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Química 2º Bachillerato. IES Francés de Aranda. Teruel

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1.- CLASIFICACIÓN DE LOS TIPOS DE SUSTANCIAS EN ESTADO SÓLIDO. En estado sólido es el único en el que se pueden encontrar los cuatro tipos de sustancias en condiciones estándar, es decir, a 25º C y una atmósfera. Las sustancias moleculares pueden encontrarse también en los estados líquido y gaseoso, y hay un metal, el mercurio, líquido a temperatura ambiente.

a) Sustancias metálicas b) Sustancias covalentes, a veces llamadas atómicas c) Sustancias moleculares d) Sustancias iónicas

Utilizando criterios experimentales de las propiedades que presentan, es sencillo clasificar una sustancia concreta dentro de un grupo, como veremos a lo largo del tema. 2.- ORIGEN DEL ENLACE ENTRE ÁTOMOS. MODELOS DE ENLA CE QUÍMICO. Enlace químico: interacción entre dos o más átomos dando como resultado un compuesto estable. En la naturaleza no existen átomos aislados (excepto gases nobles y algunos metales en estado vapor de volcanes) sino formando sustancias con más de un átomo. Si los átomos interaccionan entre sí, originando distintos tipos de uniones entre ellos, es porque de esa forma son más estables que cuando se encuentran libres, desprendiéndose energía en la formación de enlaces interatómicos. Curva de Morse: ¿Por qué se unen los átomos? Dos átomos A y B situados muy lejos uno de otro (las sustancias estarán en estado gaseoso). Entre los dos tienen una cantidad de energía determinada, y su energía de interacción es nula. Conforme se van acercando, interaccionan entre ellos, de forma que la situación va siendo progresivamente más estable, de menor energía, como puedes observar en la figura. A una distancia concreta, la energía es mínima porque la interacción es máxima entre los núcleos y los electrones de ambos átomos.

Si los átomos se acercan más, se hace muy apreciable la repulsión eléctrica entre los núcleos, cargados positivamente, con lo que la situación es menos estable. En resumen, los átomos quedan a una distancia concreta r0, que es la longitud de enlace. Es decir, los átomos se unen porque la energía que tiene un conjunto de átomos cuando están unidos es menor que cuando están separados.

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La disminución de energía entre la situación de átomos separados y de átomos unidos tiene un significado real muy sencillo: para separar de nuevo los dos átomos habrá que comunicar precisamente esa cantidad de energía, llamada energía de enlace. Energía de enlace: energía desprendida por dos átomos en estado gaseoso cuando se enlazan. Distancia de enlace o longitud de enlace: distancia a la que se encuentran dos átomos cuando se forma el enlace. Energía de disociación: energía que hay que suministrar a un enlace en estado gaseoso para que se separe en átomos gaseosos. Esto se aplica a cualquier tipo de enlace. La Química distingue varios tipos de enlace, pero el problema es el mismo para todas las sustancias, pues en todas encontramos núcleos que están ligados entre sí a través de electrones. Es la ignorancia de la naturaleza exacta del enlace químico la que origina esta clasificación. Por simplificar se estudia: - enlace iónico - enlace covalente - enlace metálico Aunque la realidad que nos encontramos en la naturaleza no tiene por qué adaptarse al modelo propuesto y, de otra parte, es difícil encontrar un modelo que la refleje con exactitud.

Enlace Átomos unidos Diferencia de electronegatividad

Partículas Ejemplo

Iónico ● No metal y no metal

● Grande ● Red de cationes y aniones NaCl

Covalente ● No metal y no metal ● No metal y no metal No metal y metal

● Nula o media ● Nula o media ● Media

● Molécula ● Red de átomos ● Molécula

Cl2 SiO2 BeCl2

Metálico ● Metal y metal ● Nula o muy baja ● Red de cationes y electrones

Fe

También hay enlaces intermoleculares entre las moléculas covalentes: puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals. 3.- ENLACE IÓNICO. FORMACIÓN DE COMPUESTOS IÓNICOS. CICLO DE BORN-HABER Y ENERGÍA DE RED: FACTORES DE LOS QUE DE PENDE. REDES IÓNICAS. INTERPRETACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS. El enlace iónico se forma entre los elementos poco electronegativos y los elementos muy electronegativos de la Tabla Periódica (metales y no metales) Formación de compuestos iónicos 1) Formación de iones El elemento no electronegativo cede electrones transformándose en un ion positivo: Na (g) � Na+ (g) + 1e El elemento electronegativo gana electrones transformándose en un ion negativo: Cl (g) + 1 e � Cl – (g) El elemento metálico cede electrones al elemento no metálico.

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Se llama electrovalencia o valencia iónica a los electrones ganados o perdidos por un átomo. Na (+1), Cl (-1) 2) Atracción entre iones de distintos signo Los iones positivos y negativos se atraen por fuerzas electrostáticas que atienden a la ley de Coulomb. 3) Formación de la red iónica Se forma una estructura sólida llamada red cristalina o iónica formada por infinitos iones positivos e infinitos iones negativos. 4) Energía de los compuestos iónicos Los compuestos iónicos son estables si en su formación se desprende energía (como sucede en todos los enlaces, curva de Morse). Cuanta más energía se desprenda más estable será el compuesto iónico. Balance energético en la formación de un compuesto iónico:

1) En la formación de iones: Na (g) + 495 KJ/mol � Na+ (g) + 1e Cl (g) + 1 e � Cl – (g) +349,5 KJ/mol

