0 enllaç químic i propietats de les substàncies file0 introducció tipus d’enllaços químics...

Enllaç químic i propietats de les substàncies0

Introducció0

Per què s’uneixen els àtoms? Si en acostar-se dos àtoms assoleixen una situació de mínima energia es produeix l’enllaç químic, amb la qual cosa s’aconsegueix màxima estabilitat.

enllaç químic

mínima energia màxima estabilitat

Introducció0

Distància d’enllaç És la distància en què l’energia és mínima i, per tant, l’estabilitat molecular és màxima.

Introducció0

Octet electrònic Lewis proposa que l’estabilitat dels àtoms en l’enllaç s’obté quan els àtoms arriben a l’octet electrònic.

Octet electrònic

Configuració de gas noble (ns2 np6)

Introducció0

Tipus d’enllaços químics 1) Enllaç iònic: entre metall i no-metall.

- Metall: assoleix la configuració de gas noble perdent electrons (ió positiu)

- No-metall: assoleix la configuració de gas noble guanyant electrons (ió negatiu)

Introducció0

Exemple d’enllaç iònic:

NaCl:Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 —————> Na+: 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ————> Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 El sodi cedeix un electró al clor.

Altres exemples: MgCl2, MgS, FeCl3, CrCl2…

-1e-

+1e-

Introducció0

Tipus d’enllaços químics 2) Enllaç covalent: s’assoleix l’octet compartint electrons. Entre no-

metalls o entre un no-metall i l’hidrogen.

F2:F: 1s2 2s2 2p5 ——> F2 (comparteixen un parell de electrons)

Cada àtom de fluor comparteix un electró. Altres exemples: HCN, CCl4, O2, CO2, H2O, CH3-CH3…

Exemple d’enllaç covalent:

Introducció0

Tipus d’enllaços químics 3) Enllaç metàl·lic: els àtoms assoleixen la configuració de gas noble

en cedir els seus electrons de valència i convertir-se en cations, que formen una xarxa cristal·lina. Es dóna entre metalls.

Na:Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 ——> Na+: 1s2 2s2 2p6

Cada àtom de sodi cedeix un electró a la xarxa. Altres exemples: Mg, Fe, Ca, Cu…

Exemple d’enllaç metàl·lic:

Introducció0 Activitats

1. Quin tipus d’enllaç es formarà entre l’element A (Z = 14) i l’element B (Z = 35)?

2. Els nombres quàntics (n, l) de l’últim electró que completa la configuració electrònica, en el seu estat fonamental, dels elements A i B del sistema periòdic són, respectivament: (3,0) i (3,1). Indica raonadament: a. El tipus d’enllaç del compost A-A b. El tipus d’enllaç del compost A-B c. El tipus d’enllaç del compost B-B

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm

Enllaç iònic1

Enllaç iònic Consisteix en la unió de ions amb càrregues elèctriques oposades, per forces d’atracció electrostàtiques.

Enllaç iònic1 Xarxes iòniques cristal·lines

Xarxes cristal·lines Estructures ordenades on cada ió tendeix a envoltar-se d’un nombre determinat d’ions de signe contrari

índex o nombre de coordinació

Altres característiques de les xarxes iòniques és que són elèctricament neutres (mateix nombre de càrregues positives i negatives), compactes i formen una xarxa tridimensional.


NaCl:Índex de coordinació Cl-: 6 Índex de coordinació Na+: 6

CaF2:Índex de coordinació F-: 4 Índex de coordinació Ca2+: 8

ZnS:Índex de coordinació S2-: 4 Índex de coordinació Zn2+: 4

Enllaç iònic1 Energia de xarxa (reticular)

Energia reticular o energia de xarxa (UR)

Energia que s’allibera en el procés de formació de l’enllaç iònic a partir dels ions en estat gasós.

Com més gran sigui l’energia reticular, més estable serà la xarxa iònica.

catió(g) + anió(g) ————> xarxa cristal·lina(s)UR

Cicle de Born-Haber Ens permet calcular l’energia reticular d’un compost iònic.


3. Calcula l’energia reticular corresponent al NaCl sabent que en la seva formació a partir dels seus elements es desprenen 411 kJ/mol. Dades:ΔHsub (Na(s)) = 109 kJ/mol EINa = 494 kJ/molΔHdis (Cl2) = 244 kJ/mol AEcl = -348 kJ/mol


UR = - 411 - 109 - 494 - 244/2 - (-348) UR = -788 kJ/mol


PAU JUNY 2016


Equació de Born-Landé Ens permet fer un estudi qualitatiu dels valors de l’energia reticular de diferents cristalls.

