Enlace y estados de agregación de la materia

Enlace iónico. Enlace covalente. Fuerzas intermoleculares. Enlace metálico. Condensado fermiónico

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ENLACE Y ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

Antes de comenzar, comentaremos sobre qué va nuestro trabajo. El tema es el enlace químico y los estados de agregación de la materia. Como hemos querido tocar todos los aspectos referentes al tema, nuestro trabajo se divide fundamentalmente en dos partes:

La primera, sobre el enlace químico, hace un balance teórico sobre qué es el enlace y cuáles son sus tipos.

La segunda parte, sobre los estados de agregación, resume brevemente los estados más conocidos en los que la materia se presenta, centrándose en un nuevo descubrimiento en esta área de la química.

OBJETIVOS

  • ¿Por qué se unen los átomos?

  • ¿Qué es el enlace?

  • Tipos de enlace:

  • Enlace iónico.

  • Enlace covalente.

  • Fuerzas intermoleculares.

  • Enlace metálico.

  • Estados de agregación de la materia.

  • El condensado fermiónico.

  • ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?

  • Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

    Son los electrones más externos (última capa), los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

  • ¿QUÉ ES EL ENLACE?

  • El enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman las sustancias.

    El concepto de enlace es fundamental en Química, ya que a partir de los distintos tipos de enlace resultan las diferentes clases de sustancias con sus propiedades características

    Las unidades estructurales de las sustancias son iones, átomos y moléculas:

    Actualmente, sabemos que los electrones del átomo situados en el nivel más externo, también denominado nivel de valencia, tiene especial importancia en la formación de los enlaces. La transferencia o la compartición de electrones de este nivel justifica los dos tipos fundamentales de enlace: iónico y covalente.

    En general, puede admitirse que los átomos de los elementos, al enlazarse, cumplen la llamada regla del octeto. Al formarse un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de éstos sea igual a ocho en su nivel de valencia.

    2. tipos de enlace

    Cuando dos o más átomos interaccionan entre sí para formar un agregado molecular, éste se forma porque es más estable que los átomos separados que lo constituyen.

    Así pues, según sea el modo en que los átomos interaccionen, podremos definir formas diferentes de enlace, que se agrupan en los tres tipos principales: Iónico, covalente y metálico.

    a) Enlace iónico.

    En el enlace iónico uno o varios átomos ceden electrones a otros, para formar un conjunto de cationes y aniones, que se ejercen entre sí interacciones electrostáticas y que son la causa del enlace. Los elementos que forman este enlace tienen electronegatividades muy diferentes.

    Para que se forme un compuesto iónico se requiere la existencia de energías de ionización pequeñas para los átomos de la clase A y afinidades electrónicas exotérmicas para los átomos B.

    AႮ A+ + 1e- y B + 1e- Ⴎ B- პ A+ + B- Ⴎ AB

    (EJ: Cloruro de sodio.

    El elemento sodio (izda) cede el electrón más externo al elemento cloro (dcha), quedándose ambos con 8 electrones en su última capa (regla del octeto). El catión sodio y el anión cloruro forman la molécula de cloruro sódico debido a las fuerzas eléctricas ejercidas por sus cargas).

    Propiedades de los compuestos iónicos:

    Los compuestos iónicos se presentan en la naturaleza en forma sólida cristalina y se caracterizan por poseer las siguientes propiedades:

  • Tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición.

  • Son sólidos que tienen una pequeña compresibilidad, por lo que presentan una gran dureza, pero suelen ser frágiles.

  • En el caso de que sean solubles, lo son en disolventes inorgánicos como el agua, pero no en disolventes orgánicos como la gasolina, el benceno o el tetracloruro de carbono.

  • En estado sólido, los compuestos iónicos no conducen la electricidad, pero, al fundirse o al disolverse, se hacen conductores de la corriente eléctrica. Además, el paso de corriente eléctrica a través de compuestos iónicos fundidos o disueltos produce la electrolisis del compuesto.

  • Pueden presentar el fenómeno de la hidratación: Un hidrato es una sustancia que ha incorporado en su estructura sólida moléculas de agua por adición. El agua de un hidrato se llama agua de hidratación o agua de cristalización y la misma sustancia no hidratada recibe el nombre de compuesto anhidro (sin agua).

