domingo, 22 de julio de 2007

Cuestionario práctica nº 4 Factores que afectan la velocidad de reacción

CUESTIONARIO

ANTES DE ASISTIR AL LABORATORIO, INVESTIGUE LAS RESPUESTAS A ESTE CUESTIONARIO

· ¿Cuál es la importancia de conocer la velocidad de una reacción?

· ¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de una reacción y cuáles estudiará en esta práctica?

· ¿Cómo cree Ud. que podría determinarse el orden de la reacción con los datos obtenidos?

· ¿De qué depende la constante de velocidad?

· Estudie el significado de los siguientes términos:
-velocidad de reacción
-orden
-molecularidad
-complejo activado
-intermediario
-energía de activación
-mecanismo
-proceso elemental
-tiempo de vida media
-ley de velocidad

· Se hacen cuatro experimentos para determinar el orden de la reacción:


Se varían las concentraciones iniciales de cada especie y se determina la velocidad inicial de la reacción, obteniéndose los siguientes datos:


Determine el orden total de la reacción, y calcule el valor de la constante de velocidad
· Para la reacción siguiente, se obtienen los datos:

Calcule, mediante un gráfico, su energía de activación.

NOTA: Es imprescindible realizar los cálculos previos a la práctica.

BIBLIOGRAFÍA
R. CHANG. Química. Mc Graw -Hill, 6a Edición, México 1999

viernes, 20 de julio de 2007

Líquidos y soluciones

En los dos temas anteriores hemos estudiado las propiedades de los sólidos de y los gases, de las cuales podemos mencionar, que en el caso de los gases: sus partículas constituyentes están muy alejadas entre sí, en movimiento rápido al azar e independientes unas de otras. Los sólidos son muy distintos de los gases, los sólidos contienen partículas muy cercanas entre sí, y su densidad es alta; se comprime imperceptiblemente y mantiene su forma sin importar la de su recipiente (esas características indican grandes fuerzas de atracción entre las partículas.

Los líquidos quedan el algún lugar entre los extremos de los gases y los sólidos. Un líquido contiene partículas cercanas entre sí, es casi incompresible y tiene un volumen definido. En esto se parece a los sólidos; sin embargo, un líquido también toma la forma del recipiente que lo contiene, lo que se aproxima más al modelo de un gas.

Aunque los líquidos y los sólidos muestran propiedades semejantes, difieren tremendamente de los gases. Ninguna relación matemática simple, como la ecuación de los gases ideales, funciona tan bien para los líquidos o los sólidos. En vez de ello, estos modelos se relacionan directamente con las fuerzas de atracción entre las moléculas. Con estas generalidades en mente, consideraremos algunas de las propiedades específicas de los líquidos.

Equilibrio líquido-vapor.- Presión de vapor

Cuando se deja reposar un recipiente abierto con agua, al cabo de cierto tiempo el volumen disminuye, debido a un cambio de estado de líquido a vapor, proceso que se le conoce como evaporación.

El proceso de evaporación ocurre debido a que hay algunas moléculas que tiene mayor energía cinética que el resto y por lo tanto estas pueden vencer las fuerzas de atracción existente en el estado líquido, apartándose de la superficie del mismo y pasando al estado gaseoso.

Si esta evaporación ocurre en un sistema cerrado donde la temperatura se mantiene constante, inicialmente sólo se produce la evaporación sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta algunas de las moléculas en el estado de vapor o gaseoso, chocan con la superficie y regresa al estado líquido por el proceso de condensación.

En un momento dado la intensidad de condensación aumenta hasta que es igual a la de evaporación, de tal manera que la misma cantidad de partículas que pasan del estado líquido a gaseoso es igual a la que pasan de gas a líquido, estableciéndose un equilibrio dinámico entre el líquido y su vapor.

En el equilibrio, las moléculas de vapor ejercen una presión como cualquier otro gas. La presión que ejerce un vapor en equilibrio con su líquido se llama presión de vapor del líquido.

Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en el recipiente (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.
Relación entre la presión de vapor, la temperatura y la fuerza intermolecular.
La diferencia entre la energía cinética entre las moléculas de un mismo líquido es consecuencia de la absorción de calor por parte de las moléculas de la superficie del líquido, entonces es fácil predecir que al incrementar la temperatura del sistema, la cantidad de líquido que pasa a la fase gaseosa es mayor, incrementando la presión de vapor. Cuando el valor de la temperatura es tal que la cantidad de masa gaseosa genera una que la presión de vapor que iguala a la presión externa (fuera del sistema, como la del ambiente por ejemplo), dicho valor recibe el nombre de temperatura de ebullición o punto de ebullición.