3) En la formación de la red iónica: Na+ (g) + Cl – (g) � Na+Cl – (s) + 765 KJ/mol -------------------------------------------------------------------

Balance total: + 495 – 349, 5 – 765 = -619, 5 KJ/mol (energía desprendida) Ciclo de Born-Haber y energía de red: factores de los que depende. Energía reticular o energía de red: energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico (sólido) a partir de sus iones en estado gaseoso. Se designa con U. Cuanto más U, más estable es el compuesto iónico y más fuertes son las fuerzas entre los iones. Se expresa: Na+ (g) + Cl – (g) � Na+Cl – (s) + U Cálculo teórico de la energía de red:

−−=nd

ANeZZU A 1

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donde: Z1 y Z2 cargas de los iones e carga del electrón NA número de Avogadro d distancia internuclear A constante de Madelung, depende del tipo de red n coeficiente de Born, fuerzas de repulsión entre los iones Factores de los que depende:

Esta ecuación se puede simplificar: kd

ZZU 21−= , donde k es una constante que incluye

a todas las constantes anteriores. El signo negativo indica que es energía desprendida. A mayor Z1 y Z2, más U se desprende. A mayor d, menos U se desprende.

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Cálculo experimental de la energía de red. Ciclo de Born-Haber:

Aplicando le ley de Hess: ∆Hf =∆H s+ ½ ∆Hd + EI + AE + U Si se conoce U, con este proceso se puede calcular AE (como se indicaba en el tema anterior). Redes iónicas Formadas por iones de signo opuesto, los de signo positivo rodean a los de signo negativo y al revés y están prácticamente en contacto en posiciones fijas formando retículos cristalinos o redes espaciales. Índice de coordinación: número de iones de un signo que rodean a un ion de signo opuesto. El índice de coordinación y la estructura de los compuestos iónicos depende de:

- tamaño de iones (el radio marca la distancia entre los átomos) - carga de los iones (el cristal es neutro)

Ejemplos de celdillas unidad: Red cúbica centrada en el cuerpo CsCl

Na(s) + ½ Cl2 (g) Na+Cl – (s)

Na (g) + Cl (g) Na+ (g) + Cl – (g)

∆Hf

∆H s ½ ∆Hd

EI

AE

U

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Red cúbica centrada en las caras NaCl

Fluorita CaF2

Interpretación de las propiedades de los compuestos iónicos Sólidos Forman cristales iónicos o redes

cristalinas, formados por infinitos iones positivos y negativos.

Dureza alta Para rayar un cristal hay que romper muchos enlaces electrostáticos fuertes.

Puntos de fusión y ebullición altos Para fundir (evaporar) un cristal hay que romper muchos enlaces electrostáticos fuertes.

Solubles en disolventes polares como el agua (insolubles en disolventes apolares)

Las moléculas de agua rodean a los iones interaccionando electrostáticamente y lograr separar los iones del cristal y finalmente se produce la ruptura del cristal. El proceso se llama solvatación.

CoConductividad eléctrica: - Nula en el cristal - Alta en cristales disueltos o

fundidos

Por la movilidad de los iones disueltos o fundidos para desplazarse a través del campo eléctrico.

Frágiles Al aplicar una fuerza moderada se desplaza una capa de iones sobre otra, con lo que quedan juntos iones de igual signo que se repelen y provoca la ruptura.

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4.- ENLACE COVALENTE. El enlace covalente tiene lugar entre elementos de la tabla periódica con electronegatividades altas, con diferencias de electronegatividad menor que 2. Se produce por compartición de electrones entre los distintos átomos. Formación de moléculas y de sólidos covalentes. Existen dos tipos de sustancias covalentes:

- Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas. - Redes o Sustancias covalentes reticulares: los enlaces covalentes forman redes.

Modelo de Lewis (estructuras o diagramas de Lewis). Regla del octeto y excepciones. No es un modelo porque no indica la geometría ni la energía del enlace, sólo son representaciones de las sustancias. Regla del octeto: los átomos de la tabla periódica tienden a completar sus últimos niveles de energía con 8 electrones de forma que adquiere una configuración muy estable. Hay excepciones.

(Enlace sencillo, octeto incompleto)

(Enlace sencillo o simple)

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(Enlace sencillo o simple)

(Enlace doble)

(Enlace triple)

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(Octeto incompleto)

(Octeto expandido)

+OH

H

+H NH

H

H

H

(Enlace covalente dativo o coordinado)

(Enlace covalente dativo o coordinado)

Concepto de resonancia. La estructura real de una molécula se explica de forma más correcta al elegir una mezcla de todas las formas estructurales propuestas que se llaman formas resonantes o canónicas. Cuantas más sean las estructuras resonantes que contribuyen a la molécula menor es la energía del sistema y por tanto más estable es.

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Geometría molecular: modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. En las moléculas covalentes los átomos están en posiciones geométricamente definidas, ya que el solapamiento tiene que ser máximo y los orbitales (excepto s) tienen unas direcciones perfectamente definidas (carácter dirigido). Se puede predecir la estructura de una molécula covalente atendiendo a la configuración electrónica de los átomos que participan en la molécula. Para ello: 1) Elegir el átomo central (al que se unen todos los demás). 2) Sumar los electrones de la capa de valencia del átomo central y los electrones desapareados del resto de los átomos. Determinar los pares de electrones. 3) Distribuir los pares de electrones alrededor del átomo central, en tantas direcciones como resulten de suponer que en la dirección en que se encuentre un átomo que ha aportando un electrón, se debe situar un par de electrones, en aquella en que se encuentre un átomo que ha aportado dos electrones, se sitúan dos pares de electrones y así sucesivamente. Los electrones restantes se sitúan en direcciones adicionales, poniendo un par en cada dirección. Si las estructuras resonantes son imposibles según Lewis, hay mayor número de pares de electrones que los orbitales disponibles, habrá que aplicar el concepto de resonancia. 4) Las direcciones de enlace se disponen de forma que los pares de electrones se sitúen lo más lejos posible unos de otros para reducir al máximo las repulsiones interelectrónicas.

