HOLa











La investigació científica
consisteix a veure
allò que tothom ha vist,
però pensant
en allò que ningú no ha pensat.

A. Szent-Györgyi.













Un dels principals objectius
de la investigació tècnica
en qualsevol camp del coneixement
consisteix a trobar un punt de vista
des del qual es pugui veure l’assumpte
en la seva major simplicitat.Gibbs.






















Enllaç metàl·lic


Característiques dels metalls:

Propietats òptiques: lluentor metàl·lica.
Propietats mecàniques: ductilitat, mal·leabilitat, estructura policristal·lina.
Propietats elèctriques: conducció i resistència.
Propietats magnètiques.
Propietats químiques.
Resistència, densitat.....


Introducció a l’enllaç metàl·lic:Els metalls, que constitueixen al voltant del 80% dels elements coneguts, tenen unes propietats característiques explicables a partir del tipus d’enllaç que manté units els seus àtoms. Són sòlids o líquids, les característiques metàl·liques desapareixen en vaporitzar el metall.

Per explicar aquest tipus d’enllaç, hi ha diverses teories que pretenen donar una explicació a l’elevada conductivitattèrmica i elèctrica així com explicar l’elevat nombre de coordinació que presenten.

És dóna en elements que tenen una baixa energia de ionització (electropositius). Es pot considerar una generalització covalent per a un cas d’aromaticitat tridimensional amb formació de bandes d’energia quasi contínues.
Són sòlids produïts per un empaquetament compacte (índex de coordinació elevat com perexemple 12), essent les estructures més importants l’hexagonal compacte, la cúbica centrada en el cos i la cúbica centrada en les cares. Exemples:
Cúbica centrada en el cos: Ic = 8; metalls alcalins i Ba.
Cúbica centrada en les cares: Ic = 12; Cu, Ag, Au, Ca i Sr.
Hexagonal compacte: Ic = 12; Be, Mg, Zn i Cd.


Exemple: Na

Configuració electrònica: 1s2 2s2 2p6 3s1

Teoria de l’enllaçde valència o teoria de deslocalització:

El sodi únicament disposa d’un electró en la seva capa de valència, per tant cap àtom pot formar més d’un enllaç simultàniament, però és possible que un àtom s’enllaci amb un àtom veí i que passat un petit interval de temps ho faci amb un altre àtom veí. D’aquesta manera els electrons de valència no estan subjectes a un parell d’àtoms en concret sinó quepoden moure’s lliurement, és a dir, els electrons de valència són de tots els àtoms de la xarxa.


Teoria dels electrons lliures:

Els metalls són sòlids que presenten les característiques anteriors. Es tracta de xarxes cristal·lines, en les quals, en el nusos de la xarxa, tenim situats cations entre el quals poden moure’s lliurement els electrons responsables de la unió.





Teoriad’orbitals moleculars o teoria de les bandes d’energia:

Tant en un orbital molecular com en un orbital atòmic hi caben 2 electrons.
De la combinació lineal de n orbitals atòmics obtenim n orbitals moleculars.

Obtenció d’orbitals moleculars per combinació lineal de tots els orbitals s

1 = s1 + s2 + s3 + s4 + .............. + s(n-2) + s(n-1) + n
2 = s1 + s2 + s3 + s4 +.............. + s(n-2) + s(n-1) - n
3 = s1 + s2 + s3 + s4 + .............. + s(n-2) - s(n-1) + n
............
Els electrons de valència se situen en aquests orbitals moleculars, començant pels orbitals de menor energia. Com en cada orbital hi caben dos electrons, en general queden orbitals buits o mig buits, i els electrons poden passar d’un orbital a un altre amb una quantitatd’energia molt petita. Moltes de les propietats dels metalls depenen d’aquesta petita quantitat d’energia d’activació.

Conclusions:

1.- Orbitals que abracen tota la massa sòlida.
2.- Orbitals que tenen energies molt pròximes que podem col·locar per ordre creixent d’energia.


Estructura cristal·lina:
Les forces d’atracció entre els àtoms metàl·lics d’una xarxa actuen en tots els...