ENLLAÇ QUÍMIC TEMA 3 PROF: José Mª Bleda IES “25 d’Abril” Alfafar

1. ENLLAÇ QUÍMIC TEMA 3 PROF: José Mª Bleda IES “25 d’Abril” Alfafar

2. PER QUÈ ES COMBINEN ELS ÀTOMS? • Un conjunt d’àtoms s’uneixen entre si per a formar un sistema més estable (mínima energia). • A l’aproximar dos àtoms entre si l’energia disminueix fins a un mínim (energia d’enllaç) a un distància ro (distància d’enllaç). • En unir-se, els àtoms adquireixen una configuració electrònica més estable de capes completes (regla de l’octet).

3. ENLLAÇ IÒNIC • Es produeix entre un Metall i un No metall. • Es forma per transferència d’electrons del Metall (forma un catió) al No Metall (forma un anió). NaCl NaCl – • La valència iònica o electrovalència és la càrrega que adquireix un àtom quan guanya o perd electrons per formar un ió més estable. • S’estableixen forces d’atracció i repulsió entre els ions arribant-se a una estructura simètrica, ordenada i tridimensional anomenada CRISTALL. • És un enllaç ADIRECCIONAL ja que un ió s’envolta d’ions de signe contrari.

4. XARXES CRISTAL·LINES • El tipus d’estructura que es forme dependrà de la relació de grandària i càrrega dels ions. • L’índex de coordinació és el nombre d’ions d’un signe que envolta a un ió de signe contrari. • La fórmula indica la proporció entre els ions per a que el cristall siga neutre (fórmula empírica) però no la quantitat. • Tipus de xarxes: • Cúbica centrada en les cares (NaCl; 6:6) • Cúbica centrada en el cos (CsCl; 8:8) • Tetraèdrica (ZnS; 4:4) • Fluorita (CaF2; 8:4) NaCl CsCl CaF2 ZnS

5. ENERGIA RETICULAR • L’energia reticular (U) és l’energia alliberada en el procés de formació d’un cristall a partir dels ions constituents en fase gasosa. Na+(g)+Cl-(g)  NaCl(s)+ U • Quan més gran siga U (en valor absolut) més estable serà el cristall. • Es calcula indirectament mitjançant el cicle de Born-Haber. ∆Hf (NaCl) = Esub (Na) + ½ Edis (Cl2) + EI1(Na) + EA1 (Cl) + U (NaCl) L’energia reticular és directament proporcional a les càrregues dels ions i inversament proporcional a la distància que les separa (suma del seus radis iònics). Exemple: Ca2+O2- > Na+Cl- > K+Br-

6. PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES IÒNIQUES • Sòlids durs i amb elevats punts de fusió: xarxa cristal·lina molt estable, cal trencar les nombroses unions per atracció electrostàtica entre els ions. A major Energia Reticular (U) majors seran la duresa i el punt de fusió. • Sòlids fràgils: al colpejar un cristall desplacem una fila i enfrontem ions de signe contrari que es repel·leixen. • No condueixen en estat sòlid: és un enllaç localitzat, ni els ions ni els electrons tenen mobilitat. • Condueixen fosos o en dissolució: els ions queden lliures, i al moure’s transporten la càrrega. • Són solubles en dissolvents polars (H2O): les molècules polars interaccionen elèctricament amb els ions de la xarxa fins separar-los, quan a passen a dissolució els ions s’envolten d’un cert nombre de molècules polars orientades. En aquest procés (solvatació o hidratació) cal vèncer l’energia reticular. Per tant a major U menor solubilitat. • Són insolubles en dissolvents apolars (CCl4): la interacció anterior no és possible.

7. ENLLAÇ METÀL·LIC • Es produeix entre metalls. • Formació: els àtoms metàl·lics perden els electrons de la capa de valència (tenen energies d’ionització baixes), convertint-se en cations. Els cations s’empaqueten ordenadament formant una estructura gegant (xarxa metàl·lica) en la que els electrons cedits estan en continu moviment i són compartits per tots els ions (núvol electrònic). • És un enllaç adireccional y deslocalitzat.

8. TEORIA DE BANDES Es basa en la Teoria dels orbitals moleculars: Quan 2 àtoms s’uneixen, els orbitals de la capa de valència es combinen per formar 2 orbitals nous que pertanyen a tota la molècula (enllaçant – de menor energia, antienllaçant – de major energia). Si es combinen N orbitals, s’obtenen N orbitals moleculars d’energia molt pròxima entre sí, constituïen el que s’anomena BANDA D’ENERGIA. Es genera una banda per cada orbital atòmic. Hi ha dos bandes importants: Banda de valència: ocupada pels electrons de la capa de valència. Banda de conducció: buida, per ella es poden desplaçar els electrons lliurement. Una substància condueix si a l’aplicar-li una diferència de potencial produïm el moviment dels electrons entre les bandes. Les bandes de valència i conducció poden estar més o menys separades energèticament (zona prohibida) donant lloc a: Conductors (a i b): poden tindre la banda de valència semiocupada (alcalins) o plena però solapada a la de conducció (alcalinoterris). Semiconductors (c): l’amplària de la zona prohibida no és gran i amb poca energia els electrons poden saltar a la banda de conducció. La conductivitat dels semiconductors augmenta amb la temperatura. Aïllants (d): la separació energètica entre les bandes de valència i conducció és prou gran.