Específicamente si la presión de vapor iguala a la presión atmosférica estándar, es decir 760 mm Hg, la temperatura de ebullición se conoce como punto de ebullición normal y en este caso, se puede expresar el punto de ebullición sin citar la presión, en los casos restantes siempre hay que hacer mención de la presión a la cual se está determinando la temperatura de ebullición.

Está claro que la capacidad de una molécula de pasar de estado líquido a sólido, depende de que la cantidad de energía cinética de las misma sea tal que venza a la fuerza intermolecular de las molécula en estado líquido, es decir que mientras mayor sea la fuerza intermolecular de un compuesto mayor será la temperatura necesaria para lograr que la masa gaseosa de dicho líquido llega a ejercer una presión de vapor igual a la presión ambiente, por lo tanto se puede concluir que su punto de ebullición será mayor. Lo dicho anteriormente explica la diferencia observada entre los puntos de ebullición normales del butanol, etanol y tolueno: -0.5ºC, 78.3ºC y 110,6ºC respectivamente.

Se dice que las sustancias que se evapora fácilmente son volátiles. Un líquido volátil tiene una presión de vapor relativamente alta a temperatura ambiente.
Diagrama de Fases
Concepto de fase


Fase es toda porción de un sistema con la misma estructura o arreglo atómico, con aproximadamente la misma composición y propiedades en todo el material que la constituye y con una interfase definida con toda otra fase vecina. Debe diferenciarse del concepto de componente, que se refiere al tipo de material que puede distinguirse de otro por su naturaleza de sustancia química diferente.
Por ejemplo, una solución es un sistema homogéneo (una sola fase) pero sin embargo está constituida por al menos dos componentes. Por otro lado, una sustancia pura (un solo componente) puede aparecer en dos de sus estados físicos en determinadas condiciones y así identificarse dos fases con diferente organización atómica y propiedades cada una y con una clara superficie de separación entre ellas (interfase).

Cambios de fases
Fusión y solidificación

Cuando se le comunica calor a un sólido cristalino, su temperatura aumenta progresivamente y al alcanzar un determinado valor se produce la transición o cambio de fase del estado sólido al líquido que denominamos fusión. Si las condiciones de presión exterior se mantienen constantes, el cambio de fase se verifica a una temperatura fija o punto de transición entre ambos estados, que se mantiene constante hasta que el sólido se ha fundido totalmente, dicha temperatura recibe el nombre de temperatura o punto de fusión. Si la fusión ocurre a la presión constante de 760 mm Hg, la temperatura a la cual ocurre recibe el nombre de temperatura o punto normal de fusión.

La solidificación es la transición de líquido a sólido que se produce de forma inversa a la fusión, con cesión de calor. Cualquiera que sea la sustancia considerada el punto o temperatura de transición entre dos estados o fases de la materia es el mismo independientemente del sentido de la transformación. La disminución progresiva de la temperatura del líquido hace que en las proximidades del punto de solidificación las fuerzas de enlace vayan imponiendo progresivamente su orden característico.

Vaporización y condensación

Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una sustancia de la fase líquida a la fase de vapor o fase gaseosa. La condensación es la transición de sentido contrario. Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido.

Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su evaporación.

El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su superficie. Esta forma tumultuosa de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea ésta.

La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo de las condiciones que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su condensación.

Sublimación

Todas las partículas del sólido poseen energía de vibración, siendo constante el valor medio para todas ellas; pero algunas, situadas en la superficie, pueden en un momento determinado adquirir una energía superior a la media, que sea suficiente para vencer las fuerzas atractivas de las demás y escaparse del sólido en forma de vapor. Este cambio de fase de sólido a líquido, sin pasar por la fase líquida, recibe en nombre de sublimación (la transición o cambio de estado de sentido inverso se denomina de igual manera, por ello a veces se distinguen ambas llamando a la primera sublimación progresiva y a la segunda sublimación regresiva).