Número de direcciones Geometría 2 Lineal 3 Triángulo equilátero 4 Tetraedro 5 Bipirámide trigonal 6 octaedro

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Bipirámide trigonal

Octaedro 5) El requerimiento espacial que exige un par de electrones no compartido (par libre) es mayor que el que exige un par electrónico de enlace puesto que este último acumula la densidad electrónico en la región internuclear y está menos extendida. La existencia de pares libres obliga a que se cierren todos los ángulos de los restantes enlaces. 6) El requerimiento espacial de los dos o tres pares de electrones de enlaces múltiples es mayor que el del par de electrones de un enlace sencillo. La existencia de enlaces múltiples produce en los restantes enlaces el mismo efecto que el explicado en el punto 5. Modelo de enlace de valencia. Promoción de electrones. El enlace covalente se puede explicar con la Teoría de enlace de valencia (TEV) o la Teoría de orbitales moleculares (TOM). Utilizaremos la TEV (Heitler y London, 1927) Se basa en los siguientes puntos: - Enlace covalente: Al acercarse los orbitales atómicos desapareados, para formar un enlace, se produce un solapamiento entre ellos que hace que se apareen los spines aumentando la densidad electrónica entre los dos átomos. - Los orbitales que no se solapan no se modifican. - Para que se forme un enlace tiene que haber electrones desapareados. Se forma un enlace por cada par de electrones que se aparea.

Se llama covalencia o valencia covalente al número de electrones desapareados que tiene un átomo o puede tener.

Promoción de electrones: paso de electrones de un orbital a otros orbitales, en general de la misma capa.

Por ejemplo: Valencia

iónica Valencia covalente

O -2, gana dos electrones 1s2 2s2 2p4

2 Tiene dos electrones desapareados

S -2, gana dos

electrones 2 Tiene dos electrones desapareados

� � ↑ ↑

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4 Promoción de electrones al orbital 3d, 4

electrones desapareados

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

6 Promoción de electrones al orbital 3d, 6 electrones desapareados

- En el enlace covalente hay dos tipos de solapamientos o enlaces entre los orbitales: a) Solapamiento o enlace σ: solapamiento frontal, sobre el mismo eje b) Solapamiento o enlace π: solapamiento lateral, sobre ejes paralelos. El enlace σ es más fuerte que el enlace π. Ejemplos de enlace σ

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Ejemplos de enlace π

Aplicación al estudio de las moléculas de hidrógeno, cloro, oxígeno, nitrógeno, cloruro de hidrógeno. Hidrógeno, H2 - Átomos que forman la molécula: dos átomos de H - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: no hace falta, el hidrógeno tiene un electrón desapareado y tiene que formar un enlace.

- Estructura de Lewis:

- Geometría de la molécula: como la molécula solo tiene dos átomos estarán uno al lado del otro, no es necesario aplicar el método de repulsión de pares de electrones - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p: se solapa un orbital s del hidrógeno con otro orbital s del otro hidrógeno. Solapamiento σ.

Cloro, Cl2 - Átomos que forman la molécula: dos átomos de Cl. - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: no hace falta, el cloro tiene un electrón desapareado y tiene que formar un enlace.


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- Geometría de la molécula: como la molécula solo tiene dos átomos estarán uno al lado del otro, no es necesario aplicar el método de repulsión de pares de electrones - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p: se solapa un orbital p del cloro con otro orbital p del otro cloro. Solapamiento σ.

Oxígeno, O2 - Átomos que forman la molécula: dos átomos de O. - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: O: 1s2 2s2 2p4 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: no hace falta, el oxígeno tiene dos electrones desapareados y tiene que formar dos enlaces (ver estructura de Lewis).


- Geometría de la molécula: como la molécula solo tiene dos átomos estarán uno al lado del otro, no es necesario aplicar el método de repulsión de pares de electrones - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p: se solapa un orbital p del oxígeno con otro orbital p del otro oxígeno mediante un solapamiento σ. Los otros orbitales p de los oxígenos que están en el eje Z, son paralelos y tiene lugar entre ellos un solapamiento lateral, solapamiento π. El doble enlace está formado por un enlace σ y otro enlace π.

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Nitrógeno, N2 - Átomos que forman la molécula: dos átomos de N. - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: N: 1s2 2s2 2p3 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: no hace falta, el nitrógeno tiene tres electrones desapareados y tiene que formar tres enlaces (ver estructura de Lewis).


- Geometría de la molécula: como la molécula solo tiene dos átomos estarán uno al lado del otro, no es necesario aplicar el método de repulsión de pares de electrones - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p: se solapa un orbital p del nitrógeno con otro orbital p del otro nitrógeno mediante un solapamiento σ. Los otros orbitales p de los nitrógenos que están en el eje Z, son paralelos y tiene lugar entre ellos un solapamiento lateral, solapamiento π. Los otros orbitales p de los nitrógenos que están en el eje Y, son paralelos y tiene lugar entre ellos un solapamiento lateral, solapamiento π. El triple enlace está formado por un enlace σ y dos enlace π.

