Unitat 8-Enllaços Químics PDF

Preview

Summary

Resum del tema 8 dels enllaços químics...

Description

Unitat 8: Enllaços químics 1.-Introducció L’enllaç químic és una unió entre àtoms. Les forces que actuen són de tipus elèctric. En general, els elements busquen, quan formen ions, tenir configuració de gas noble. Hi ha dos tipus d’enllaç : -Intramoleculars: són els que formen les unitats d ela substància. --Iònic: M + NM --Covalent: NM + NM --Metàl·lic: M + M -Intermoleculars: són entre molècules i els causants de l’estat sòlid. Es formen enllaços tant en les substàncies simples com en les compostes. Les úniques substàncies monoatòmiques són els gasos nobles. A nivell senzill representem els enllaços amb estructures Lewis. Basat en representar els àtoms amb tants punts o creus com e- tinguin a la capa de valència. En una xarxa, l’ió s’envolta del màxim possible de la càrrega oposada. Els ions busquen la màxima complexitat. Hi ha diversos tipus d’estructures, en funció de: -La proporció d’ions a la xarxa (fórmula) -La mida relativa dels ions 1.1.-Per què s’uneixen els àtoms? Els gasos nobles són dels pocs elements que podem trobar en forma d’àtoms independents. Els àtoms s’uneixen perquè així es crea una situació més estable, d’energia més baixa, que la dels àtoms per separat.

L’electronegativitat mesura la tendència d’un àtom a atreure els electrons quan s’enllaça amb altres àtoms. Per mesurar l’EN s’utilitza l’escala de Pauling. L’EN dels elements que s’uneixen ens permet preveure el tipus d’enllaç que es formarà. 2.-Enllaç iònic (NM + M) Unió de metall (electropositiu) i no-metall (electronegatiu). Tenen electronegativitats molt diferents. El metall actua amb la valència més baixa i cedeix els e- de la última capa al no-metall. Es formen ions de signe contrari (catió i anió) que s’atrauen i formen una xarxa cristal·lina. 2.1.-Xarxes cristal·lines iòniques Els ions formen agrupacions geomètriques regulars de manera que les forces d’atracció siguin màximes i les de repulsió siguin mínimes. Energia reticular: és l’energia alliberada quan es forma la xarxa a partir dels ions separats. Índex de coordinació: és el nombre d’ions d’un signe que n’envolten un del signe contrari al seu entorn més proper. 2.2.-Propietats dels compostos iònics -Sòlids a temperatura ambient -Punt de fusió i ebullició alts: forces electrostàtiques entre ions són molt elevades i es necessita molta energia per trencar l’estructura. -Duresa mitjana: les xarxes són molt compactes i en general presenten una gran resistència a ser ratllades. -Fràgils: Si s’aplica una força exterior es produeix un lliscament d’ions, es desplacen i s’encaren amb ions del mateix signe, la repulsió fa que es separin trencant el cristall. -Són solubles en dissolvents polars (aigua, amoníac,...): els ions estableixen forces elèctriques amb les molècules d’aigua, les quals compensen les forces entre els ions. Els ions se solvaten: s’envolten de molècules d’aigua.

-Conductivitat elèctrica: no condueixen l’electricitat en estat sòlid, però si fosos o dissolts en aigua. En estat sòlid els ions no es poden moure, en canvi, si la substància està fosa o dissolta, els ions es poden moure lliurement i per tant, conduir l’electricitat. 3.-Enllaç metàl·lic (M + M) Es forma entre àtoms d’elements metàl·lics que presenten baixa electronegativitat i formen cations amb facilitat. 3.1.-Model del núvol d’electrons -Els àtoms cedeixen e- i formen cations  empaquetaments compactes -Els e- estan deslocalitzats entre els nuclis. -Els e- actuen com un ciment electrònic i donen cohesió a l’estructura cristal·lina metàl·lica. 3.2.-Propietats dels compostos metàl·lics -Són sòlids a temperatura ambient (excepte Hg) -Densitat elevada: empaquetaments compactes. -Punt de fusió i ebullició alts: força cohesió entre nuclis. -Duresa mitjana: oposició a ser ratllats. -No són fràgils -Insolubles: només si reaccionen amb àcids. -Bons conductors de l’electricitat: electrons deslocalitzats lliures. I de la calor: transmissió de vibracions tèrmiques en la xarxa. -Lluentor característica: els electrons emeten radiacions de la mateixa freqüència que la llum incident. -Deformables (dúctils i mal·leables): es deformen sense canviar la seva estructura. 4.-Enllaç covalent (MN + NM)

Es forma entre àtoms d’elements no metàl·lics (EN). Els àtoms comparteixen un o més parells d’electrons i així adquireixen l’estructura electrònica de gas noble. València covalent: és el nombre d’e- que comparteix un àtom. Longitud d’enllaç: és la distància òptima entre nuclis de forma que l’Ep elèctrica emmagatzemada, sigui mínima. 4.1.-Model de Lewis per a molècules

El model de Lewis no explica la geometria de les molècules. 4.1.1.-Excepcions de la regla de l’octet a) Molècules on algun àtom no completa l’octet. Passa sovint amb elements del grup 13. b) Molècules on algun àtom té més de 8 e-. Expansió de l’octet. Sovint passa amb elements a partir del període 3, on hi ha orbitals d accessibles. 4.1.2.-Enllaç covalent datiu En alguns casos un mateix àtom aporta els dos electrons a compartir. Es pot representar com una fletxa des de l’àtom donador cap a l’acceptor. 4.1.3.-Estructures ressonants De vegades, una estructura de Lewis no explica les dades experimentals. Diem, per fer correspondre, les dades experimentals amb les estructures de Lewis que la molècula és un híbrid de ressonància de dues estructures. 4.1.4.-Construcció d’estructures de Lewis complexes Amb les següents normes es poden construir estructures de Lewis sense pensar si hi ha enllaços datius: 1) Es dibuixa l’esquelet de la molècula. 2) Es conta el nombre total d’e- de valència, considerant la càrrega elèctrica. I es calcula el nombre de parells d’e-.

