2.-conceptes previs 2.1.-estructura de l’Àtom 2.1.1.- … · 2013-10-27 · orbitals d’igual...
TRANSCRIPT
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
8
2.-CONCEPTES PREVIS
Abans de tot, és convenient explicar alguns conceptes de química que seran d’utilitat a
l’hora d’exposar les reaccions d’oxidació-reducció, conceptes clau en el
desenvolupament d’aquest treball.
2.1.-ESTRUCTURA DE L’ÀTOM
2.1.1.- Conceptes bàsics
Per començar, a continuació hi ha algunes definicions que ens seran d’ajuda de cara
a entendre tot el treball:
-Nombre atòmic (Z): és el nombre de protons que té un àtom. Si l’àtom és neutre,
voldrà dir que coincideix amb el nombre d’electrons.
-Nombre màssic (A): és el nombre de protons i neutrons que hi ha en el nucli. La
massa de l’àtom només ve donada per protons i neutrons, ja que els electrons tenen
una massa negligible.
-Isòtops: són àtoms d’un mateix element amb diferent nombre de neutrons en el
nucli, i, per tant, diferent nombre màssic.
-Ions: són àtoms amb càrrega elèctrica. Això es deu a un canvi en la quantitat
d’electrons (protons no, ja que els protons son els que determinen l’element de
l’àtom). Poden ser cations (ió positiu a causa d’una pèrdua d’electrons) o anions (ió
negatiu a causa d’un augment del nombre d’electrons).
-Nombre de valència: és el nombre d’electrons a l’última capa d’un àtom.
2.1.2- Teoria de l’àtom al llarg de la història
-Model atòmic de Dalton (1808): El científic anglès Dalton deia que la matèria
estava constituïda per àtoms, que eren indivisibles, i que no es modificaven en les
reaccions químiques. També deia que els àtoms d’un mateix element eren iguals,
cosa que és fals.
Tot i així, també va dir que els àtoms d’elements químics diferents eren diferents, i
que els compostos es formaven per la unió de diferents àtoms, la qual cosa és cert.
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
9
-Model atòmic de Thomson (1904):
Thomson va fer un petit avenç en la
química demostrant l’existència
d’electrons, que es podien obtenir en
les descàrregues elèctriques de gasos.
Tot i així, es pensava que l’àtom era
elèctricament neutre sempre, i que era
compacte, cosa que no és cert.
Thomson s’imaginava un àtom com
una bola, amb els electrons enganxats
al que és l’àtom, i el nucli, junt amb
els electrons.
-Model atòmic de Rutherford
(1911): Ernest Rutherford, guanyador
del Premi Nobel de Química el 1908,
va demostrar que els àtoms no eren
compactes a partir d’un experiment:
va llançar partícules α de càrrega
positiva (nuclis d’heli) sobre una
làmina d’or molt fina.
En la foscor, les partícules brillaven, i
es podia observar que la gran majoria
travessaven la làmina, desviant-se, sovint de la seva trajectòria, mentre que una
molt baixa proporció rebotaven. Així, també va descobrir el nucli atòmic.
A partir d’aquest experiment va idear el seu model atòmic, que consistia en un nucli
esfèric amb electrons girant al voltant, que, a diferència del model actual, tenia les
òrbites descrites pels electrons circulars. Així, s’explica que moltes partícules es
desviessin: les partícules impactaven amb el nucli, que, al ser esfèric, la trajectòria
de la partícula al xocar
variava segons on impactés del nucli, ja que xocava amb un angle diferent cada
vegada.
Imatge del model atòmic de Thomson
Imatge del model atòmic de Rutherford
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
10
-Teoria de Bohr (1913): aquest Premi Nobel de Física va basar la seva teoria en
les radiacions emeses per un element en estat gasós, quan se li comunica prou
energia: els espectres atòmics.
Aquestes ones electromagnètiques s’emeten al escalfar suficientment un àtom o
sotmetre’l a una descàrrega elèctrica suficientment gran, de manera que l’últim
electró de l’àtom guanya prou energia com per pujar a un nivell d’energia superior.