Càrrega: com més gran sigui la càrrega del ions major serà l’energia de xarxa (en valor absolut)

Radi: com més gran sigui el radi del ions, menor serà l’energia de xarxa (en valor absolut)


4. Si es forma un compost iònic entre un catió A+ i un anió B-, raoneu com variaria l’energia de xarxa si introduïm els canvis següents: 1. Duplicar el radi de A+ 2. Duplicar la càrrega de A+ 3. Duplicar les càrregues de A+ i B- 4. Disminuir a la meitat els radis de A+ i B-

PAU SET 2015

Enllaç iònic1 Propietats dels compostos iònics


Punts de fusió i ebullició - Normalment sòlids a temperatura ambient. - Punts de fusió i ebullició alts (més alts quan major sigui el valor

d’energia reticular).


Solubilitat - Solubles en dissolvents polars. - Solvatació: el dissolvent interacciona amb els ions de la superfície del

cristall i es produeix la destrucció de l’estructura cristal·lina i la formació de la dissolució.


Conductivitat - Nul·la en estat sòlid. - Bons conductors quan estan fosos o en dissolució (càrregues en

moviment).


Duresa i fragilitat - Són durs (dificultat per ser ratllats) - Fràgils (fàcils de rompre)

Enllaç covalent2 Teoria de Lewis

Teoria de Lewis - l’enllaç covalent consisteix en la compartició d’un o més parells

d’electrons entre dos àtoms, amb l’objectiu d’assolir l’octet electrònic i, per tant, una estructura de gas noble.


Exemple: CH4, metà

CH4:C: 1s2 2s2 2p2 ——> 4e- de valència H: 1s1 ——> 1e- de valència

metà


Enllaços senzills i múltiples:Exemple: Cl2, O2, N2

Cl: [Ne] 3s2 3p5 ——> 7e- de valència O: [He] 2s2 2p4 ——> 6e- de valència N: [He] 2s2 2p3 ——> 5e- de valència

ordre d’enllaç: 1 ordre d’enllaç: 2 ordre d’enllaç: 3

5. Escriu l’estructura de Lewis de les molècules següents: • Aigua • Amoníac • Clorur d’hidrogen • Metà • Diòxid de carboni • Cianur d’hidrogen



Enllaços coordinat o datiu:Un element aporta el parell d’electrons i l’altre aporta un orbital buit per allotjar-los.

catió amoni

àcid nítricàcid nitrós

+ O2-


Excepcions a l’octet. Octet incomplet.

Beril·li. Pot formar únicament dos enllaços. Queda complet amb quatre electrons en la seva capa de valència.

Bor i alumini. En aquest cas els àtoms s’envolten de sis electrons en comptes de vuit. Elements del grup 13.


Excepcions a l’octet. Octet ampliat.

Compostos de sofre i fòsfor. Elements del tercer període i successius amb orbitals d disponibles.


6. Escriu l’estructura de Lewis del pentaclorur de fòsfor (PCl5)


Formes ressonants

Quan una molècula pot ser representada per més d’una estructura de Lewis diem que és una estructura ressonant. S’anomenen formes ressonants a cadascuna de les maneres de representar la molècula. La molècula es troba en realitat en un estat intermig anomenat híbrid de ressonància.

formes ressonants del ió carbonat

Enllaç covalent2

Geometria molecular

Teoria de repulsió de parells d’electrons de la capa de valència

Teoria de l’enllaç de valència

Existeixen dues teories per determinar com és la geometria d’una molècula

Enllaç covalent2 TRPECV

Teoria de repulsió de parells d’electrons de la capa de valència

Aquesta teoria es basa en el fet de que les molècules estables adquireixen l’orientació que provoca menor repulsió entre els parells d’electrons de la capa de valència.


Com podem arribar a la geometria molecular mitjançant la TRPECV

1 Dibuixam l’estructura de Lewis

2Comptam el nombre total de parells

d’electrons al voltant de l’àtom central.

*Els dobles i triples enllaços compten com un únic parell.

3 Identifiquem en l’estructura de Lewis els parells d’electrons no enllaçants i enllaçants.

4 Escollim la geometria ideal segons la taula.

4

3 enllaçants 1 no enllaçants


Taula. Geometria de la molècula esperada segons el nombre de parells d’electrons a la capa de valència de l’àtom central i el nombre d’aquests parells no enllaçants


Exemples

Lineal. Angle de 180º.

