Uniones quimicas

Uniones Químicas
Iónicas Covalentes Metálicas
Uniones químicasQuímica Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo

Unión iónica
Propiedades de los Compuestos iónicos
- Puntos de fusión y ebullición elevados
- Sólidos duros y quebradizos
- Baja conductividad eléctrica y térmica al estado sólido
-
ClNaClNa ⎥
⎦
⎤
⎢
⎣
⎡
+⎯ →⎯+
••
••
•
•
•
•
+
••
••
•
•
••
- Baja energía de ionización del sodio (496 kJ/mol)
- Electroafinidad muy negativa del cloro (–349 kJ/mol)
- Atracción electrostática entre los iones resultantes de carga opuesta
Química Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo Uniones químicas

Unión covalente
Características del enlace covalente
• Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
• Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es
marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la
solubilidad de la substancia en solventes polares. Ejemplo: un
enlace O-H
• Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un
enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia
en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o F-F

Enlaces s y p para la molécula de N2.

Carga formal = [N° e- valencia átomo libre] - [ N° e- valencia
asignados en la molécula ]
• Los pares de electrones solitarios resultantes de la formación de los
octetos correspondientes alrededor de cada átomo, le pertenecen
exclusivamente
• Electrones compartidos en enlaces se dividen para cada átomo
involucrado en la unión.
Con estos argumentos, podemos escribir la siguiente ecuación para un
átomo de la molécula
[Electrones de valencia] = [pares de e- solitarios] + 1/2 [e-
compartidos]
Carga formal

Como regla general, podemos afirmar que:
• Los átomos en la molécula tratan de adquirir cargas
formales lo más cercanas a cero,
• Cualquier carga negativa (-) debe residir en el átomo
de mayor electronegatividad.
[ Electrones de valencia del O] =7
[Electrones de valencia del S] =4
[Carga formal O] = 6e- - 7e- = -1
[Carga formal S] = 6e- - 4e- = +2
[Carga formal Oxig. doble enlace] = 6e- - 6e- = 0
[Carga formal Oxig. simple enlace] = 6e- - 7e- = -1
[Carga formal S] = 6e- - 6e- = 0
Carga formal

Resonancia
Orden de energía de las formas resonantes y energías de resonancia para O3 y BF3
Ψ = cI ΨI+ cII ΨII

Resonancia
formas de Kekulé formas de Dewar

La Teoría del Enlace de Valencia (T.E.V.)
Como primera aproximación, considérense dos átomos de hidrógeno que se
encuentran muy separados entre sí, a distancia infinita, de forma que no hay
interacción posible entre ellos. La función de onda que describe al sistema será
igual al producto de las funciones de onda que describen a cada átomo por
separado:
Ψ = φA(1)φB(2)
donde φA y φB representan a los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno.
Cuando se resuelve la ecuación de ondas en función de la distancia de
separación entre los átomos, se obtiene un valor de la energía de -24 kJ/mol y
una distancia de equilibrio de 90 pm. Los valores experimentales para esta
molécula son –458 kJ/mol y 74 pm, respectivamente, lo que indica que esta
aproximación dista mucho de representar la situación real.

Una mejora de dicha función, sugerida por Heitler y London, consiste en
suponer que los electrones no pueden ser asignados de manera taxativa a
los núcleos A y B. Cuando los átomos se aproximan hasta la distancia de
equilibrio, no es posible distinguir si el electrón 1 está ligado al átomo A o al
átomo B, y lo mismo sucede con el electrón 2. Así pues, una descripción del
sistema igualmente válida es la que representa la función de onda
Ψ = φA(2)φB(1),
en la cual el electrón 2 está en el átomo A y el electrón 1 en el átomo B.
Como ambas funciones son igualmente probables, la mejor función que
describe al sistema resulta de una combinación lineal de ambas:
Ψ = φA(1)φB(2) + φA(2)φB(1)
Los valores de energía y distancia que se obtienen en este caso son -303
kJ/mol y 86.9 pm. Esta aproximación suele llamarse de intercambio, pues se
basa en la posibilidad de que los electrones cambien de núcleo en lo que a
asignaciones se refiere.

{ c11sa + c21sb }

Hibridación sp3

OA(híbrido) = a 2s + b 2px + c 2py + d 2pz
Química Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo
Hibridación sp3
Uniones químicas

Metano CH4 Amoníaco NH3

Hibridación sp2
OA(híbrido sp2) = a 2s + b 2px + c 2py

Hibridación sp2

Hibridación sp

Nitrógeno N2 (hibridación sp)

Hibridación dsp3
PCl5

Orbitales Moleculares
Objetivos:
• Introducción de los conceptos básicos del Método de Orbitales
Moleculares para el estudio mecanocuántico de las moléculas
• Obtención de OM mediante CLOA
• Introducción del concepto de integral de solapamiento
• Concepto de Orbital moleculares enlazante y antienlazante
• Configuración electrónica de los estados fundamentales moleculares
• Polaridad del enlace: diferente contribución de los OA

Método de Orbitales Moleculares: La molécula ión hidrógeno, H2
+
^
+ +
-
A BR
rBrA
e-
R
e
r
e
r
e
m
h
H
BA 0
2
0
2
0
2
2
2
4442 πεπεπε
+−−∇−=
Función de prueba para el estado fundamental:
CLOA BBAA scsc 11 +=Φ
( )S+
=
12
1
( )S−
=
12
1
Integral de
solapamiento
S=0,59
τdssS BA11∫=
Valores de cA y cB que dan los mejores valores de
la función variacional
Φ+ cA= cB
Φ- cA= -cB
Φ+ Orbital molecular enlazante- Su energía es
menor que la del OA de partida
Φ- Orbital molecular antienlazante- Su
energía es mayor que la del OA de partida