Quan l’àtom perd aquesta energia i l’electró que ha pujat un nivell es “calma”, aquest
torna a baixar a seu nivell inicial. Llavors, l’energia que li havia permès pujar de
nivell la segueix tenint, i l’allibera en forma d’ona electromagnètica, o espectre
atòmic.
Bohr va dividir la seva teoria
en 3 parts, anomenats els
Postulats de Bohr:
1.-Els electrons es mouen al
voltant del nucli en certes
òrbites, en un determinat
nivell, i li correspon un nivell
d’energia determinat.
2.-Aquestes òrbites són
estacionàries , és a dir, un
electró situat a una d’elles no
perd energia.
3.-Quan un electró cau d’un nivell superior a un d’inferior (de menys energia), perd
l’energia que li sobra en forma de fotó.
2.1.3- Nombres quàntics i configuració electrònica
Els nombres quàntics són quatre nombres que descriuen el comportament d’un
electró concret a dins d’un àtom. Consisteixen de quatre nombres els quals, cada
un, descriu característiques diferents del comportament dels electrons en els àtoms:
1.-Nombre quàntic principal (n): aquest nombre ens dóna informació sobre
l’energia de l’electró i la seva distància respecte el nucli. Dit d’una altra manera, és
el nivell d’energia en què es troba l’electró. Hi ha set nivells d’energia a qualsevol
Model atòmic de Bohr
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
11
àtom, on s’hi disposen els electrons. D’aquesta manera, aquest nombre pot prendre
set valors diferents:
n=1,2,3,4,5,6,7
A cada nivell d’energia augmenta el nombre d’electrons que hi poden haver. Per
saber el nombre d’electrons que va a cada nivell s’utilitza l’expressió: 2n2 :
Si n=1�2e-
Si n=2�8e-
Si n=3�18e-
Si n=4�32e-
Si n=5�50e-
Si n=6�72e-
Si n=7�98e-
2.-Nombre quàntic secundari (l): primer de tot cal destacar que a cada nivell
d’energia hi ha subnivells d’energia, anomenats orbitals atòmics. Aquests orbitals
són superfícies imaginàries on hi ha la màxima probabilitat de trobar un electró.
Mentre que el nombre quàntic principal ens indica el nombre de subnivells que hi
ha a cada nivell (n=1 �1 subnivell, etc.), el nombre quàntic secundari ens indica la
forma de l’orbital i l’energia de cada nivell.
Els valors d’aquest nombre oscil·len entre 0 i n-1, i, per causes històriques,
depenent del valor, se’l designa amb una lletra diferent, simbolitzant la forma de
l’orbital:
Si n=1: l=0 (s)
Si n=2: l=0 (s) i l=1 (p)
Si n=3: l=0 (s), l=1 (p) i l=2 (d)
Si n=4: l=0 (s), l=1 (p), l=2 (d) i
l=3 (f)
Cal destacar que no hi ha cap electró de cap element de la taula periòdica que
estigui a l=4, ja que requereix molta energia mantenir-lo. D’aquesta manera, encara
que a nivells més grans (n=5, n=6 i n=7) hi càpiguen més electrons, mai s’ompliran
del tot.
3.-Nombre quàntic magnètic (ml): aquest nombre ens indica l’orientació espacial
de l’orbital de l’electró, és a dir, la seva posició. El nombre pren els valors
compresos entre -l i +l:
ml= -l...0...l
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
12
Aquests valors ens indiquen, tal com hem dit, l’orientació de cada orbital, on, cada
valor, és una posició diferent de cada orbital. D’aquesta manera, també podem
veure el nombre d’orbitals que hi ha.
Si l=0: ml=0 � 1 orbital (s)
Si l=1: ml= -1,0,1 � 3 orbitals (p)
Si l=2: ml= -2,-1,0,1,2 � 5 orbitals (d)
Si l=3: ml= -3,-2,-1,0,1,2,3 � 7 orbitals
(f)
4.-Nombre quàntic d’Spin (ms): en cada orbital hi ha dos electrons que giren en
sentit contrari, sobre ells mateixos. Aquest nombre indica el sentit dels dos
electrons, els quals, un és contrari a l’altre: ms=1/2 i -1/
Aquests dos nombres, sempre iguals en tots els orbitals, s’anomenen spins
antiparal·lels entre ells.