Molècula Estructura de Lewis Geometria molecular

BeCl2


Exemples

Triangular plana. Angle de 120º.


BF3


Exemples

Tetraèdrica. —> (piramidal trigonal, angular)


CH4

NH3

H2O


PAU SET 2013

PAU JUNY 2014

PAU JUNY 2013

Enllaç covalent2 TEV

Teoria de l’enllaç de valència Els enllaços covalents es formen per la superposició d’orbitals atòmics. Aparellament d’espins electrònics d’electrons situats en orbitals semiocupats.

Tipus de solapament

frontal: σenllaços simples

lateral: π enllaços dobles i triples sempre es dóna entre orbitals de tipus p


Exemple: H2

H: 1s1


σs-s

Exemple: H2

H: 1s1


Exemple: Cl2

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5


Exemple: Cl2

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

σp-p


Exemple: HCl

H: 1s1 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5


Exemple: HCl

H: 1s1 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

σs-p


Exemple: O2

O: 1s2 2s2 2p4


Exemple: O2

O: 1s2 2s2 2p4

σp-p


Exemple: O2

O: 1s2 2s2 2p4

σp-p

πp-p


Exemple: N2

N: 1s2 2s2 2p3


Exemple: N2

N: 1s2 2s2 2p3

σp-p


Exemple: N2

N: 1s2 2s2 2p3

σp-p

πp-p


Exemple: N2

N: 1s2 2s2 2p3

σp-p

πp-p

πp-p


Per explicar la geometria de moltes molècules cal considerar la combinació dels orbitals atòmics dels àtoms per formar nous orbitals atòmics que s’anomenen

orbitals híbrids.

orbital s orbital p híbrid sp


Hibridació sp (BeCl2)

+ =

BeCl2 Be: 1s2 2s2 Cl:1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Be:promoció hibridació

2s 2p 2s 2p sp p

orbital s orbital p 2 orbitals híbrids sp



Be

lineal (180º)



Be

σsp-p σsp-p

ClCl

lineal (180º)


Hibridació sp2 (BF3)BF3 B: 1s2 2s2 2p1 F: 1s2 2s2 2p5

B:promoció hibridació

2s 2p 2s 2p sp2 p

orbital s orbital p 3 orbitals híbrids sp2

+ + =

orbital p


Hibridació sp2 (BF3)

B

F

FF

σsp2-p

σsp2-p

σsp2-p

triangular plana (120º)


Hibridació sp3 (CH4)CH4 C: 1s2 2s2 2p2 H: 1s1

C:promoció hibridació

2s 2p 2s 2p sp3

+ + + =

orbital s orbital p 4 orbitals híbrids sp3orbital p orbital p


Hibridació sp3 (CH4)

tetraèdrica (109,5º)

σsp3-s

σsp3-s

σsp3-s

σsp3-s

Enllaç covalent2

PAU JUNY 2015

PAU JUNY 2013

TEV

Enllaç covalent2 Polaritat dels enllaços i les molècules

Polaritat dels enllaços

Enllaç covalent apolar: - Quan els àtoms tenen la mateixa electronegativitat. Enllaç covalent polar: - Quan els àtoms enllaçats de forma covalent tenen diferent

electronegativitat (com més gran sigui aquesta diferència, major serà la polaritat de l’enllaç)

Si la diferència d’electronegativitat és

superior a 1,7 es considera enllaç iònic


La separació de càrrega en una molècula crea un moment dipolar (μ) que es representa amb una fletxa que apunta en la direcció de l’element més electronegatiu.

Si μtotal = 0 —> apolar

Si μtotal ≠ 0 —> polar


És molt important tenir en compte la geometria de la molècula ja que el moment dipolar total (utotal) s’obté per composició vectorial dels moments dipolar associats a cada enllaç.

Enllaç covalent2

PAU JUNY 2012

PAU SET 2012

Enllaç covalent2

PAU JUNY 2009

Enllaç covalent2 Propietats dels compostos covalents

Propietats dels compostos covalents

1) Substàncies moleculars: Molècules entre les quals s’estableixen forces intermoleculars.

- A temperatura ambient poden ser sòlids, líquids o gasos en funció de la seva massa molecular.

- En general, punts de fusió i ebullició baixos. - Tous - No condueixen el corrent amb l’excepció del composts polars en

dissolució aquosa. - Les molècules apolars es dissolen en dissolvents apolars com el benzé

o el tetraclorur de carboni. Les molècules polars es dissolen en dissolvents polars com l’aigua.


massa molecular +- gas líquid sòlid

força enllaç intermolecular +-major punt de fusió i ebullició

menor punt de fusió i ebullició

estat

punt de fusió i ebullició


Propietats dels compostos covalents

2) Xarxes covalent: Estan units per enllaços covalents formant un entramat tridimensional. Exemples: diamant, grafit i SiO2.