( )
[ ]BABA ssss
S
12111
12
1 222
++
+
=Φ+
21sA1sB = densidad de solapamiento
El estado enlazante: El estado antienlazante:
( )
[ ]BABA ssss
S
12111
12
1 222
−+
−
=Φ−

Energía de los dos estados:
Calculado:
Re = 1,32 Å; De= 1,77 eV (171 kJ/mol)
Experimental:
Re = 1,06 Å; De= 2,6 eV
σg1s
σ∗
u1s
|E+-E1s|< |E--E1s|
E+
E-
Configuración electrónica del estado fundamental del H2
+: (σg1s)1 o
(1σg)1

OM para los estados excitados del H2
+:
BBAA scsc 22 +=Φ ( )
[ ]BA ss
S
22
12
1
+
+
=Φ+
( )
[ ]BA ss
S
22
12
1
−
−
=Φ−
Combinación lineal de OA 2sA y 2sB (*)
σg2s
σ∗
u2s
Orbital Orbital Orbital
Atómico Molecular Atómico
σ∗
u2s
σg2s
H H2
+ H
2s2s
La forma de los OM σ2s es similar a la de los σ1s . No obstante tiene superficies
internas nodales que provienen de las de los orbitales atómicos 2s de H
τdssS BA 22∫=

Combinación lineal de OA 2pzA y 2pzB (*)
2pzA 2pzB
σ∗
u2pz
σ g2pz
* realmente 2s y 2pz tienen la misma simetría, así
que pueden combinarse linealmente y los OM
generados tienen carácter de s y de p.

z
Combinación lineal de OA 2pxA y 2pxB
2pxA 2pxB
x
π∗
g2px
πu2px
Los OM de tipo π2px, tienen un plano nodal, YZ, que contiene al eje internuclear.
Los OM de tipo π2py, se obtienen utilizando 2py y son degenerados con π2px. Se
nombran conjuntamente como π2p. g y u hacen referencia a su comportamiento
respecto al centro de simetría.

Moléculas diatómicas homonucleares
Función de onda total del sistema:
Y = F1(1) F2(2) .... Fn(n)
¿Cómo son los OM, F1, F2, etc.? Similares a los obtenidos para H2
+, CLOA
de los átomos de partida.
Se utiliza : Principio de Aufbau
Principio de Máxima Multiplicidad
Principio de Exclusión de Pauli
Configuraciones electrónicas del estado fundamental
H2 : (σg1s)2 o también (1σg)2 He – no se forma molécula-
Diagrama de
niveles de energía
de OM

N2: [KK] (σg2s)2 (σ∗u2s)2 (πu2p )4(σ g2p )2
N2: [KK] (1σg)2 (1σ∗u)2 (1πu )4 (2σg)2
[KK] (1σ)2 (2σ∗)2 (1π )4 (3σ)2
O2: KK (σg2s)2 (σ∗u2s)2 (σ g2p )2(πu2p )4
(π∗g2p )2
O2: [KK] (1σg)2 (1σu∗)2 (2σg)2(1π u)4(1πg∗ )2
[KK] (1σ)2 (2σ∗)2 (3σ)2(1π )4(2π∗ )2
Nomenclatura de
OM de los átomos
separados.
Diagrama de
energía de los OM
Nomenclatura por
simetría
otras
HOMO
LUMO

Variación de la energía de los OM de las moléculas diatómicas homonucleares del segundo
periodo.
Orden de Enlace =( electrones en OM enlazantes – electrones en OM antienlazantes)/2

Moléculas diatómicas heteronucleares: La molécula de CO
Los OM se obtienen aplicando el principio variacional con funciones CLOA.
Aproximación en la que no se consideran los electrones internos (core), solo la capa de valencia
Solo los OA de energías razonablemente similares (e igual simetría) contribuyen
sustancialmente a un OM dado
Como E(C2s)≠ E(O2s), las constantes de la combinación lineal cC≠ cO
• La contribución del OA del elemento más electronegativo (más estabilizado)
es mayor en los OM enlazantes.
• La contribución del OA del elemento más electropositivo (menos estabilizado)
es mayor en los OM antienlazantes
sCcsOc CO 22 +=Φ
OM sigma enlazante polarizado
en el CO
OM sigma antienlazante polarizado en el CO

CO
No enlazante
No enlazante
AtkinsCO: 1σ2 2σ2 1π4 3σ2

HF
No enlazante
No enlazante
HF: 1σ2 2 σ2 1π4
Atkins

O2s
O2p
C2s
C2s
1σ
2σ∗
3σ
4σ∗
1π
2π∗
Energía
C CO O
H FH F
nº electrones de la capa de valencia=
6 (O) + 4 (C) = 10
nº electrones de la capa de valencia=
7 (F) + 1 (H) = 8
H1s
F2p
F2s
1σ
2σ
3σ∗
1π
Orden de enlace = (2-0) / 2 =1
Energía
Orden de enlace = (8-2) / 2 =3
Otros autores…..

Fuerzas intermoleculares
Dispersión, London, Dipolos transitorios
Dipolos permanentes

Puente hidrógeno: hidruros

Uniones quimicas

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Destacado

Destacado (20)

Similar a Uniones quimicas

Similar a Uniones quimicas (20)

Uniones quimicas