Havent explicat els quatre nombres quàntics, podem deduir que el nombre
d’electrons que té cada nivell ve donat pel nombre d’orbitals que hi ha, ja que cada
orbital conté dos electrons. Així, per exemple sabem que el nivell n=1 conté 2
electrons ja que només té un orbital (s) (l=0); o que el nivell n=4 conté 32 electrons
ja que té 7 orbitals (f) (l=3), 5 orbitals (d) (l=2), 3 orbitals (p) (l=1) i 1 orbital (s)
(l=0), de manera que en total té 16 orbitals amb dos electrons cada un, és a dir, 32
electrons.
La configuració electrònica és la representació de la situació dels electrons a les
orbitals del voltant d’un àtom en un moment determinat. El més freqüent és que es
representin les configuracions de l’estat fonamental de l’àtom.
5.-Principi de la
mínima energia: els
electrons es van situant
en els orbitals de menys
energia disponible. El
Diagrama de Moeller és
una regla que ens mostra
l’ordre d’ompliment dels
orbitals.
Diagrama de Moeller
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
13
6.-Principi d’exclusió de Pauli: aquesta regla diu que dos electrons d’un mateix
àtom no poden tenir els 4 nombres quàntics iguals, és a dir, dos electrons mai
estaran a la mateixa posició. Això és així, ja que, encara que estiguin en el mateix
orbital, estaran en sentit contrari, de manera que el nombre quàntic d’Spin és
diferent.
Per exemple, 1s conté només un orbital, de manera que hi caben dos electrons:
1s1: m=1, l=0, ml=0 i ms=1/2
1s2: m=1, l=0, ml=0 i ms= -1/2
Com podem veure, els dos electrons no tenen els 4 nombres quàntics iguals.
7.-Principi de la màxima multiplicitat de Hund: aquesta regla afirma que els
electrons tenen tendència a estar el màxim de desaparellats possible, és a dir, en
orbitals diferents. També diu que tenen tendència a estar en spins paral·lels i en
orbitals d’igual energia entre ells.
Per exemple, sabem que 2p conté tres orbitals d’igual energia, de manera que hi
caben sis electrons. Si només n’hi posem dos, no es posaran els dos en la mateixa
orbital, sinó que es posaran en dues orbitals diferents, les més separades l’una de
l’altra, i amb spin paral·lel.
Cal destacar que el nombre d’oxidació d’un element ve donat pel nombre
d’electrons desaparellats que tenen.
8.-Regla de l’octet: aquesta famosa regla diu que els àtoms d’un element tendeixen
a aconseguir la configuració de gas noble (complir la regla de l’octet). Per
aconseguir-ho, els àtoms perden o guanyen electrons, convertint-se en ions.
La configuració de gas noble és la que té 8 electrons a l’últim nivell, és a dir,
l’últim nivell ple, de manera que aconsegueix una gran estabilitat. Aquesta
configuració ha d’acabar en ns2 np
6, on n és un nivell.
2.1.4- Taula Periòdica dels Elements Químics
La Taula Periòdica és una representació gràfica de tots els elements químics
coneguts. Fins a l’actualitat hi ha hagut diversos models, i la seva evolució està
completament lligada a l’avanç de la física i la química.
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
14
El primer intent de distribució dels elements són les anomenades Tríades de
Döbereiner, l’any 1817, en què s’agrupen els elements en funció de les masses
atòmics o nombres màssics de l’element. Aquest químic alemany es va adonar de
que alguns elements agrupats de tres en tres guardaven una relació gradual del
primer a l’últim. La gran relació que hi havia en les tríades era que si es feia la
mitjana aritmètica dels nombres màssics del primer i últim element de la tríada,
donava el nombre màssic del segon element. Al 1850 ja havia descobert 20 tríades
diferents.
Imatge Tríades de Döbereiner
El 1864, Chancourtois, un
geòleg i mineralogista
francès, va construir
l’anomenat caragol
tel·lúric, en el qual els
elements coneguts fins
llavors es disposaven per
ordre creixent de les
masses atòmiques, al llarg
d’un espiral envoltant un
cilindre vertical, de manera
que els elements que
estaven un a sobre de l’altre, tenien propietats semblants.