Cloruro de hidrógeno o (fluoruro de hidrógeno), HCl (HF) - Átomos que forman la molécula: un átomo de Cl y un átomo de H - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: no hace falta, el hidrógeno tiene un electrón desapareado y el cloro tiene otro.


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- Geometría de la molécula: como la molécula solo tiene dos átomos estarán uno al lado del otro, no es necesario aplicar el método de repulsión de pares de electrones - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p: se solapa un orbital p del cloro con otro orbital s del hidrógeno. Solapamiento σ.

Concepto de hibridación. Hibridaciones sp3, sp2 y sp. Para poder explicar la geometría de algunas moléculas hay que recurrir a la hibridación (Pauling, 1931). La hibridación es un proceso mediante el cual a partir de orbitales puros definidos por sus funciones de onda se obtienen orbitales híbridos cuyas funciones de onda son combinación lineal de las anteriores y se ajustan a los requerimientos geométricos que proporcionan un máximo solapamiento. Se llama orbital híbrido a aquellos que vienen definidos por una función de onda que se obtiene por combinación lineal de las funciones de onda de los orbitales puros de un átomo. a) Hibridación diagonal o sp: hibridación de un orbital s y un orbital p obteniéndose dos orbitales híbridos sp que forman entre sí un ángulo de 180º. b) Hibridación trigonal o sp2: hibridación de un orbital s y dos orbitales p obteniéndose tres orbitales híbridos sp2 que forman entre sí un ángulo de 120º. c) Hibridación tetragonal o sp3: hibridación de un orbital s y tres orbitales p obteniéndose cuatro orbitales híbridos sp3 que forman entre sí un ángulo de 109,5º. Cloruro de berilio - Átomos que forman la molécula: un átomo de Be y dos átomos de Cl, BeCl 2 - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: Be: 1s2 2s2 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: Be


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- Geometría de la molécula: Método de repulsión de pares de electrones Nº electrones= 2 (del átomo central, Be) + 1 (desapareado de un cloro) + 1 (desapareado del otro cloro) = 4, 2 pares de electrones. Un par lo comparte un átomo de cloro (ha aportado un electrón al enlace) y el átomo de berilio y el otro par lo comparte el otro átomo de cloro y el mismo átomo de berilio. Por lo tanto dos direcciones, geometría lineal. Cl – Be- Cl - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π a) Si se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p Si se solapa un orbital s del berilio con el p del cloro y el p del berilio con el orbital p del berilio, no formarán un ángulo de 180º, por lo tanto no es posible. b) Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la lineal se tratará de la hibridación sp.

Se producen dos solapamientos σ entre cada átomo de cloro y el átomo de Be central. Tricloruro de boro - Átomos que forman la molécula: un átomo de B y tres átomos de Cl, BCl 3 - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: B: 1s2 2s2 2p1 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: B

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- Geometría de la molécula: Método de repulsión de pares de electrones Nº electrones= 3 (del átomo central, B) + 1 (desapareado de un cloro) + 1 (desapareado del otro cloro) + 1 (desapareado del otro cloro) = 6, 3 pares de electrones. Un par lo comparte un átomo de cloro (ha aportado un electrón al enlace) y el átomo de boro, el otro par lo comparte el otro átomo de cloro y el mismo átomo de boro y el otro par lo comparte el otro átomo de cloro y el mismo átomo de boro. Por lo tanto tres direcciones, geometría triángulo equilátero.

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π a) Si se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p Si se solapa un orbital s del boro con el p del cloro, el p del boro con el orbital p del otro cloro y el otro p del boro con el p del otro cloro, no formarán un ángulo de 120º, por lo tanto no es posible. b) Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un triángulo equilátero se tratará de la hibridación sp 2.

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Se producen tres solapamientos σ entre cada átomo de cloro y el átomo de B central. Metano - Átomos que forman la molécula: un átomo de C y cuatro átomos de H, CH4 - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: C: 1s2 2s2 2p2 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: C


- Geometría de la molécula: Método de repulsión de pares de electrones Nº electrones= 4 (del átomo central, C) + 1 (desapareado de un hidrógeno) + 1 (desapareado del otro hidrógeno) + 1 (desapareado del otro hidrógeno) +1 (desapareado del otro hidrógeno) = 8, 4 pares de electrones. Un par lo comparte un átomo de hidrógeno (ha aportado un electrón al enlace) y el átomo de carbono, el otro par lo comparte el otro átomo de hidrógeno y el mismo átomo de carbono, el otro par lo comparte el otro átomo de hidrógeno y el mismo átomo de carbono y el otro par lo comparte el otro átomo de hidrógeno y el mismo átomo de carbono. Por lo tanto cuatro direcciones, geometría tetraedro.

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π a) Si se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p Si se solapa un orbital s del hidrógeno con el s del carbono, el s de otro hidrógeno con el orbital p de carbono, el s del otro hidrógeno con el p del carbono y el s del otro hidrógeno con el otro p del carbono, no formarán un ángulo de 109,5º, por lo tanto no es posible.

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b) Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un tetraedro se tratará de la hibridación sp 3.