  • Las propiedades de estas sustancias se justifican mediante el modelo de enlace iónico, cuya teoría fue desarrollada en 1916 por el alemán Albrecht Kössel (1853-1927), al justificar la existencia de dicho enlace por la transferencia de electrones de unos átomos a otros y la formación de los respectivos iones.

    La fórmula de un compuesto iónico no indica la presencia de moléculas aisladas, sino únicamente una relación numérica de iones de distinto signo.

    Geometría de los compuestos iónicos:

    En 1912 el alemán Max von Laue (1879-1960), tratando de determinar la longitud de onda de los rayos X, dirigió un haz de dichos rayos hacia un cristal de un sólido iónico. Al recoger los resultados sobre una placa fotográfica comprobó que:

    Los sólidos iónicos son sólidos cristalinos, es decir, sólidos que están formando un conjunto de iones ordenado regularmente.

    En los cristales iónicos, las fuerzas electrostáticas, tanto atractivas como repulsivas, mantienen unidos a los iones (cationes y aniones), de forma que el empaquetamiento de los iones en la estructura cristalina origina la forma más estable posible.

    La geometría de un sólido iónico viene dada por el tamaño relativo de los iones que lo componen y la neutralidad eléctrica de la estructura del cristal.

    Índice de coordinación:

    En un cristal iónico los iones más próximos a uno dado son iones de carga eléctrica de signo contrario, y por ello se define el número o índice de coordinación como el número de iones de signo contrario más próximos que rodean a un ion dado en un cristal iónico.

    Se puede hablar de índice de coordinación del catión o del anión, adoptando ambos índices de coordinación el mismo valor para compuestos cuya estequiometría sea de tipo AB. Si la fórmula del compuesto es del tipo A2B, el índice de coordinación de la especie B es doble que el de la A.

    La relación entre el índice de coordinación y el radio iónico determina la estructura cristalina del sólido iónico. Así, la disposición más estable para el compuesto A+ B-, si tiene un índice de coordinación igual a 2 es lineal: A+ B- A+ B-...... A+B-, porque así se reduce al mínimo la repulsión entre los iones cargados del mismo signo.

    Las disposiciones estables para los índices de coordinación 3, 4, 6 y 8 son, respectivamente, plana triangular, tetraédrica, octaédrica y cúbica centrada en el cuerpo.

    Estas disposiciones estables se corresponden con unas relaciones determinadas de los cocientes de los radios catión / anión: r+/r-.

    La relación del cociente entre los radios iónicos de las especies que forman el compuesto iónico determina los índices de coordinación permitidos y la geometría o forma estable del sólido iónico en cuestión.

    Energía reticular de un sólido iónico: Ciclo de Born-Haber:

    La energía reticular de un sólido iónico AB es la energía desprendida a la formación de un compuesto iónico a partir de un mol de cationes A+ y un mol de aniones B-, ambos en estado gaseoso, cuando se aproximan desde una distancia infinita hasta sus posiciones de equilibrio en la red cristalina.

    Es decir, es la energía, Er, intercambiada en el proceso:

    A+ (g) + B- (g) Ⴎ AB(s) y es siempre una magnitud exotérmica.

    No hay un método experimental para la determinación de la energía reticular, sin embargo se puede obtener indirectamente utilizando un método desarrollado en 1919 por los alemanes Max Born (1882-1970) y Fritz Haber (1868-1934) y que se conoce como Ciclo de Born-Haber.

    (EJ: Ciclo de Born-Haber para el fluoruro de litio.-

    1. Sublimación del sólido. Cambia el estado de una sustancia desde el estado sólido al gaseoso:

    Li(s) --> Li(g)      Entalpía de sublimación = DH = 161 kJ/mol

    2. Ionización del átomo. Aquí se ioniza Li para dar Li+ en la fase gas:

    Li(g) --> Li+(g) + e-      Pot. Ionización = 520 kJ/mol

    3. Disociación de la molécula gaseosa F2(g):

    (1/2)F2(g) --> F(g)      1/2 Entalpía de disociación F2 = 77 kJ/mol

    4. Formación de F- gaseoso:

    F(g) --> F-(g)      Electroafinidad F = - 328 kJ/mol

    5. Formación del sólido a partir de iones gaseosos:

    Li+(g) + F-(g) ---> LiF(s)      Energía reticular LiF = - 1047 kJ/mol

    6. Cambio global (entalpía de formación):

    Li(s) + F(g)---> LiF(s) Entalpía de formación LiF= - 617 kJ/mol

    b) Enlace covalente.