Si el sólido se encuentra en un recipiente cerrado, las moléculas de vapor, como consecuencia de su movimiento desordenado, chocan contra la superficie libre del sólido, y las más lentas serán retenidas por el sólido, pasando de nuevo a fase sólida (sublimación regresiva). En el momento en que ambas velocidades de sublimación sean iguales se alcanza un estado de equilibrio-dinámico, en el que las moléculas en fase gaseosa ejercen una determinada presión, llamada presión de vapor del sólido, que depende, no sólo de la naturaleza, sino también de la temperatura, creciendo su valor a medida que esta aumenta.


Aunque es un fenómeno poco frecuente a la temperatura y presión ordinaria, algunas sustancias como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin necesidad de pasar por la fase intermedia de líquido. En principio, cualquier sustancia pura puede sublimarse, pero debido a las condiciones de bajas presiones y temperaturas a las que es posible esta transición, el fenómeno sólo es reproducible, para la mayor parte de las sustancias, en el laboratorio.

Al igual que la fusión y la vaporización, también la sublimación (progresiva) absorbe una determinada cantidad de calor. Se denomina calor de sublimación a la cantidad de calor necesaria para sublimar la unidad de masa de una sustancia.
http://www.uv.es/gomezc/BQMA/Tema6_previo.pdf


Soluciones.- proceso de disolución.- tipos de soluciones.- solubilidad.- preparación de soluciones y estequiometría con soluciones.

Como ya se había hecho mención en temas anteriores, las mezclas homogéneas, es decir mezclas cuyos componentes están entrelazados uniformemente a nivel molecular, se denominan soluciones.

Las soluciones están compuestas por el disolvente, que es por lo general el que se encuentra en mayor proporción, y por los solutos, que están presentes en menor cantidad.

De acuerdo con el estado físico de estos componentes, las soluciones se pueden clasificar en 6 tipos que se muestran en la siguiente tabla.


Tipos de soluciones de acuerdo al estado físico original
de sus componentes




Puesto que las soluciones líquidas son las más comunes, en este tema presentaremos especial atención en ellas es decir en aquellas donde al menos uno de los componentes esté en dicho estado.

Proceso de disolución

Se forma una solución cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme en otra. Como ya se ha explicado las sustancias en los estados líquido y sólido experimentan fuerzas de atracción de altas magnitudes que mantiene juntas a las partículas individuales. Pues cualquiera de las fuerzas analizadas puede operar entre las partículas de soluto y disolvente en una solución. Las soluciones se forman cuando las fuerzas de atracción entre el soluto y el disolvente son de magnitudes comparables con las que existen en re las partículas de soluto mismas o entre las partículas de solvente mismas.

Por ejemplo, la sustancia iónica NaCl se disuelve fácilmente en agua porque la atracción entre los iones y las moléculas polares de agua (interacción ión-dipolo) sobre pasa la energía de la red de NaCl sólido.

Cambios de energía y la formación de soluciones


http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa


El cloruro de sodio se disuelve en agua porque las moléculas de agua sienten suficiente atracción por los iones Na+ y Cl- para vencer la atracción para vencer la atracción de estos dos iones entre sí en el cristal. Para formar esta disolución las moléculas de agua también deben separarse para dar espacio a los iones Na+ y Cl-. Así que se puede decir que el proceso de solución implica tres cambios de energía las cuales se ilustran en la siguiente figura.

El cambio global al formase una solución, DHsoln , es la suma de estos tres términos

La separación de las partículas del soluto requieren un aporte de energía para vencer sus interacción de atracción, por lo tanto el proceso es endotérmico (DH1>0). La separación de las moléculas de disolvente también requiere energía (proceso endotérmico,DH2>0). La tercera componente surge de las interacciones de atracción entre el soluto y el disolvente y da lugar a un proceso exotérmico (DH3<0).>

Unidades de concentración

http://personal.telefonica.terra.es/web/katastrophe/quim/conc.html

http://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica_/_C%C3%A1lculos_de_concentraci%C3%B3n_y_preparaci%C3%B3n_de_soluciones

http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/2soluciones.pdf

Solubilidad.- Factores que la afectan

Hasta este punto ya se tiene claro que los solutos son solubles en los solventes que poseen similares fuerzas de interacción que dichos solutos; sin embargo no se puede pensar que, por ejemplo, 100 ml de agua puede disolver cualquier cantidad de NaCl; de hecho es bastante familiar para nosotros que en un determinado momento la sal no se disuelve se deposita en el fondo del recipiente que contiene dicha solución.