Se producen cuatro solapamientos σ entre cada átomo de hidrógeno (orbitales s) y el átomo de C central (orbitales sp 3). Aplicación al estudio de las moléculas de agua, amoniaco, etano, etileno, acetileno y benceno. Agua - Átomos que forman la molécula: un átomo de O y dos átomos de H, H2O - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: O: 1s2 2s2 2p4 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: no es necesario


- Geometría de la molécula: Método de repulsión de pares de electrones Nº electrones= 6 (del átomo central, O) + 1 (desapareado de un hidrógeno) + 1 (desapareado del otro hidrógeno) = 8, 4 pares de electrones. Un par lo comparte un átomo de hidrógeno (ha aportado un electrón al enlace) y el átomo de oxígeno, el otro par lo comparte el otro átomo de hidrógeno y el mismo átomo de oxígeno y los dos pares de electrones que quedan no forman enlace pero son dos direcciones en la geometría de la molécula Por lo tanto cuatro direcciones, geometría tetraedro.

Teniendo en cuenta el apartado 5 de la pregunta “Geometría molecular: modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia”, las direcciones ocupadas por pares de electrones que no forman enlace necesitan más espacio, por lo que el ángulo que forman entre ellos será mayor que 109,5º y los ángulos entre los átomos que forman el enlace serán menores, en concreto en este caso 104,5º.

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- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π a) Si se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p Si se solapa un orbital s del hidrógeno con el p del oxígeno, el s de otro hidrógeno con el otro orbital p de oxígeno, no formarán un ángulo de 109,5º, sino que será de 90º, por lo tanto no es posible explicar esta molécula con los orbitales puros.


Se producen dos solapamientos σ entre cada átomo de hidrógeno (orbitales s) y el átomo de O central (orbitales sp 3), hay dos orbitales sp 3 completos que no forman enlace. Amoniaco - Átomos que forman la molécula: un átomo de N y tres átomos de H, NH3 - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: N: 1s2 2s2 2p3 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: no es necesario


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- Geometría de la molécula: Método de repulsión de pares de electrones Nº electrones= 5 (del átomo central, N) + 1 (desapareado de un hidrógeno) + 1 (desapareado del otro hidrógeno) + 1 (desapareado del otro hidrógeno) = 8, 4 pares de electrones. Un par lo comparte un átomo de hidrógeno (ha aportado un electrón al enlace) y el átomo de nitrógeno, el otro par lo comparte el otro átomo de hidrógeno y el mismo átomo de nitrógeno, el otro par lo comparte el otro átomo de hidrógeno y el mismo átomo de nitrógeno y el par de electrones que quedan no forma enlace pero es una dirección en la geometría de la molécula Por lo tanto cuatro direcciones, geometría tetraedro.

Teniendo en cuenta el apartado 5 de la pregunta “Geometría molecular: modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia”, las direcciones ocupadas por pares de electrones que no forman enlace necesitan más espacio, por lo que el ángulo que forman entre ellos será mayor que 109,5º y los ángulos entre los átomos que forman el enlace serán menores, en concreto en este caso 107º. - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π a) Si se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros s y p Si se solapa un orbital s del hidrógeno con el p del nitrógeno, el s de otro hidrógeno con el otro orbital p del nitrógeno y el s de otro hidrógeno con el otro orbital p del nitrógeno, no formarán un ángulo de 109,5º, sino que será de 90º, por lo tanto no es posible explicar esta molécula con los orbitales puros.


Se producen tres solapamientos σ entre cada átomo de hidrógeno (orbitales s) y el átomo de N central (orbitales sp 3), hay un orbital sp 3 completo que no forma enlace.

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Etano - Átomos que forman la molécula: dos átomos de C y seis átomos de H - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: C: 1s2 2s2 2p2 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: C


- Geometría de la molécula: Si no tiene un átomo central no se puede aplicar el método de repulsión de pares de electrones. En este caso, donde todos los enlaces entre carbono son sencillos, cada carbono tiene geometría de tetraedro.

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un tetraedro se tratará de la hibridación sp3 para cada carbono.

Se produce un solapamiento σ entre los dos carbonos y tres solapamientos σ entre cada átomo de hidrógeno (orbitales s) y el átomo de C correspondiente (orbitales sp 3).

Etileno - Átomos que forman la molécula: dos átomos de C y cuatro átomos de H - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: C: 1s2 2s2 2p2 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: C

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- Geometría de la molécula: Si no tiene un átomo central no se puede aplicar el método de repulsión de pares de electrones. En este caso, donde hay un doble enlace entre los carbonos, cada carbono tiene geometría de triángulo equilátero. Teniendo en cuenta el apartado 6 de la pregunta “Geometría molecular: modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia”, cuando hay dobles o triples enlaces, estos necesitan más espacio, por lo que el ángulo que forman entre los átomos será mayor que 120º y los otros ángulos que forman el enlace serán menores que 120º.

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un triángulo equilátero, se tratará de la hibridación sp2 para cada carbono y el orbital p que no se hibrida será perpendicular al plano en el que se encuentran los orbitales sp2

del carbono.

Se produce un solapamiento σ entre los dos carbonos y dos solapamientos σ entre cada átomo de hidrógeno (orbitales s) y el átomo de C correspondiente (orbitales sp 2). Los orbitales p de los carbonos, que no se han hibridado, son paralelos entre sí y se producirá un solapamiento lateral, π entre los dos orbitales. Así este doble enlace es un enlace σ y otro π. Acetileno - Átomos que forman la molécula: dos átomos de C y dos átomos de H - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: C: 1s2 2s2 2p2 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: C

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- Geometría de la molécula: Si no tiene un átomo central no se puede aplicar el método de repulsión de pares de electrones. En este caso, donde hay un triple enlace entre los carbonos, cada carbono tiene geometría lineal. - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es lineal, se tratará de la hibridación sp para cada carbono y los orbitales p que no se hidridan serán perpendicular al eje en el que se encuentran los orbitales sp del carbono.