    Se produce al unirse elementos no metálicos entre sí o con el hidrógeno; es decir, entre átomos de electronegatividades semejantes y muy altas en general; que se hallan dispuestos en la derecha del sistema periódico.

    Este enlace se debe fundamentalmente a la compartición de electrones entre:

    Átomos iguales: da lugar a un enlace homonuclear este tipo de enlaces es siempre apolar.

    Átomos diferentes: da lugar a un enlace heteronuclear, aquí pueden considerarse tres opciones:

    a) Si la diferencia de electronegatividades entre ambos átomos es superior a 2'0 el enlace puede considerarse iónico.

    b) Si la diferencia de electronegatividades se encuentra en el intervalo desde 0'4 y 2'0 el enlace es covalente polar.

    c) Si la diferencia de electronegatividades es inferior a 0'4, el enlace puede considerarse covalente puro o apolar, es decir como si se tratara de un enlace homonuclear.

    Un enlace covalente está tanto mas polarizado cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad. Este efecto conocido como polarización del enlace covalente da lugar a acumulaciones de carga negativa en el extremo del enlace mas cercano al átomo más electronegativo.

    Enlace covalente simple: Se forma cunado dos átomos comparten un par de electrones. Es le caso de la molécula de hidrógeno, H2, de la molécula de cloruro de hidrógeno, HCL, de la de agua, H2O, o de la de el amoníaco, NH3.

    Enlace covalente doble: Se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones. Es el caso de la molécula de oxígeno, O2, de la molécula de dióxido de carbono, CO2, o de la de eteno, C2H4.

    Enlace covalente triple: Se forma cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Es el caso del Nitrógeno, N2, Cianuro de hidrógeno, HCN, y del etino, C2H2.

    Modelo de Lewis

    Este modelo formulado por GN. Lewis nos permite visualizar las uniones atómicas covalentes. La estructura de Lewis presenta las siguientes características:

    a) Cada átomo se indica con su símbolo rodeado de unos puntos que representan los electrones del último nivel. Éstos pueden aparecer también como aspas o como rayas.

    b) Los átomos se enlazan uniendo los electrones necesarios mediante líneas, de manera que al final cada átomo esté rodeado de ocho electrones, siguiendo la regla del octeto.

    Teoría de enlace de valencia

    Según esta teoría, para que se forme un enlace covalente entre dos átomos es necesario lo siguiente:

    - Cada átomo debe tener un orbital atómico ocupado por un solo electrón.

    - Los dos electrones de los orbitales semiocupados han de tener espines contrarios, es decir antiparalelos.

    El enlace covalente se forma al superponerse los dos orbitales semiocupados para formar un orbital común, en el que se emparejan los dos electrones. Los demás orbitales quedan intactos. Cuanto mayor es la superposición de los orbitales semiocupados, mayor es la estabilidad del enlace covalente.

    Si los orbitales que se solapan son los más sencillos, tipos s y p, se pueden considerar dos tipos de enlace:

    - Enlace σ (sigma): Se forma por solapamiento frontal, esto es sobre el mismo eje, tanto de orbitales s como de orbitales p consigo mismos o entre sí.

    - Enlace π: Se forma por solapamiento lateral, es decir sobre ejes paralelos, de los orbitales p.

    El enlace σ es mas fuerte que el π puesto que su interpenetración es mayor.

    Propiedades de las sustancias covalentes:

    1. Los compuestos covalentes pueden presentarse en forma molecular o como redes cristalinas.

    2. Las moléculas resultantes poseen bajos puntos de fusión y de ebullición en comparación a los iónicos.

    3. La solubilidad de estos compuestos, cuando son apolares, es elevada en disolventes apolares y nula su capacidad conductora. Por el contrario en las moléculas polares cuanto mayor sea su polaridad mayor será su solubilidad en disolventes polares así como la conductividad eléctrica.

    Las redes covalentes: Son sustancias formadas por un número muy elevado de átomos iguales o distintos unidos entre sí. Se trata de cristales cuyos átomos se enlazan covalentemente. En general están formadas a partir de carbono o de silicio. El primero se presenta en forma de diamante, o grafito, mientras que el segundo lo hace como sílice (SiO2).