La cantidad máxima de soluto que puede disolver una cierta cantidad de solvente, a una determinada temperatura, recibe el nombre de Solubilidad. La solubilidad se expresa en gramos de soluto en 100 g de solvente.

De acuerdo a la cantidad de soluto que una solución posea se puede clasificar como:

Solución saturada: Es aquella que contiene el máximo de soluto que una cantidad determinada de solvente puede disolver.

Solución insaturada: Es aquella que posee menos de la cantidad máxima de soluto, que una determinada cantidad de solvente puede disolver.

Solución sobresaturada: Es aquella que posee más de la cantidad máxima de soluto que una determinada cantidad de solvente es capaz de diluir. Una solución sobresaturada se prepara partiendo inicialmente de una solución saturada, a una determinada temperatura, la cual al ser enfriada de una manera muy cuidadosa y controlada mantiene a todo el soluto (recuerde que parte de él realmente está en exceso) dentro de la solución. Sin embargo cualquier tipo de perturbación puede hacer que el soluto en exceso se deposite y la fase líquida pasa a ser una solución saturada.

Recuerde que la cantidad de soluto que puede disolver un solvente depende de la temperatura (más adelante se explica el porqué), por lo que una solución puede estar saturada a una determinada temperatura e insaturada en otra.

http://www.pucpr.edu/facultad/itorres/quimica106/Cap.11_solutions_.pdf

Preparación de soluciones

http://200.26.134.109:8091/unichoco/hermesoft/portal/home_1/rec/arc_839.pdf

Gases

En temas anteriores hemos analizado las estructuras electrónicas de los átomos y como estos se unen para formar moléculas o sustancias iónicas, sin embargo para las distintas ramas de ingeniería es mucho más relevante el conocimiento de esas grandes colecciones de moléculas a las que reconocemos como líquidos, sólidos y gases, puesto que en la vida diaria no se encuentra la materia en una escala atómica. En este tema se hablará específicamente de los gases.

Características de los gases

Existe una gran variedad de compuestos en estado gaseoso que son comúnmente utilizados por los humanos para un sin número de actividades: En, la más importante de todas, la respiración es utilizado el aire que está compuesto aproximadamente por 78% N2, 21%O2 y el resto de otras partículas. En la purificación de agua se emplea el cloro gaseoso, el propano y otros gases como combustibles etc. Todos estos gases poseen propiedades, químicamente hablando, muy distintas; sin embargo tienen algo en común, las moléculas de un compuesto gaseoso están relativamente alejadas una de las otras por lo que los gases tienen un comportamiento similar a pesar de que distintas moléculas los compongan.

Lo anteriormente expuesto explica el porque los gases difieren significativamente de los líquidos y sólidos. En este punto haremos referencia a las peculiares propiedades físicas de los gases.

Por ejemplo, un gas se expande espontáneamente hasta llenar su recipiente. En consecuencia, el volumen de un gas es el volumen del recipiente en el que se guarda. Los gases también son muy compresibles: cuando se aplica presión a un gas, su volumen disminuye fácilmente. Adicionalmente los gases forman mezclas homogéneas sin importar las proporciones de los componentes o la naturaleza de estos. Ejemplo de ello ocurre en la mezcla de agua y gasolina, estos líquidos no se mezclan homogéneamente, sin embargo sus vapores si lo hacen.

Fíjese que se habló de vapores de agua y gasolina y no de gases de agua y gasolina. Eso es porque el término vapor se aplica al estado gaseoso de compuestos que a condiciones normales (25ºC, 1atm) se encuentran en estado sólido o líquido; pero sin embargo sus propiedades físicas no son diferentes a la de los gases pro lo cual tienden a confundirlos.


Presión:


Entre las propiedades más fáciles de medir e importante de los gases es la presión.

La presión se define como la fuerza que ejerce una sustancia en un área determinada. Por ejemplo, el gas de un globo inflado ejerce una presión sobre la superficie interna del globo.




