Fundamentos del Enlace Químico: Teoría de Bandas, Hibridación y Fuerzas Intermoleculares

Teoría de Bandas y Conductividad Eléctrica

El modelo de bandas está basado en la teoría de los orbitales moleculares y permite explicar propiedades, como la semiconductividad de ciertos elementos, que no se podían explicar con el modelo de nube electrónica.

Fundamentos del Modelo de Bandas

Los millones de átomos que forman una estructura metálica tienen múltiples orbitales atómicos que se combinan y dan lugar a múltiples orbitales moleculares enlazantes y al mismo número de no enlazantes. La diferencia de energía entre ellos es tan pequeña que el resultado es la formación de una banda de energía continua. Por tanto, por cada tipo de orbital atómico (1s, 2s, 2p, etc.) se genera una banda de energía.

Clasificación de Materiales según la Teoría de Bandas

Conductores

Se pueden dar dos situaciones: o bien la banda de conducción está semillena, lo que implica movilidad electrónica, o bien la banda de conducción está vacía pero se solapa con la banda de valencia. En ambos casos, los electrones tienen espacio para moverse libremente y van ocupando huecos energéticos.

Semiconductores

La anchura de la zona prohibida es relativamente pequeña y, proporcionando la energía necesaria, algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción.

Aislantes

La banda de conducción y la de valencia no se solapan. Hay una separación energética muy grande entre ellas y no hay electrones con la energía suficiente para saltarla. El elemento en cuestión no puede conducir la electricidad, por lo que es un aislante.

Hibridación de Orbitales y Geometría Molecular

La hibridación de orbitales atómicos determina la geometría de las moléculas y el tipo de enlace:

• Hibridación sp³: Geometría tetraédrica, ángulo de ~109.5°, enlace simple.
• Hibridación sp²: Geometría trigonal plana, ángulo de 120°, enlace doble.
• Hibridación sp: Geometría lineal, ángulo de 180°, enlace triple.

Grupos Funcionales Principales en Química Orgánica

• Ácido carboxílico (COOH): sufijo "-oico".
• Éster (COO): sufijo "-oato".
• Amida (CONH₂): prefijo "carbamoil-".
• Nitrilo (CN): prefijo "ciano-".
• Aldehído (CHO): sufijo "-al", prefijo "formil-".
• Cetona (CO): sufijo "-ona", prefijo "oxo-".
• Alcohol (OH): sufijo "-ol", prefijo "hidroxi-".
• Amina (NH₂): sufijo "-amina".
• Éter (O): prefijo "-oxi".
• Alquenos (enlace doble).
• Alquinos (enlace triple).
• Compuestos aromáticos (ej. Benceno).
• Nitroderivados (NO₂): prefijo "nitro-".

Enlace Químico, Polaridad y Covalencia del Carbono

Diagrama de Lewis y Polaridad Molecular

Según la configuración electrónica de un átomo, se puede dibujar su diagrama de Lewis. A partir de este, se puede determinar que una molécula tiene un número concreto de pares enlazantes. Si está formada por enlaces covalentes polares (debido a la distinta electronegatividad de los átomos) y su geometría no es simétrica, los momentos dipolares no se anulan vectorialmente, por lo que la molécula es polar.

La Hibridación y Covalencia del Carbono

La covalencia 4 del carbono se debe a la promoción de un electrón del orbital 2s al 2p. Esto resulta en 4 electrones desapareados: uno en el orbital 2s y tres en los orbitales 2p. Sin embargo, experimentalmente se observa que los cuatro enlaces son equivalentes en forma y energía. Este concepto se explica con la hibridación: se combina un orbital 2s con tres orbitales 2p para dar lugar a cuatro orbitales híbridos sp³ iguales, cada uno con un electrón desapareado. La geometría resultante es tetraédrica.

Fuerzas Intermoleculares

Son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas.

Fuerzas dipolo-dipolo

Son fuerzas atractivas que aparecen entre los dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar de las moléculas, mayor es la fuerza de atracción.

Fuerzas dipolo-dipolo inducido

Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en esta última lo que se llama un dipolo inducido y generando, por tanto, una fuerza de atracción entre ambas.

Fuerzas de dispersión de London

A partir de una molécula apolar se crea aleatoriamente un dipolo instantáneo, el cual puede distorsionar la nube electrónica de otra molécula vecina (que también es apolar), creando un dipolo inducido instantáneo. Estas fuerzas son de corta duración y, por tanto, más débiles que las dos anteriores.