- Sòlids a temperatura ambient. - Molt durs. - Alt punt de fusió. - Insolubles en tot tipus de dissolvents. - Mals conductors (excepte el grafit).

Enllaç covalent2 Forces intermoleculars

Forces intermolecularsForces d’atracció molt febles que es donen entre molècules. Determinen moltes de les propietats físiques de les substàncies com per exemple el punt de fusió i ebullició.

1) Forces de Van der Waals1) Dipol - dipol 2) Dipol - dipol induït 3) Dipol instantani - dipol induït (forces de London)

2) Pont d’hidrogen


Dipol - dipol

Es produeixen entre molècules polars (dipols). Les molècules es disposen de forma que l’extrem negatiu d’un dipol es situa el més a prop possible de l’extrem positiu de l’altre. Com més gran sigui la polaritat de la molècula major serà la força d’atracció entre dos dipols.

dipol dipol


Dipol - dipol

Exemple: àcid clorhídric


Dipol - dipol induït

Entre una molècula polar i una molècula apolar. Quan una molècula polar s’aproxima a una apolar, pot induir un desplaçament del núvol electrònic i, per tant, induir-hi una certa polaritat.

dipol dipol induïtpolar apolar


Dipol instantani - dipol induït

Entre dues molècules apolars. El moviment de electrons pot generar un moment dipolar instantani que afecta a les molècules contigües (dipol induït). És la força intermolecular més dèbil.

apolarapolar dipol induïtdipol instantani


Dipol instantani - dipol induït

Exemple: gasos nobles


Pont d’hidrogen

Entre un àtom d’hidrogen d’una molècula i un àtom molt petit i molt electronegatiu d’una altra. De totes les forces intermoleculars, és la més forta. Per tant, major punt de fusió i ebullició que molècules semblants que no formen enllaç d’hidrogen.

H - O H - F H - N

àtom molt electronegatiu i molt

petit


Pont d’hidrogen


Pont d’hidrogenAigua


Pont d’hidrogenDNA

Enllaç covalent2

PAU JUNY 2015

PAU JUNY 2014

Enllaç covalent2

PAU SET 2014

PAU SET 2013

Enllaç metàl·lic3

Enllaç metàl·lic Es dona entre àtoms d’elements metàl·lics. A temperatura ambient es troben en estat sòlid amb l’excepció del mercuri. Presenten una elevada conductivitat que s’explica segons dos models teòrics:

- Teoria del núvol electrònic - Teoria de bandes

Enllaç metàl·lic3 Teoria del núvol electrònic

Teoria del núvol electrònic

- Cada àtom està ionitzat (en forma de catió) - Els electrons tenen llibertat de moviment (elevada conducció elèctrica i

tèrmica) - Els ions positius es disposen en forma de xarxa cristal·lina.

Enllaç metàl·lic3 Teoria de bandes


Teoria del bandes

- La idea clau consisteix en formar orbitals moleculars a partir de la suma de tots el orbitals atòmics del àtoms que s’enllacen.


Teoria del bandes


Teoria del bandes

Conductor amb capa de valència plena. exemple: Mg

Conductor amb capa de valència semiplena. exemple: Na

Aïllant: banda de valència i de conducció separades per una energia elevada ex: xarxes covalents (diamant)

Semiconductor: banda de valència i de conducció separades per poca energia. Exemple: Cd

Enllaç metàl·lic3 Propietats dels composts metàl·lics

Propietats dels composts metàl·lics

- Formen xarxes cristal·lines metàl·liques.

Enllaç metàl·lic3 Propietats dels composts metàl·lics

Propietats dels composts metàl·lics

- Conductivitat tèrmica i elèctrica elevada: es deu a la gran mobilitat dels electrons de valència.

- Deformabilitat: qualsevol pla es pot desplaçar sense que quedin enfrontats els cations.

- Punt de fusió elevat: formen xarxes metal·liques que s’han de rompre.

- Densitat elevada: són molt compactes.

- Emissió d’electrons (efecte fotoelèctric): com a conseqüència de la llibertat de moviment que presenten els electrons a la xarxa metàl·lica.

0 enllaç químic i propietats de les substàncies file0 introducció tipus d’enllaços químics...

Documents