Teoría cinético-molecular
1.- Los gases están formados por corpúsculos muy pequeños por lo que, aun en pequeños volúmenes gaseosos se encuentran en un enorme número de ellos.
2.- El volumen de los corpúsculos es despreciable comparado al volumen del recipiente que contiene al gas, lo cual aunado a una muy baja fuerza de atracción entre ellos, permiten que los gases sean tan expansibles.
3.- Los corpúsculos se encuentran en constante movimiento lo que produce choques entre sí y con las paredes del recipiente, los cuales son elásticos, es decir que no hay pérdida de energía cinética al llevarse a cabo. Esta innumerable cantidad de impactos explica el efecto observable de la presión del gas.
4.- La temperatura absoluta de un gas constituye una medida de la energía cinética media de los corpúsculos del gas en su movimiento de agitación desordenada.
Los gases que poseen estás características, son llamados gases ideales.



Leyes de los gases ideales:



Experimentos realizados con los gases revelan que se necesitan cuatro variables para definir la condición física de un gas: temperatura, presión, volumen y la cantidad de gas, lo que generalmente se puede expresa como número de moles. Las ecuaciones que expresan las relaciones entre estas cuatro variables se conocen como leyes de los gases.










Desviación de la idealidad.- Ecuación de los gases reales

Se le llama gases reales a aquellos gases que no poseen las características descritas por la teoría cinético-molecular.

Los gases reales se apartan de la idealidad, expresada por la teoría cinético-molecular, principalmente en:

1. - Un gas esta formado por corpúsculos.. Los gases están formados por moléculas, las cuales a su vez están formadas por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.
2.- El volumen de los corpúsculos es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas y son extremadamente pequeñas, las mismas ocupan un cierto volumen producto de la disposición espacial de los átomos que conforman a la molécula, por lo tanto el volumen disponible para que las moléculas de gas se desplacen, no es la totalidad del volumen del recipiente que los contiene.
3.- No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas; sin embargo las fuerzas moleculares se hacen significativas a medida que el tamaño de las moléculas se incrementa o a medida que la distancia entre ellas se hace cada vez menor, por ejemplo, al comprimir el gas.
La ecuación de Van der Waals modifica la ecuación del gas ideal, tomando en cuenta estos aspectos, de dos maneras:
1. Dado que las moléculas deben tener algún volumen, el volumen disponible a las moléculas no es la totalidad de V. El volumen libre disponible debe de ser V’=V-Nb. (b es una medida el volumen molecular).
2. Las moléculas deben ejercer fuerzas atractivas entre ellas si la sustancia va a tener alguna cohesión. Estas fuerzas contribuyen a la presión con un término negativo, y la contribución más grande será la debida a interacciones binarias, las cuales son proporcionales al cuadrado de la densidad.
La forma de la ecuación de estado de Van der Waals es la siguiente:

Sólidos

Los sólidos pueden dividirse en dos categorías: Cristalinos y Amorfos. Un sólido cristalino; es aquel cuyos átomos, iones o moléculas constituyentes están ordenados en disposiciones bien definidas; mientras que en los sólidos amorfos, las partículas que las constituyen, no poseen un ordenamiento definido.

Los Sólidos Cristalinos.

La estructura interna de estos tipos de sólidos se puede imaginar como una pared formada por ladrillos, los cuales son exactamente iguales y poseen exactamente las mismas características de la totalidad de la pared.

Esos ladrillos se denominan Celdas Unitarias. La celda unitaria es la unidad básica repetitiva de la disposición de átomos o moléculas de un sólido cristalino. La estructura tridimensional de un sólido cristalino puede representarse como una matriz tridimensional de puntos de red. Tal matriz se denomina Red Cristalina.
Las celdas unitarias pueden describirse en términos de ángulos entre las aristas y longitudes de las aristas. Cada sólido se describe en términos de uno de los siguientes tipos de celdas unitarias: cúbico simple, tetragonal, ortorrómbico, romboédrico, monoclínico, triclínico y hexagonal.
Tipos de Sólidos Cristalinos

Las estructuras y propiedades de los cristales están determinadas por la clase de fuerzas que mantiene las partículas juntas. Se pueden clasificar cualquier cristal como uno de los cuatro tipos; Iónico, Covalente, Molecular y Metálico.

Sólidos Iónicos: consisten en iones que se mantienen unidos por enlaces iónicos. La fuerza de un enlace iónico depende en gran medida de la carga de los iones. Ejemplo: el NaCl, que contiene iones de carga +1 y -1, posee un punto de fusión de 801 ºC, mientras que el MgO en el que las cargas con -2 y +2, se funden a 2852 ºC.