Se produce un solapamiento σ entre los dos carbonos y un solapamiento σ entre cada átomo de hidrógeno (orbitales s) y el átomo de C correspondiente (orbitales sp ). Los orbitales p de los carbonos, que no se han hibridado, son paralelos entre sí y se producirán dos solapamientos laterales, π entre los dos orbitales. Así, este triple enlace es un enlace σ y dos enlaces π. Benceno - Átomos que forman la molécula: seis átomos de C y seis átomos de H - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: C: 1s2 2s2 2p2 H: 1s1 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: C


- Geometría de la molécula: Si no tiene un átomo central no se puede aplicar el método de repulsión de pares de electrones. En este caso, donde hay doble enlaces entre los carbonos, cada carbono tiene geometría de triángulo equilátero. Especificaciones para el benceno:

- Todos los ángulos CCC y CCH son iguales entre sí e iguales a 120º - Todas las distancias de enlace C-H son iguales entre sí.

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- Todas las distancias de enlace C-C ó C=C son iguales entre sí - Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un triángulo equilátero, se tratará de la hibridación sp2 para cada carbono y el orbital p que no se hidrida será perpendicular al plano en el que se encuentran los orbitales sp2

del carbono.

Se produce un solapamiento σ entre los carbonos (orbitales sp 2 con orbitales sp 2) y un solapamiento σ entre cada átomo de hidrógeno (orbitales s) y el átomo de C correspondiente (orbitales sp 2). Los orbitales p de los carbonos, que no se han hibridado, son paralelos entre sí y se producirá un solapamiento lateral, π entre los orbitales. Estos solapamientos pueden ser de diferentes formas: Estructuras resonantes de Kekulé

Estructuras resonantes de Dewar

Cuando para explicar una molécula se utiliza más de una representación se está recurriendo a la resonancia. Cada representación es una forma resonante. Cuantas más formas resonantes haya, más estable será la molécula. Finalmente se dice que la molécula de benceno presenta una nube electrónica deslocalizada por encima y por debajo del plano molecular.

Aplicación al estudio de las estructuras gigantes de diamante y de grafito. C(diamante) - Átomos que forman la estructura: infinitos átomos de C - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula:

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C: 1s2 2s2 2p2 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: C

- Geometría: En este caso, donde todos los enlaces entre carbono son sencillos, cada carbono tiene geometría de tetraedro.

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un tetraedro se tratará de la hibridación sp3 para cada carbono. Se produce un solapamiento σ entre orbitales sp 3 de los carbonos. C(grafito) - Átomos que forman la estructura: infinitos átomos de C - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: C: 1s2 2s2 2p2 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: C

- Geometría: En este caso cada carbono tiene geometría de triángulo equilátero. Se presentan capas de carbonos situadas en planos paralelos.

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un triángulo equilátero se tratará de la hibridación sp2 para cada carbono. Se produce un solapamiento σ entre orbitales sp 2 de los carbonos y quedan los orbitales p no hibridados, con un electrón desapareado, perpendiculares al plano en el que están los carbonos.

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Sílice, SiO2 - Átomos que forman la estructura: infinitos átomos de Si e infinitos átomos de O, cada Si está rodeado por cuatro oxígenos. - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula: Si: 3s2 3p2 O: 1s2 2s2 2p4 - Promoción de electrones (si es necesario) para el átomo central: Si

- Geometría: En este caso, donde todos los enlaces son sencillos, cada silicio tiene geometría de tetraedro.

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros se recurre a la hibridación. En este caso como la geometría que hay que explicar es la de un tetraedro se tratará de la hibridación sp3 para cada carbono. Se produce un solapamiento σ entre orbitales sp 3 del silicio y los orbitales p de los oxígenos. ESQUEMA GENERAL PARA EXPLICAR MOLÉCULAS CON ENLACE COVALENTE - Átomos que forman la molécula - Configuración electrónica de los elementos que forman la molécula. - Promoción de electrones (si es necesario) - Estructura de Lewis - Geometría de la molécula

a) Si es diatómica b) Si tiene un átomo central: Método de repulsión de pares de electrones c) Si no tiene un átomo central d) Justificar cuando el ángulo teórico sea distinto del ángulo real

- Orbitales que intervienen en el enlace y tipo de solapamiento σ o π a) Si se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales puros b) Si no se puede explicar la geometría de la molécula con los orbitales

puros: Hibridación sp, sp2, sp3 - Polaridad del enlace y polaridad de la molécula - Fuerzas intermoleculares: puentes de hidrógeno o fuerzas de Van der Waals (dipolo permanente o dipolo instantáneo)

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Polaridad de los enlaces y de las moléculas. Momento dipolar. Un enlace covalente se forma por compartición de un par de electrones entre dos átomos A-B, si los dos átomos son iguales, la pareja de electrones es igualmente atraída por los dos átomos que forman el enlace y se dice que el enlace covalente es apolar.

Si los dos átomos no son iguales, el par de electrones no es igualmente atraído y como consecuencia se produce cierta separación de cargas químicas, es la causa de la aparición de un dipolo. A δ- B δ+ La magnitud que define un dipolo es una magnitud vectorial y se llama momento dipolar: producto de la carga por la distancia entre los centros de cargas

dqMrr

= M, µ: momento dipolar, q: carga, d: distancia entre los centros de carga El momento dipolar va dirigido hacia el elemento más electronegativo BA ← Unidades: C.m; 1 Debye = 3,3 10 -30 C.m Un enlace que presenta estas características se llama enlace covalente polar.

