Uniones Químicas Iónicas Covalentes Metálicas

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

-

Cl Na Cl Na ⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡+⎯ →⎯+

••

••

••

••

+••

••

••

••

- 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 substanciaen 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 formalUniones químicasQuímica Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo

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 formalUniones químicasQuímica Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo

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 sp2

Hibridación spUniones químicasQuímica Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo

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-

Re

re

re

mhH

BA 0

2

0

2

0

22

2

4442 πεπεπε+−−∇−=

Función de prueba para el estado fundamental:

CLOA BBAA scsc 11 +=Φ

( )S+=

121

( )S−=

121

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 esmenor que la del OA de partida

Φ- Orbital molecular antienlazante- Suenergía es mayor que la del OA de partida


( ) [ ]BABA ssssS

12111121 222 +++

=Φ+

21sA1sB = densidad de solapamiento

El estado enlazante: El estado antienlazante:

( ) [ ]BABA ssssS

12111121 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

S22

121

++

=Φ+

( )[ ]BA ss

S22

121

−−

=Φ−

Combinación lineal de OA 2sA y 2sB (*)

σg2s

σ∗u2s

Orbital Orbital OrbitalAtómico 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 2pzBσ∗

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

xπ∗

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 energíade 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 polarizadoen 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∗

En

ergí

a


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

H1sF2p

F2s1σ

2σ

3σ∗

1π

Orden de enlace = (2-0) / 2 =1

En

ergí

a

Orden de enlace = (8-2) / 2 =3

Química Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo Uniones químicasOtros autores…..

Fuerzas intermoleculares

Dispersión, London, Dipolos transitorios

Dipolos permanentes






Puente hidrógeno: hidruros


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