La estructura que un sólido iónico adopta, depende en gran parte de las cargas y los tamaños relativos de los iones. En la estructura del CsCl, cada Ion Cs+ está rodeado por ocho iones de Cl-, esto debido a que el Cs+ es un catión relativamente grande. En la estructura del ZnS los iones del S2- adoptan un acomodo cúbico centrado en la cara, con los iones Zn2+, que son mas pequeños, dispuestos de modo que cada uno está rodeado por cuatro iones S2- que forman un tetraedro. El CuCl también adopta esta estructura. En la estructura de CaF2, los iones Ca2+ aparecen en un acomodo cúbico centrado en la cara. Tal como lo exige la formula química de la sustancia, hay dos veces mas iones F- en la celda unitaria que Ca2+. Los iones F- están rodeados tetraédricamente por cuatro iones Ca2+. Los compuestos como el SrF2, BaF2, BaCl2 y PbF2 también tienen esta estructura.

· Sólidos Covalentes: consisten en átomos unidos en grandes redes o cadenas mediante enlaces covalentes. Puestos que los enlaces covalentes son muy fuertes, estos sólidos son muy duros y con altos puntos de fusión. Dos de los ejemplos más comunes son el diamante y el grafito ambos constituidos por enlaces sencillos entre carbono-carbono.

En el diamante cada átomo está unido a otros cuatros átomos de carbono. Esta matriz tridimensional contribuye a la inusitada dureza de este sólido y un punto de fusión de 3550 ºC.

En el grafito los átomos de carbono están dispuestos en capas de anillos hexagonales interconectados. Cada carbono está unido a otros tres de la capa. Las capas de anillos se mantienen unidas por débiles fuerzas de dispersión, lo que hace que se deslicen fácilmente una sobre otras cuando se frotan, lo que da a la sustancia una sensación grasosa.
· Sólidos Moleculares: consisten en átomos o moléculas unidos por fuerzas intermoleculares (Fuerzas Dipolo-dipolo, Fuerzas de Dispersión de Londón, etc.). Dado que estas fuerzas son muy débiles, los sólidos moleculares son blandos. Suelen tener puntos de ebullición bajos (por lo regular menor a 200 ºC). Casi todas las sustancias que son gases o líquidos a temperatura ambiente, forman sólidos moleculares a temperaturas baja. Ejemplo: Ar, H2O y CO2.

· Sólidos Metálicos: consisten exclusivamente en átomos de metal. Los sólidos metálicos suelen tener estructuras de empaquetamiento compacto hexagonal o cúbicos (cúbica centrada en las caras) o cúbicas centradas en el cuerpo.

Los enlaces metálicos son muy fuertes debido a la deslocalización de los electrones de valencia a lo lardo del sólido.
Los metales varían considerablemente en cuanto a la fuerza que los une como se pone de manifiesto su amplia gama de propiedades físicas, como dureza y punto de fusión.
Los Sólidos Amorfos

Se dice que los sólidos que no son cristalinos es estructuras son amorfos. Entre los sólidos amorfos están el hule y el vidrio.

El cuarzo, SiO2, es un sólido cristalino con una estructura tridimensional muy ordenada. Cuando se funde (a 1600ºC), se convierte en un liquido viscoso y pegajoso. Aunque la red de silicio-oxigeno permanece casi intacta, se rompen muchos enlaces Si-O y se pierde el orden rígido del cuarzo. Si el material fundido se enfría rápidamente, los átomos no alcanzan a recuperar su acomodo ordenado, el resultado es un sólido amorfo llamado Vidrio de Cuarzo. (figura)

Dado que las partículas de un sólido amorfo carecen de un orden a lo largo del sólido, la intensidad de las fuerzas moleculares varíe de un punto a otro en una muestra. Por ello, los sólidos amorfos no funden a una temperatura específica más bien, se reblandecen dentro de un intervalo de temperatura a medida que se venden las fuerzas intermoleculares de diferentes intensidades.