Polaridad de un enlace: separación de cargas en un enlace covalente que resulta de la diferencia de electronegatividad de los átomos que se unen. La polaridad de un enlace depende de la electronegatividad de los átomos. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos que forman el enlace covalente mayor será la polaridad del enlace. Polaridad de la molécula: la polaridad del enlace no siempre lleva consigo la polaridad de la molécula. En moléculas simétricas geométricamente los momentos dipolares se

anulan (la suma vectorial de 0=Mr

) y la molécula es apolar aunque sus enlaces sean polares. Ejemplos:

Cloruro de berilio, sulfuro de hidrógeno, trifluoruro de boro, amoniaco, clorometano, agua, dióxido de azufre.

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Interacciones entre moléculas: fuerzas de Van der Waals y sus tipos. Puentes de hidrógeno. Fuerzas intermoleculares: enlaces más débiles, afectan a las moléculas covalentes. Afectan a las propiedades de las moléculas: temperatura de fusión, temperatura de ebullición, dureza, solubilidad. Son de naturaleza electrostática. Puentes de hidrógeno o enlace de hidrógeno. De los dos tipos de fuerzas intermoleculares son las más intensas. Observar los valores de temperatura de ebullición de las sustancias de la gráfica:

En moléculas donde uno de los átomos es hidrógeno al existir una separación de cargas por ser el enlace polar, se produce una interacción electrostática entre el par de eletrones de X ( muy electronegativo) y el H de otro átomo.

El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática y con carácter direccional. La fortaleza del enlace depende de la electronegatividad (más diferencia de electronegatividad entre X e H, más fuerte es el enlace) y del tamaño de los átomos (cuanto más pequeño es X mayor es la interacción). Como consecuencia sólo F, N y O forman enlaces de hidrógeno. Otras moléculas en las que se pueden presentar: alcoholes, ácidos, aminas, amidas, proteínas, ácidos nucleicos, en el ADN mantienen unidas las dos cadenas formando la doble hélice.

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Algunas consecuencias en el agua: - Las temperaturas de fusión y ebullición son elevadas debido a estos puentes de hidrógeno, si no existieran la temperatura de ebullición sería -100ºC. - Densidad del hielo < densidad del agua líquida. En el agua los puentes de hidrógeno se forman y rompen constantemente por la movilidad de las moléculas. Al enfriarse (hielo) el movimiento de las moléculas disminuye y los átomos están en posiciones fijas, por lo tanto el volumen aumenta y la densidad disminuye.

Fuerzas de Van der Waals Sólo son significativas si las moléculas están próximas. a) Fuerzas dipolo-dipolo: interacción entre moléculas polares por la formación de dipolos. En general son débiles. Son tanto más grandes cuanto mayor es el momento dipolar de las moléculas.

b) Fuerzas de London o de dispersión: en moléculas apolares se puede producir una distribución de carga instantánea por el movimiento de los electrones, formando dipolos instantáneos que originan en las moléculas vecinas dipolos inducidos y entre las moléculas se producen interacciones electrostáticas llamas fuerzas de London. Afecta a moléculas apolares, del tipo X2 y gases nobles. Cuanto mayor es el tamaño de las moléculas más intensas son las fuerzas de London.

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F2 Cl2 Br2 I2 g g l s Tfusión (ºC) -220 -101 -7 114 Tebullición (ºC)

-188 -34 59 184

Masa molecular (u)

38 71 160 254

Interpretación de las propiedades de las sustancias con enlaces covalentes. Moléculas covalentes Formadas por moléculas individuales unidas entre sí por fuerzas intermoleculares débiles. Se forman cuando un átomo se une a otros y todos ellos saturan su covalencia.

Estructuras gigantes Formadas por átomos unidos por enlaces covalentes formando un entramado tridimensional que se extiende por todo el cristal. Se forman cuando un átomo se une a otros y estos a otros para saturar su covalencia y así sucesivamente.

En general son gases (O2, N2, H2, CH4, NH3, HCl), también pueden ser líquidos (H2O, Br2) y sólidos ( I2) (Razonar según fuerzas intermoleculares)

Sólidas a temperatura ambiente porque hay muchas uniones entre los átomos.

Temperaturas de fusión y ebullición bajas (Razonar según fuerzas intermoleculares, las fuerzas entre las moléculas son débiles)

Temperaturas de fusión y ebullición altas porque hay que romper muchos enlaces covalentes y muy fuertes entre los átomos Tf (SiO2) = 1700ºC Tf (diamante) = 3550ºC Tf (grafito) = 3527ºC

Solubilidad: las sustancias polares se disuelven en disolventes polares y las sustancias apolares se disuelven en disolventes apolares

Insolubles

No conducen la corriente eléctrica, no hay iones libres.

Diamante y sílice: aislantes Grafito: conductor (electrones de los orbitales p sin hibridar

Son blandas Diamante y sílice: duras, el diamante el más duro Grafito: blando

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5.- ENLACE EN LOS METALES: MODELO DE LA DESLOCALIZA CIÓN ELECTRÓNICA. INTERPRETACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE L OS METALES. El enlace metálico se forma entre los elementos poco electronegativos (metales) de la Tabla Periódica que pueden ser iguales o distintos (aleación). El enlace metálico no se puede explicar mediante el enlace iónico (no pueden formar iones negativos) ni como el enlace covalente (tienen pocos electrones de valencia y sería difícil llegar a 8 electrones en su última capa). Modelo de la deslocalización electrónica (o del gas electrónico o del mar de electrones) Como los metales no tienen suficientes electrones para completar sus capas de valencia compartiendo electrones con los átomos contiguos, la teoría supone que los electrones son compartidos por muchos átomos al mismo tiempo que decir, están deslocalizados sobre muchos átomos (mar de electrones).

