Metales,
grupo de elementos químicos que presentan
todas o gran parte de las siguientes propiedades
físicas: estado sólido a temperatura
normal, excepto el mercurio que es líquido;
opacidad, excepto en capas muy finas; buenos
conductores eléctricos y térmicos;
brillantes, una vez pulidos, y estructura cristalina
en estado sólido. Metales y no metales
se encuentran separados en el sistema periódico
por una línea diagonal de elementos.
Los elementos a la izquierda de esta diagonal
son los metales, y los elementos a la derecha
son los no metales. Los elementos que integran
esta diagonal —boro,
silicio,
germanio,
arsénico,
antimonio,
teluro,
polonio
y astato
— tienen propiedades tanto metálicas
como no metálicas. Los elementos metálicos
más comunes son los siguientes: aluminio,
bario, berilio,
bismuto,
cadmio,
calcio,
cerio, cromo,
cobalto,
cobre, oro,
iridio,
hierro,
plomo, litio,
magnesio, manganeso,
mercurio, molibdeno,
níquel,
osmio, paladio,
platino,
potasio,
radio, rodio,
plata, sodio,
tantalio,
talio, torio,
estaño,
titanio,
volframio,
uranio,
vanadio
y zinc. Los
elementos metálicos se pueden combinar
unos con otros y también con otros elementos
formando compuestos, disoluciones y mezclas.
Una mezcla de dos o más metales o de
un metal y ciertos no metales como el carbono
se denomina aleación. Las aleaciones
de mercurio con otros elementos metálicos
son conocidas como amalgamas.
PROPIEDADES
FÍSICAS
Los
metales muestran un amplio margen en sus propiedades
físicas. La mayoría de ellos son
de color grisáceo, pero algunos presentan
colores distintos; el bismuto es rosáceo,
el cobre rojizo y el oro amarillo. En otros
metales aparece más de un color, y este
fenómeno se denomina pleocroísmo.
El punto de fusión de los metales varía
entre los -39 °C del mercurio y los 3.410
°C del volframio. El iridio, con una densidad
relativa de 22,4, es el más denso de
los metales. Por el contrario, el litio es el
menos denso, con una densidad relativa de 0,53.
La mayoría de los metales cristalizan
en el sistema cúbico, aunque algunos
lo hacen en el hexagonal y en el tetragonal
(véase Cristal). La más baja conductividad
eléctrica la tiene el bismuto, y la más
alta a temperatura ordinaria la plata. (Para
conductividad a baja temperatura véase
Criogenia; Superconductividad.) La conductividad
en los metales se puede reducir mediante aleaciones.
Todos los metales se expanden con el calor y
se contraen al enfriarse. Ciertas aleaciones,
como las de platino e iridio, tienen un coeficiente
de dilatación extremadamente bajo.
Los
metales suelen ser duros y resistentes. Aunque
existen ciertas variaciones de uno a otro, en
general los metales tienen las siguientes propiedades:
dureza o resistencia a ser rayados; resistencia
longitudinal o resistencia a la rotura; elasticidad
o capacidad de volver a su forma original después
de sufrir deformación; maleabilidad o
posibilidad de cambiar de forma por la acción
del martillo; resistencia a la fatiga o capacidad
de soportar una fuerza o presión continuadas,
y ductilidad o posibilidad de deformarse sin
sufrir roturas. Véase Ciencia y tecnología
de los materiales.
PROPIEDADES
QUÍMICAS
Es
característico de los metales tener valencias
positivas en la mayoría de sus compuestos.
Esto significa que tienden a ceder electrones
a los átomos con los que se enlazan.
También tienden a formar óxidos
básicos. Por el contrario, elementos
no metálicos como el nitrógeno,
azufre y cloro tienen valencias negativas en
la mayoría de sus compuestos, y tienden
a adquirir electrones y a formar óxidos
ácidos (véase Ácidos y
bases; Reacción química).
Los
metales tienen energía de ionización
baja: reaccionan con facilidad perdiendo electrones
para formar iones positivos o cationes. De este
modo, los metales forman sales como cloruros,
sulfuros y carbonatos, actuando como agentes
reductores (donantes de electrones).
ESTRUCTURA
ELECTRÓNICA
En
sus primeros esfuerzos para explicar la estructura
electrónica de los metales, los científicos
esgrimieron las propiedades de su buena conductividad
térmica y eléctrica para apoyar
la teoría de que los metales se componen
de átomos ionizados, cuyos electrones
libres forman un “mar” homogéneo
de carga negativa. La atracción electrostática
entre los iones positivos del metal y los electrones
libres, se consideró la responsable del
enlace entre los átomos del metal. Así,
se pensaba que el libre movimiento de los electrones
era la causa de su alta conductividad eléctrica
y térmica. La principal objeción
a esta teoría es que en tal caso los
metales debían tener un calor específico
superior al que realmente tienen.
En
1928, el físico alemán Arnold
Sommerfeld sugirió que los electrones
en los metales se encuentran en una disposición
cuántica en la que los niveles de baja
energía disponibles para los electrones
se hallan casi completamente ocupados (véase
Átomo; Teoría cuántica).
En el mismo año, el físico estadounidense
de origen suizo Felix Bloch, y más tarde
el físico francés Louis Brillouin,
aplicaron esta idea en la hoy aceptada “teoría
de bandas” para los enlaces en los sólidos
metálicos.
De
acuerdo con dicha teoría, todo átomo
de metal tiene únicamente un número
limitado de electrones de valencia con los que
unirse a los átomos vecinos. Por ello
se requiere un amplio reparto de electrones
entre los átomos individuales. El reparto
de electrones se consigue por la superposición
de orbitales atómicos de energía
equivalente con los átomos adyacentes.
Esta superposición va recorriendo todo
el metal, formando amplios orbitales que se
extienden por todo el sólido, en vez
de pertenecer a átomos concretos. Cada
uno de estos orbitales tiene un nivel de energía
distinto debido a que los orbitales atómicos
de los que proceden, tenían a su vez
diferentes niveles de energía. Los orbitales,
cuyo número es el mismo que el de los
orbitales atómicos, tienen dos electrones
cada uno y se van llenando en orden de menor
a mayor energía hasta agotar el número
de electrones disponibles. En esta teoría
se dice que los grupos de electrones residen
en bandas, que constituyen conjuntos de orbitales.
Cada banda tiene un margen de valores de energía,
valores que deberían poseer los electrones
para poder ser parte de esa banda. En algunos
metales se dan interrupciones de energía
entre las bandas, pues los electrones no poseen
ciertas energías. La banda con mayor
energía en un metal no está llena
de electrones, dado que una característica
de los metales es que no poseen suficientes
electrones para llenarla. La elevada conductividad
eléctrica y térmica de los metales
se explica así por el paso de electrones
a estas bandas con defecto de electrones, provocado
por la absorción de energía térmica.
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