    Debido a que las redes que forman los sólidos covalentes macromoleculares son extremadamente rígidas, observamos que tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros malos conductores y, habitualmente, insolubles. Cuanto mas simétrica sea la estructura, y por lo tanto mas compacta, mayor será la dureza y los puntos de fusión y ebullición. Por eso el diamante es la sustancia química mas dura.

    (Ejemplos de redes covalentes: Conformación laminar del grafito (izda) y empaquetamiento de cristales del carbono 60 (dcha))

    C) FUERZAS INTERMOLECULARES:

    Los enlaces citados hasta el momento son intramoleculares por producirse en el interior de las moléculas, pero también existen interacciones entre las propias moléculas que reciben el nombre de intermoleculares. Al no ser extremadamente fuertes se les considera fuerzas de atracción.

    Básicamente son interacciones dipolo-dipolo y existen 2 tipos de ellas:

    Enlace de hidrógeno

    También llamado puente de hidrógeno. Se produce entre aquellas moléculas que contienen un enlace entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo y pequeño (F, O, N) .En estos casos, el elemento unido al hidrógeno atrae gran parte de la carga del enlace que los mantiene unidos dejando una fuerte densidad de carga positiva sobre el hidrógeno y negativa sobre sí mismo, lo que posibilita que las moléculas pueden unirse entre sí por mera atracción electroestática, que sin ser muy grande, al menos sí es apreciable. Los compuestos que experimentan estas interacciones presentan como principal anomalía, los altos valores de sus puntos de ebullición y de fusión.

    Fuerzas de Van der Waals

    Son fuerzas de tipo electroestático que unen a las moléculas tanto polares como apolares.

    - En las moléculas polares, los dipolos existentes pueden interaccionar entre sí, produciéndose débiles uniones entre ellos.

    - En las moléculas apolares, la movilidad de las nubes electroestáticas al desplazarse puede provocar una cierta asimetría eléctrica lo que produce la formación de dipolos instantáneos en ellas. Éstos a su vez, pueden originar dipolos inducidos en las moléculas cercanas produciéndose las consiguientes atracciones entre ellos. A estas últimas se las denomina fuerzas de dispersión o de London.

    En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.

    d) Enlace metálico.

    Los elementos metálicos, que constituyen la mayoría de los elementos conocidos, presentan unas propiedades físicas características, muy diferentes de las propias de las sustancias iónicas o de las covalentes. Ello es debido al tipo de enlace entre sus átomos: el enlace metálico.

    El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas.

    A temperatura y presión ambiente, los metales se presentan formando cristales que suelen pertenecer a uno de estos tres tipos de estructura: cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en las caras y hexagonal compacta.

    Modelos de enlace metálico

  • Modelo de nube electrónica.

  • La red cristalina metálica está formada por iones del metal, es decir, átomos que han cedido sus electrones de valencia. Éstos están deslocalizados en el conjunto del cristal y disponen de libertad de desplazamiento a través de los huecos existentes entre los iones, constituyendo así la denominada nube electrónica. La estabilidad de la red cristalina es debida a la interacción entre los iones metálicos y la nube de electrones deslocalizados.

  • Modelo de enlace covalente deslocalizado.

  • El enlace metálico es un caso especial de enlace covalente en que el número de electrones de valencia de los átomos es menor que el de enlaces formados. Así , en los metales alcalinos, cada átomo de una celda unidad está rodeada de otros 8 átomos situados en los vértices; el átomo central aporta un electrón, mientras que los 8 átomos vecinos aportan uno en total, pues cada uno pertenece a 8 celdas unidad. Este enlace formado por un par de electrones que une a la vez el átomo central con 8 vecinos se denomina enlace covalente deslocalizado.

  • Modelo de bandas.

  • La aplicación de la mecánica cuántica al modelo de nube electrónica proporcionó un nuevo modelo, el modelo de bandas, que interpreta la conductividad eléctrica de los metales de manera interesante.

    El modelo de bandas se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al enlazarse los átomos se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos había. Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de igual energía se formarán dos bandas formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía, una de menor energía formada por los orbitales moleculares enlazantes (banda de valencia) y la otra de mayor energía por los antienlazantes (banda de conducción). El modelo de bandas viene respaldado por los espectros de emisión. Las líneas en los espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se transforman en bandas en el caso de metales en estado sólido.