9. PROPIETATS DELS METALLS • Són sòlids densos: hi ha un fort empaquetament d’àtoms. Com el volum atòmic disminueix al llarg d’un període, els metalls de transició tenen alta densitat. • Punts de fusió i ebullició alts: La força de l’enllaç és inversament proporcional a la grandària dels àtoms i directament proporcional al nº electrons de valència. Fe > Mg > Na > K • Es deformen sense trencar-se, són dúctils (facilitat per a formar fils) i mal·leables (facilitat per a formar làmines): no hi ha enllaços en una direcció determinada (adireccional), si es distorsiona l’estructura els electrons tornen a estabilitzar-la interposant-se entre els cations. • Bons conductors elèctrics: els electrons estan deslocalitzats i poden moure’s lliurement. La conductivitat disminueix a l’augmentar la temperatura ja que la vibració dels restes positius dificulta el moviment d’electrons. • Bons conductors tèrmics: les vibracions atòmiques es transmeten amb facilitat. • Tenen lluntor característic: la gran quantitat de nivells molt pròxims d’energia fa que els electrons capten i emetan fàcilment totes les radiacions. • No es dissolen en cap dissolvent però si que són solubles en estat fos amb altres metalls formant aliatges.

10. ENLLAÇ COVALENT • Es produeix entre dos elements d’electronegativitat elevada (No metall + No metall o l’hidrogen). Ex: H2, NH3, CO2 • Es forma per compartició de parells d’electrons: senzill, doble, triple. • Segons la diferència d’electronegativitat entre els àtoms enllaçats poden parlar de enllaç covalent apolar (àtoms igulas – N2) o polar (àtoms diferents – HCl). • Un cas especial és l’enllaç covalent datiu o coordinat en la que el parell d’electrons és aportat per només un dels àtoms que s’uneixen. Ex: NH4+, BF4-, H3O+ • Normalment la substància covalent formada és molecular però també es formen macromolècules (polímers) i cristalls atòmics (diamant, quars).

11. TEORIA DELS ORBITALS MOLECULARS(1932 Hund i Mulliken) Suposa que al unir-se dos àtoms els seus orbitals atòmics es combinen per a formar el mateix nombre d’orbitals moleculars que pertanyen a tota la molècula i on es situen els electrons dels àtoms enllaçats: • Enllaçant: de menor energia. • Antienllaçant: de major energia.

12. TEORIA DE L’ENLLAÇ DE VALÈNCIA(1929 Heitler i London) • Per a que dos àtoms s’enllacen els espins dels electrons d’enllaç han de ser antiparal·lels. • Covalència d’un àtom és el nombre d’enllaços covalents que pot formar i coincideix amb el nombre • d’electrons desaparellats o que pot desaparellar i • L’enllaç es forma per superposició d’orbitals atòmics i pot ser • Tipus sigma (σ): frontal (més fort) • Tipus pi (π): lateral (menys fort) • Si l’enllaç és simple només hi ha enllaç σ, si és múltiple hi ha enllaç σ i enllaç π

13. ESTRUCTURES DE LEWIS H2O H: 1s1 cov 1 O:[He] 2s2 2p4 cov 2 H O H H–O–H (compleix octet) PF3 P: [Ne] 3s2 3p3 F:[He] 2s2 2p5 cov 3 cov 1 F P F F–P–F(compleix octet) F F

14. ESTRUCTURES DE LEWIS PF5 P: [Ne] 3s2 3p3 cov 5 F:[He] 2s2 2p5 cov 1 F F F P F F–P–F (amplia octet) F F F F CO2 C:[He] 2s2 2p2 O:[He] 2s2 2p4 cov 4 cov 2 O C O O=C=O

15. ESTRUCTURES DE LEWIS (si compleix octet)

16. EXCEPCIONS A LA REGLA DE L’OCTET • Molècules am un Nº imparell d’electrons • Molècules deficitàries en electrons, perquè alguns dels seus àtoms (Be, B) no tenen els octets complets. • Octet expandit: alguns àtoms es poden envoltar de més de 8 electrons

17. RESSONÀNCIA Quan per a una mateixa molècula existeixen diversos esquemes d’aparellament electrònic (electrons deslocalitzats entre varis nuclis), aquesta es representa mitjançant varies estructures (ressonants), és un híbrid de ressonància. SO3 O O O S=O  S–O  S–O O O O C6H6 

18. GEOMETRIA MOLECULARTEORIA RPECV • Els parells d’electrons es disposen al voltant de l’àtom central de manera que experimenten la mínima repulsió entre sí. • La repulsió entre parells d’electrons no és equivalent. PS-PS > PS-PE > PE-PE La qual cosa determina el valor dels angles d’enllaç • Un doble enllaç ocupa aproximadament el mateix espai que un parell solitari.

