, totalmente ocupada, con la correspondiente a los orbitales p, totalmente vacía. Se produce así una variación casi continua de la energía de los electrones en el intervalo de los límites de las bandas, originándose, por tanto, el fenómeno de la conductividad eléctrica.

Cuando el intervalo de energía entre las bandas es pequeño, se puede provocar, por elevación de la temperatura o por radiación de frecuencia apropiada, que algunos electrones de la banda llena pasen a la banda vacía, que se convierte así en banda de conducción eléctrica, pasando la sustancia de ser un no conductor a un conductor. Esto es lo que ocurre en los llamados semiconductores.

La semiconductividad intrínseca se presenta en elementos ultra- puros, como el germanio, el selenio y en compuestos estequiométricos.

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Químicadeloselementosmetálicos

La semiconductividad extrínseca es aquella que se deriva de la existencia de impurezas, pudiéndose dopar el metal con otros metales de menor número de electrones o de mayor número de electrones que los de su capa de valencia. Un ejemplo de semiconductor extrínseco es el germanio dopado con impurezas de aluminio, que ocupan posiciones del elemento principal, facilitando la existencia de huecos vacíos. Son los semiconductores de tipo p.

Si, por el contrario, se dopa el germanio con átomos como fósforo o arsénico, con un electrón de valencia más, se facilita el paso de electrones a la banda vacía, que se convierte en banda de conducción.

Son los llamados semiconductores de tipo n, y en ellos se produce una conductividad por electrones, a diferencia de los semiconductores de tipo p, donde la conductividad se produce «por huecos».

En los aislantes existe una banda totalmente ocupada por los electrones, separada por un intervalo muy grande de energía prohibida de otra banda totalmente vacía; por ello, no existe posibilidad de conductividad eléctrica. Un ejemplo de aislante es el diamante.

La diferencia entre semiconductores y aislantes radica en el hecho de que, en los segundos, el intervalo de energía prohibida es mucho mayor que la energía del enlace, por lo que los electrones no pueden moverse libremente.

1.3.2. radio atómico

El radio atómico de los metales es un dato empírico que se obtiene por difracción de rayos X y que está relacionado directamente con la energía del enlace metálico. Se define como la mitad de la distancia entre dos átomos metálicos contiguos en el cristal.

Para que sean comparables los valores de los radios de los átomos, se utilizan las distancias que corresponden al número de coordinación 12.

Si el metal posee otro tipo de coordinación se hace la corrección empí- rica correspondiente.

Los radios atómicos de los metales en coordinación 12 se presentan

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Tema 1. EstructurasypropiEdadEsdElosElEmEntosmEtálicos

Figura 1.3. Radios atómicos (Å) de los metales, en coordinación 12, en función del número atómico (la letra P indica el periodo de los elementos).

Se puede observar que para los elementos de un mismo periodo (periodos 1 a 4), al aumentar el número atómico el radio disminuye, como consecuencia de que aumenta el número de protones en el núcleo y la carga nuclear efectiva. En el periodo 5, a partir del molibdeno (que tiene los orbitales d semillenos) el radio se mantiene más o menos constante, aumentando progresivamente para los últimos elementos del periodo, ya que tienen la capa 4d completa y empiezan a llenarse los orbitales 5p, más alejados del núcleo. En el caso del periodo 6, en gene- ral, se produce una disminución casi constante del radio atómico a lo largo de la serie de los lantánidos La-Lu, debido a que se completan los orbitales 4f, que son poco apantallantes, lo que ocasiona un aumento de la carga nuclear efectiva. A partir del oro el radio atómico comienza a aumentar porque empiezan a rellenarse los orbitales 6s, más externos.

1.3.3. Puntos de fusión

La variación de los puntos de fusión de los metales con el número atómico presenta una secuencia semejante a la de la entalpía de vapori- zación (o energía del enlace metálico) vista anteriormente.

r(Å)

(19)

Químicadeloselementosmetálicos

Los metales de puntos de fusión más bajos son los alcalinos y el mer- curio y los de puntos más altos los elementos centrales de las series de transición.

En los metales alcalinos el punto de fusión es bajo y disminuye al aumentar el peso atómico del elemento. Esta tendencia es función de la variación de la energía de enlace expresada como entalpía de vaporización. El número de electrones de la banda de energía en este caso es 1.

Los elementos de los grupos del vanadio, del cromo y del manga- neso, tienen unos puntos de fusión altos que les confieren caracterís- ticas de materiales refractarios. Esto es debido a que en estos metales de transición el número de electrones de la banda de energía que participan en el enlace es alto, incluyendo además de los electrones s, los p y los d.

En los elementos finales de los periodos de los elementos metáli- cos, que son cinc, cadmio y mercurio, el valor de la energía de enlace es mínimo, siendo también mínimo, por tanto, el valor del punto de fusión.

1.3.4. Propiedades térmicas

Por propiedad térmica de un material se entiende una propiedad física del mismo, que varía con la temperatura. La capacidad calorífica, la dilatación térmica y la conductividad térmica son propiedades muy importantes de los metales, de cara a su utilización práctica.

Capacidad calorífica

La capacidad calorífica se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a toda la masa de una sustancia para elevar su tempera- tura en una unidad. Se representa por C (mayúscula). Normalmente la capacidad calorífica se expresa por mol de material (J/mol·K), obtenién- dose la capacidad calorífica molar, que puede ser a volumen constante;

(20)

Tema 1. EstructurasypropiEdadEsdElosElEmEntosmEtálicos

El calor específico es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad (Kelvin o grado Celsius). Depende de la temperatura inicial y se representa por c (minúscula).

Ambas magnitudes están relacionadas mediante la siguiente ecuación:

c = C / m (1.1)

siendo m la masa de la sustancia.

A los valores del calor específico contribuyen los restos positivos de los átomos del metal, siendo nula la contribución de los electrones que forman las bandas de energía, los cuales solo podrán contribuir a tem- peraturas muy altas.

La mayor parte de la energía calorífica que gana el metal se emplea en el aumento de la agitación térmica de los átomos, lo cual tiene rela- ción directa con el mecanismo de la conductividad térmica.

Dilatación térmica

La mayoría de los materiales se expanden cuando son calentados y se contraen cuando son enfriados. El cambio de longitud (Dl) que un mate- rial experimenta con la temperatura (T) puede expresarse como:

Δl/l0= al·ΔT (1.2)

Donde Δl= lf - l0, ΔT = Tf – T0 (siendo 0 y f los estados inicial y final) y al es el coeficiente de dilatación térmica lineal.

Desde el punto de vista atómico, la dilatación térmica se refleja en un aumento de la distancia media de separación entre los átomos. Se trata, por tanto, de una medida de la facilidad de aumentar la amplitud de la vibración de los átomos del cristal, por efecto térmico.

Los metales con valores muy altos de energía de enlace presentan muy bajo coeficiente de dilatación térmica, siendo los metales alcalinos los que tienen el coeficiente de dilatación más alto.

Referencias

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