    En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Según el grado llenado de las bandas de valencia y su diferencia energética, podemos encontrar:

  • Metales conductores: Poseen bandas de valencia parcialmente llenas o llenas superpuestas a bandas vacías. En ambos casos se necesita muy poca energía para que los electrones de orbitales llenos se exciten a orbitales vacíos más energéticos. Estos electrones pueden moverse por todo el metal constituyendo la corriente eléctrica. Esto sucede en los metales alcalinos, alcalinotérreos y de transición.

  • Metales semiconductores: Tienen bandas de valencia llenas que no se superponen a las bandas vacías. Pero la diferencia energética es tan pequeña que basta una mínima elevación de la temperatura para excitar los electrones de más energía a la banda de conducción vacía. Esto sucede, por ejemplo, en el silicio y en el germanio.

  • Aislantes: La diferencia entre las bandas de valencia llenas o parcialmente llenas y las vacías es grande, por lo que el paso de electrones de una a otra no es posible.

  • 3. Estados de agregación

    Si ahora mismo pensamos en cuáles son los estados de agregación de la materia, nos vienen a la mente las tres formas clásicas en las que ésta se presenta:

    Sólido: Estado caracterizado por un volumen y forma definidos (se resiste a la deformación). En la fase sólida de la materia, los átomos tienen un orden espacial fijo, pero esto no impide al sólido el ser deformado o comprimido hasta cierto punto. Debido a que toda materia tiene algo de energía cinética, los átomos, aún en el sólido más rígido, se mueven ligeramente, aunque este movimiento es invisible. Sus moléculas están unidas, tienen poca libertad de movimiento y la atracción entre moléculas es grande.

    Líquido: Fluido cuyo volumen es constante en condiciones de temperatura y presión constante y su forma está definida por su contenedor. Un líquido ejerce presión en el contenedor con igual magnitud hacia todos los lados. Los líquidos presentan tensión superficial y capilaridad, generalmente se expanden cuando se incrementa su temperatura y se comprimen cuando se enfrían. Las moléculas en el estado líquido ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo. Las distancias intermoleculares son constantes dentro de un estrecho margen.

    Gaseoso: En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.
    Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible.

    Sin embargo, estudios científicos hasta finales del s XX que existían al menos otros dos estados en los que la materia podía presentarse:

    El Plasma: El plasma es un gas ionizado, esto quiere decir que es una especie de gas donde los átomos o moléculas que lo componen han perdido parte de sus electrones o todos ellos. Así, el plasma es un estado parecido al gas, pero compuesto por electrones, cationes (iones con carga positiva) y neutrones. En muchos casos, el estado de plasma se genera por combustión.

    Condensado de Bose-Einstein: Es un estado de agregación de la materia que se da en ciertos materiales a muy bajas temperaturas. La propiedad que lo caracteriza es que una cantidad macroscópica de las partículas del material pasan al nivel de mínima energía, denominado estado fundamental. Teorizado en la década de 1920 por Satyendra Nath Bose y Albert Einstein, su comprobación experimental no se produjo hasta 1995.

    Sin embargo, el desarrollo de la química física no se estancó en estos descubrimientos, sino que sigue experimentando día a día sobre los estados de agregación de la materia.

    Así fue como, a inicios del siglo XXI (Diciembre 2003) un grupo de científicos de la Universidad de Colorado/NIST llegó al descubrimiento del que podríamos llamar “el sexto estado de la materia”: El condensado fermiónico.

    4. CONDENSADO FERMIÓNICO:

    En realidad, poca información puede aportarse sobre este nuevo estado. Debido a su reciente descubrimiento, sus propiedades básicas son prácticamente desconocidas y, por tanto, el condensado fermiónico sigue siendo objeto de estudio.

    Podemos decir que su descubridora creó el estado fermiónico enfriando 500.000 átomos de potasio (K) 40 hasta menos de una millonésima de grado por encima del cero absoluto o cero Kelvin (en el cual las partículas permanecerían inmóviles), y los átomos fluían sin viscosidad.