Semiconductores

Debido a la cercanía de los orbítales de la capa mas externa de los átomos de un metal en un sólido, estos se trasladan formando nuevos orbítales llamados Orbítales Moleculares, pues como el conjunto de orbítales moleculares se hace mayor que los que se necesitan para albergar a los electrones, algunos quedan vacíos. Pero en mayor presencia de un potencial eléctrico, estos electrones pueden pasar de los orbítales a los vacíos conduciendo electricidad. Esta capa de orbítales llenos se llama Banda de Valencia, mientras que la capa vacía se llama Banda de Conductividad.
Estamos ahora en condiciones de definir los distintos tipos de materiales de acuerdo a sus propiedades de trasporte de corriente eléctrica:
• Conductor es toda sustancia en que la energía del primer estado electrónico vacío se encuentra inmediatamente adyacente a la energía del último estado electrónico ocupado. En otros términos, un conductor es un material en el cual la última banda ocupada no está completamente llena.
• Aislador es toda sustancia en que la energía del primer estado electrónico vacío se encuentra separada, por una brecha finita, de la energía del último estado electrónico ocupado.
• Semiconductor es un material aislador en que el ancho de banda prohibida es menor que 1eV.

Un ejemplo de aislante es el diamante. Los orbítales 2s y 2p del carbono se combinan para formar dos bandas de energía cada una para albergar cuatro electrones del carbono. Una de ellas está totalmente vacía y la otra llena. Existe una diferencia grande de energía entre las dos bandas y puesto que no hay orbítales libres, los electrones no pueden pasar de una banda a otra, por lo cual, el diamante no conduce electricidad

La estructura electrónica del silicio y el germanio es similar a la del carbono, sin embargo la diferencia de energía entre las bandas se hace menor del Si al Ge. Para estos, la diferencia de energía es lo suficientemente pequeña como para que a temperaturas ordinarias, unos cuantos electrones tengan la energía necesaria para saltar de una banda llena a una vacía, en consecuencia hay cierta conducción de electricidad, y se denominan Semiconductores.


Semiconductores extrínsecos

Hasta ahora sólo hemos hablado acerca de materiales semiconductores naturales, los que definimos como aisladores de banda prohibida angosta; ellos reciben el nombre de semiconductores intrínsecos. Sin embargo, existe la posibilidad de diseñar y fabricar materiales con características eléctricas específicas “a la medida” agregando, de manera controlada, impureza a semiconductores. Este proceso de introducción de impurezas extrañas se denomina dopado.

Consideremos los efectos de estas impurezas en el silicio (Si), uno de los semiconductores de uso más frecuente. La configuración electrónica del Si es [Ne ] 3s2 3p2 de modo que tiene cuatro electrones de valencia. Si se remplaza algunos de los átomos de Si por átomos de fósforo (P) que tienen cinco electrones de valencia y cuya configuración electrónica es [Ne ] 3s2 3p3:

· Por cada átomo de P que se agrega aparece un estado electrónico nuevo y adicional en la banda prohibida. Este nivel se ubica justo por debajo de la banda de conducción del Si.
Cada átomo de P utiliza cuatro de sus cinco electrones de valencia para formar enlaces con cuatro átomos de Si vecinos, quedando un electrón extra que necesita liberar para alcanzar su configuración más estable de ocho electrones. La energía térmica es suficiente para que el electrón extra sea transferido a la banda de conducción dejando atrás un ión positivo + P inmóvil.

· Los átomos de P se llaman átomos dadores, y la conductividad eléctrica en este tipo de semiconductores implica fundamentalmente movimiento de electrones procedentes de los átomos dadores a través de la banda de conducción. Este tipo de semiconductores se denomina de tipo-n, donde n se refiera a negativo, el tipo de carga eléctrica que transportan los electrones.

Reemplacemos ahora algunos átomos de Si por átomos de aluminio (Al) cuya configuración electrónica es [Ne] 3s2 3p1 de manera que tiene tres electrones de valencia.

· Por cada átomo de Al que se agrega aparece un estado electrónico nuevo que se encuentra justo por encima de la banda de valencia del Si.

· Cada átomo de Al utiliza sus tres electrones de valencia para formar enlaces con tres átomos de Si vecinos. La capa externa del Al tratará de capturar un electrón extra de la banda de valencia para conformar una capa estable de ocho electrones.

· Un electrón se trasfiere con facilidad desde la banda de valencia hasta el nivel aceptor formando un ión negativo inmóvil. Cuando esto ocurre, se crea una vacante positiva en la banda de valencia. Debido a que en este tipo de semiconductores la conductividad eléctrica consiste fundamentalmente en la transferencia de vacantes positivas, se les denomina semiconductores de tipo-p.