3) Es distribueixen els e-, segons la regla de l’octet. Observacions: -L’O tendeix a fer enllaços dobles. -Elements del 3er període o majors poden expandir l’octet 4.2.-Caraterístiques de l’enllaç covalent a les molècules Dades que podem obtenir de l’estructura de les molècules: -Entalpia d’enllaç: és l’energia mitjana alliberada quan es forma un mol d’enllaços. Coincideix amb l’energia necessària per trencar un mol d’enllaços. -Longitud d’enllaç: és la distància mitjana entre els nuclis dels àtoms. Com més curta sigui, més petit serà la molècula. -Angle d’enllaç: és l’angle mitjà hipotètic entre el nucli de l’àtom central de la molècula i el nucli de l’àtom enllaçat. Amb la tècnica de difracció de raigs X podem conèixer longituds i angles d’enllaç. -Polaritat dels enllaços covalents: si els àtoms units per un enllaç covalent tenen diferent EN, la densitat electrònica es concentra al voltant de l’àtom més EN. El grau de polarització d’un enllaç es mesura amb una magnitud vectorial, el moment dipolar (μ). Dipol: és un sistema neutre de dues càrregues de signe oposat i amb igual magnitud, properes entre si. Si la diferència d’EN entre els àtoms enllaçats és molt grans, els electrons ja no es comparteixen i es forma un enllaç iònic.

Una molècula amb enllaços polars pot ser: -Apolar: si les forces elèctriques s’anul·len entre si. -Polar: si hi ha força elèctrica neta. Molècula = dipol

Caràcter iònic parcial: un enllaç iònic pot considerar-se com un enllaç covalent entre àtoms d’EN molt diferents. La diferència entre els àtoms a enllaçar ens marca el caràcter iònic o covalent d’un enllaç. 4.3.-Geometria molecular Teoria RPECV (repulsió entre els parells d’e- de la capa de valència) permet saber la forma geomètrica de les molècules. Es considera fora del model de Lewis. Els parells d’e- al voltant de l’àtom central es disposen a l’espai de manera que la repulsió entre ells sigui mínima. 5.-Forces intermoleculars Són forces d’atracció que s’estableixen entre molècules o àtoms. Existeixen en estat sòlid, gasós i líquid. Són forces d’abast molt curt i més febles que la resta dels enllaços. Quan el compost es troba en estat sòlid, les forces de Van der Waals són més fortes. Tres tipus: -Forces dipol-dipol (+++): Les molècules polars es comporten com dipols elèctrics permanents i s’estableix una atracció electrostàtica entre elles. S’orienten – amb + i s’alineen les molècules. -Forces dipol-dipol induït (+) (comés entre molècules de substàncies diferents): una molècula polar pot provocar l’aparició d’un dipol induït en una molècula apolar i s’estableix una feble atracció electrostàtica entre elles. -Forces dipol instantani-dipol induït (-): entre molècules apolars o gasos nobles. Com els e- es mouen, hi ha instants en que la distribució de la càrrega no és simètrica: és forma un dipol instantani. El qual, pot induir un dipol en una molècula veïna. Són forces fructuals. Són febles, però més intenses quan: a) més e- hi ha a l’àtom b) més gran sigui la partícula 5.1.-L’enllaç d’hidrogen És un cas extrem de força dipol-dipol. (+++++). Es forma amb molècules polars d’H enllaçades a F, O o N. L’enllaç d’H té, aproximadament el 5% de la

força d’un enllaç covalent. L’enllaç d’H explica els alts punts de fusió i ebullició de substàncies que l’estableixen respecte substàncies anàlogues del mateix grup. 6.-Propietats de les substàncies amb enllaç covalent Cal tenir en compte: 1) Si es tracta de molècules polars (+) o apolars(-). 2) Si existeixen ponts d’H (++) 3) La massa molecular (si augmenta la massa de la molècula, les forces intermoleculars són més intenses) 6.1.-Propietats de les substàncies moleculars Entre molècules, formen enllaços covalents El valor de les propietats depèn de la intensitat de les forces intermoleculars. -Punts de fusió i ebullició baixos: forces intermoleculars generalment febles -Tous i fràgils: forces intermoleculars febles. -Poc conductors de la calor i corrent elèctric: no hi ha moviment dels electrons. -Solubilitat: semblant dissol a semblant 6.2.-Propietats de les substàncies covalents atòmiques Entre àtoms sense formar molècules, estructures 3D, no formen forces intermoleculars. Ex: C (diamant, grafit) SiO2 i SiC -Punts de fusió i ebullició alts: han de trencar enllaços covalents molt forts. -Durs (excepte el grafit) -Fràgils -No són conductors de la calor ni de l’electricitat -No són solubles

6.3.-Al·lotropia És la facultat que tenen certes substàncies d’existir amb estructures diverses que presenten propietats físiques diferents. Són substàncies al·lòtrops: carboni (diamant, grafit...), Fòsfor (blanc, vermell, violeta, negre...)...