    Los átomos que forman el condensado fermiónico se llaman fermiones, y se definen como partículas pertenecientes a una familia de partículas elementales caracterizada por su momento angular intrínseco o espín. Según la teoría cuántica, el momento angular de las partículas sólo puede adoptar determinados valores, que pueden ser múltiplos enteros o semienteros de una determinada constante h (constante de Planck). Los fermiones (partículas que presentan estados totalmente antisimétricos), entre los que se encuentran los electrones, los protones y los neutrones, tienen múltiplos semienteros de h, por ejemplo ±1/2h o ±3/2h. Los bosones (estados simétricos) como por ejemplo los mesones, tienen un espín que corresponde a un múltiplo entero de h, como 0 ó ±1. Los fermiones cumplen el principio de exclusión de Pauli, al contrario que los bosones.

    Por otro lado, sabemos que el condensado fermiónico se encuentra estrechamente relacionado con los condensados de Bose-Einstein, ya que los dos están formados por átomos (en los CBE - bosones, en el CF - fermiones) que, a bajas temperaturas, se unen para formar un cuerpo único.

    La diferencia radica en las propiedades de estas partículas elementales (anteriormente dichas):

    Los bosones son sociables, esto es, les “gusta “agruparse. Como regla general, cualquier átomo con un número par de electrones+protones+neutrones es un bosón

    Los fermiones, por otra parte, son antisociales. Por el principio de exclusión de Pauli, se les prohíbe agruparse en un mismo estado cuántico. Cualquier átomo con un número impar de electrones+protones+neutrones, como el potasio-40, es un fermión.

    El grupo de científicos que realizó esta experiencia descubrió que se podía anular el comportamiento antisocial de los fermiones aplicando cuidadosamente un campo magnético sobre los mismos.

    Estas imágenes muestran el comportamiento del condensado fermiónico ante la actuación de campos magnéticos de diferente intensidad. De izquierda a derecha observamos que, a pequeñas variaciones del campo magnético, las interacciones atractivas entre los fermiones aumentan considerablemente.

    El campo hace que los átomos se emparejen, y la fuerza de esta unión puede regularse ajustando el campo magnético. Así pues, los átomos de potasio 40 adquieren un comportamiento característico de los bosones. Un par de fermiones se une a otro par y así sucesivamente, lo que llega a formar el condensado fermiónico.

    Aportaciones de este nuevo descubrimiento a la comunidad científica:

    A este nuevo estado de agregación se le relaciona estrechamente con el fenómeno de la superconductividad.

    Un superconductor (en resumen) es un material cuyos pares de electrones (fermiones) fluyen sin viscosidad, esto es, tienen resistencia cero o conductividad infinita [diapositiva: diagrama de la superconductividad para el caso del mercurio. Por debajo de su temperatura crítica, su resistencia es nula] y el campo magnético inducido es cero cuando el superconductor es enfriado por debajo de su temperatura crítica en un débil campo magnético externo (el flujo magnético es expedido del superconductor) (efecto Meissner [diapositiva]). Estos materiales son muy importantes y despiertan un gran interés comercial. Con ellos podrían darse avances tecnológicos tales como trenes levitantes u ordenadores ultrarrápidos.

    El problema radica en que los superconductores actúan a temperaturas excesivamente bajas (por debajo de -135 ºC, aproximadamente) por lo que su utilización resulta muy costosa. Sin embargo, con la “llegada” del condensado fermiónico este problema puede ser erradicado porque al poder ajustar la fuerza de unión entre los electrones mediante el campo magnético (como comentábamos antes), podríamos conseguir un superconductor a temperatura ambiente, lo que facilitaría en gran medida el avance de la ciencia y aumentaría notablemente nuestra calidad de vida diaria.

    Y por último, aquí se os muestra las direcciones de internet que hemos empleado para la elaboración de este trabajo, Si a alguno/a le ha interesado el tema, aquí podrá obtener información más ampliada; aunque tampoco mucho, ya que los condensados fermiónicos están siendo estudiados actualmente y, por tanto, nos son casi completamente desconocidos.

    8

    Sustancias covalente atómicas

    Sustancias covalentes moleculares

    Enlaces intermoleculares

    Moléculas

    Enlace covalente

    Átomos

    Compuestos iónicos

    Sustancias metálicas

    Enlace metálico

    Enlace iónico

    Iones