19. GEOMETRIA MOLECULAR

20. GEOMETRIA MOLECULAR

21. PARÀMETRES MOLECULARS • Angle d’enllaç: si comparem els hidrurs. • al baixar en un grup disminueix la diferència d’electronegativitat (menys polar) i augmenta el volum, el electrons no compartits ocupen més espai i l’angle disminueix. NH3 > PH3 > AsH3 > SbH3 • Al llarg d’un període augmenta l’espai que ocupen els parells solitaris i l’angle disminueix CH4 > NH3 > H2O • Longitud d’enllaç: • Si augmenta la multiplicitat (doble o triple), l’enllaç és més fort i disminueix la longitud. CΞC < C=C < C-C • A l’augmentar el nombre atòmic i disminuir la diferència de electronegativitat (menys polar), augmenta la longitud d’enllaç HF < HCl < HBr < HI • Energia d’enllaç: Es una mesura de la fortalesa de l’enllaç. Al disminuir la longitud d’enllaç augmenta la seua energia.

22. CO2 BF3 CH4 H2O NH3 POLARITAT d+ d- H -----Cl • Enllaç polar: quan els àtoms enllaçats són distints, l’àtom més electronegatiu atrau amb major intensitat al parells d’electrons compartits, la distribució de càrrega no és simètrica, apareix una zona amb defecte de càrrega (δ+) i un altre amb excés (δ-) i es crea un dipol. • Moment dipolar: mesura la polaritat d’un enllaç, es defineix com el producte de la càrrega del dipol per la distància que separa els centres de càrrega. És un vector que va des de la càrrega + a la - μ=q·d • Molècules polars: quan una molècula té més d’un enllaç polar, la seua polaritat depèn de la seua geometria, calculem el moment dipolar total (suma dels moments dipolars de cada enllaç), de forma que si els seu valor és 0 la molècula és apolar. μmolècula = Σ μenllaços

23. HIBRIDACIÓ D’ORBITALS La teoria de l’enllaç de valència no explica correctament la geometria de moltes molècules. Per exemple la molècula de CH4 es formaria per les superposicions: C (2s) + H (1s)  orbital molecular σsense direcció C (2px) + H (1s)  orbital molecular σeix x C (2py) + H (1s)  orbital molecular σeix y C (2pz) + H (1s)  orbital molecular σeix z Els angles d’enllaç serien de 90º, però experimentalment saben que la geometria és un tetraedre amb angles de 109’5º. Per tal de justificar la geometria correcta utilitzem el mètode d’hibridació d’orbitals, que consisteix en la combinació lineal d’orbitals atòmics per obtenir uns nous orbitals híbrids (N orbitals atòmics formarien N orbitals híbrids) equivalents entre si en forma i energia. El tipus d’hibridació determina l’orientació dels orbitals híbrids i condiciona la geometria de la molècula.

24. Ejemplos TIPUS D’HIBRIDACIÓ

25. FORCES INTERMOLECULARS Són forces atractives de naturalesa elèctrica entre les molècules, són dèbils però nombroses, augmenten al disminuir la temperatura i determinen les propietats de les substàncies: estat d’agregació, punt de fusió, et. FORCES DE VAN DER WAALS: són forces adireccionals que actuen a curta distància. Forces dipol – dipol: entre les molècules polars hi ha forces atractives que tendeixen a orientar-les (part positiva d’un dipol amb la part negativa d’un altre dipol). Augmenten amb la polaritat. Forces de dispersió de London: com a conseqüència del moviment dels electrons es poden crear dipols instantanis que indueixen dipols en molècules veïnes. Aquests dipols fluctuen i apareixen en totes les molècules però augmenten amb la polaritzabilitat (facilitat per a dispersar els electrons) que depèn de la grandària i la massa molecular. I2 > Br2 > Cl2 > F2

26. FORCES INTERMOLCULARS ENLLAÇ D’HIDROGEN Quan l’àtom d’hidrogen està unit a àtoms molt electronegatius (F, O, N) el parell d’enllaç es troba molt desplaçat ca p a l’àtom i l’hidrogen queda pràcticament desproveït de càrrega negativa (quasi com un protó) i al ser molt menut s’acosta molt i atrau intensament el parell d’electrons solitaris dels àtoms d’altres molècules. δ+ δ- δ- Les temperatures d’ebullició anormalment elevades observades en NH3, H2O i HF s’expliquen per la formació d’enllaç d’H. Aquest enllaç també està present en nombrosos compostos orgànics: alcohols (ROH), àcids (RCOOH), amines (RNH2). Enllaç d’hidrogen > Forces dipol-dipol > Forces de London H2O > HCl > CH4

27. PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES COVALENTS