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Interpretación de las propiedades de los metales Sólidos cristalinos excepto el Hg Hay un gran número de átomos formando

la red metálica con los átomos muy juntos y por lo tanto muy compactos. IC de 8 a 12.

Duros y blandos Temperatura de fusión y ebullición elevadas

Hay que comunicar mucha energía para separar todos los átomos de la red metálica Tf(Fe)= 1540ºC Tf(W)= 3410ºC Tf(Hg)= -38,9ºC Tf(Cs)= 29ºC

Insolubles Conducen la corriente eléctrica Hay electrones que se pueden mover

libremente Dúctiles (hilos) y maleables (láminas) Se deforman. El empaquetamiento

compacto y los enlaces no dirigidos permiten que los planos de átomos se desplacen entre sí.

6.- LOS NUEVOS MATERIALES Y SUS APLICACIONES.

Nuevos materiales como el fullereno, los nanotubos de grafito, la fibra de carbono, el kevlar o el goretex han surgido de investigaciones sobre el enlace.

Fullereno:

En el campo de la nanomedicina, el fulereno C60 se ha estudiado como fijador de antibióticos específicos en su estructura para atacar bacterias resistentes y ciertas células cancerígenas, tales como el melanoma.

Los fullerenos no son muy reactivos debido a la estabilidad de los enlaces tipo grafito, y son también muy poco solubles en la mayoría de disolventes. Entre los disolventes comunes para los fullerenos se incluyen el tolueno y el disulfuro de carbono. El fullereno es la única forma alotrópica del carbono que puede ser disuelta. Los investigadores han podido aumentar su reactividad uniendo grupos activos a las superficies de los fullerenos.

En el campo de la nanotecnología, la resistencia térmica y la superconductividad

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son algunas de las características más estudiadas.

Nanotubos

Los nanotubos pueden comportarse como semiconductor y como superconductor.

En cuanto a la capacidad para transportar corriente, se sabe que puede llegar a cantidades de, aproximadamente, mil millones de A/cm2, mientras que los alambres de cobre convencionales se funden al llegar a densidades de corriente del orden del millón de A/cm2. Conviene precisar que todas estas propiedades no dependen del largo del tubo, a diferencia de lo que ocurre en los cables de uso cotidiano.

La estabilidad y robustez de los enlaces entre los átomos de carbono, del tipo sp2, les proporciona la capacidad de ser la fibra más resistente que se puede fabricar hoy día. Por otro lado, frente a esfuerzos de deformación muy intensos son capaces de deformarse notablemente y de mantenerse en un régimen elástico. Este dato implica que un cable de 1 cm² de grosor formado por nanotubos podría aguantar un peso de unas 1.500 toneladas. Por comparación, un cable equivalente del mejor acero conocido puede soportar 20 toneladas.

Fibra de carbono

La fibra de carbono es una fibra sintética constituida por finos filamentos de 5–10 µm de diámetro y compuesto principalmente por carbono. Cada filamento de carbono es la unión de muchas miles de fibras de carbono. Se trata de una fibra sintética porque se fabrica a partir del poliacrilonitrilo. Tiene propiedades mecánicas similares al acero y es tan ligera como la madera o el plástico. Por su dureza tiene menor resistencia al impacto que el acero.

La principal aplicación es la fabricación de «composites» o materiales compuestos, que son polímeros termoestables. El polímero es habitualmente resina epoxi, de tipo termoestable aunque también puede asociarse a otros polímeros, como el poliéster o el viniléster.

Kevlar

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El Kevlar es una poliamida sintetizada por primera vez en 1965 por la química Stephanie Kwolek, quien trabajaba para DuPont. Es muy resistente y su mecanización resulta muy difícil. La ligereza y la resistencia a la rotura excepcional de estas poliamidas hacen que sean empleadas en neumáticos, velas náuticas o en chalecos antibalas.

GORE-TEX es el nombre comercial con el que se conoce popularmente a un tipo de tejidos especiales de tipo membrana, ampliamente utilizados en la confección de ropa deportiva para actividades al aire libre. Su principal ventaja es el hecho de combinar una gran ligereza, una alta impermeabilidad, que protege de los efectos del agua, el viento y el frío, y una eficiente transpirabilidad que facilita la evacuación de la humedad corporal resultante del ejercicio físico. Estas condiciones lo convierten en un tejido ideal para ser utilizado en prendas destinadas a la práctica de deportes al aire libre y en especial a los de montaña.

Se utiliza también en cirugía vascular para suplir tejido venoso o arterial.

En aeronáutica se emplea como recubrimiento de los cables, dado que tiene un peso mucho menor que el aislante plástico tradicional.

¿Cuántas sustancias se conocen?

Es posible que alguna vez te hayas preguntado cuántas sustancias se conocen. Puede que hayas pensado que quizá algunos millones. Pues bien, el Chemical Abstracts indica el número que había en algunas fechas recientes:

12 de octubre de 2009: 50590980 sustancias 13 de octubre de 2008: 38809165 sustancias 18 de febrero de 2006: 27355146 sustancias 14 de diciembre de 2004: 24908342 sustancias 7 de septiembre de 2003: 22085882 sustancias

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