Ho va fer de manera que una volta de l’espiral equivalgués a una diferència del
nombre màssic de 16 unitats. Tot i així, va rebre poca atenció.
Imatge del caragol tel·lúric de Chancourtoi
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
15
Aquest mateix any, el químic anglès Newlands va observar que al ordenar els
elements segons la massa atòmica, sense comptar l’hidrogen i l’heli, que encara no
havien estat descoberts, el vuitè element (sodi), tenia propietats amb el primer (liti),
el novè (magnesi) amb el segon (beril·li), i així successivament; és a dir, cada vuit
elements, les propietats es repetien. Ho va anomenar les Lleis de les octaves.
També es coneixen com a les octaves de Newlands. Malgrat tot, les octaves
deixaven de funcionar a partir del clor.
Uns anys més tard, al 1869, el químic rus Dmitri Mendeléyev, junt amb el químic
alemany Julius Lothar Meyer, va dur a terme un nou model d’ordenació dels 63
elements coneguts fins llavors, seguint uns criteris determinats: van ordenar els
elements per ordre creixent de la massa atòmica, els van classificar en grups i
períodes diferents de manera que en el mateix grup tenien propietats semblants.
Mendeléyev ja sabia que faltaven elements per descobrir, de manera que va deixar
espais en blanc a la taula, on hi faltaven elements, arribant a descobrir propietats
d’elements encara no coneguts, com ara el germani. Malgrat tot, no quadrava a la
perfecció, i va acabar creient que algunes masses atòmiques estaven mal calculades.
Imatge de la taula Periòdica Mendeléyev
Treball de Recerca de Batxillerat
La Taula Periòdica actual és un sistema amb el qual es classifiquen els elements
d’esquerra a dreta i de dalt a baix, per ordre creixent del nombre atòmic.
S’estructura en 18 files vertical
horitzontals, anomenades períodes. També cal destacar que els elements es separen
en 4 grans blocs (s, p, d
Grups: tal i com ja hem dit, hi ha 18 grups, que són les files verticals. Tots els
elements d’un mateix grup tenen la mateixa valència, a més a més d’una
configuració electrònica semblant. Això fa que tinguin propietats semblants, ja que,
tal i com ja sabem, la valència és el nombre d’electrons que hi ha a l’última capa,
que és el que determin
la mateixa valència, tenen el mateix nombre d’electrons a l’última capa, fent que
tinguin propietats semblants.
Els grups són els següents:
- Grup 1: Alcalins
- Grup 2: Alcalinoterris
- Grup 3: família de l’Escandi
- Grup 4: família del Titani
- Grup 5: família del Vanadi
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013
16
La Taula Periòdica actual és un sistema amb el qual es classifiquen els elements
d’esquerra a dreta i de dalt a baix, per ordre creixent del nombre atòmic.
S’estructura en 18 files verticals, anomenades grups o famílies, i 7 files
horitzontals, anomenades períodes. També cal destacar que els elements es separen
d i f).
Taula periòdica dels elements químics
tal i com ja hem dit, hi ha 18 grups, que són les files verticals. Tots els
ts d’un mateix grup tenen la mateixa valència, a més a més d’una
configuració electrònica semblant. Això fa que tinguin propietats semblants, ja que,
tal i com ja sabem, la valència és el nombre d’electrons que hi ha a l’última capa,
que és el que determina en gran part les propietats dels elements. Per tant, si tenen
la mateixa valència, tenen el mateix nombre d’electrons a l’última capa, fent que
tinguin propietats semblants.
Els grups són els següents:
3: família de l’Escandi
Grup 4: família del Titani
Grup 5: família del Vanadi
- Grup 6: família del Crom
- Grup 7: família del Manganès
- Grup 8: família del Ferro
- Grup 9: família del Cobalt
- Grup 10: família del Níquel
2013-2014
La Taula Periòdica actual és un sistema amb el qual es classifiquen els elements
d’esquerra a dreta i de dalt a baix, per ordre creixent del nombre atòmic.
s, anomenades grups o famílies, i 7 files
horitzontals, anomenades períodes. També cal destacar que els elements es separen
tal i com ja hem dit, hi ha 18 grups, que són les files verticals. Tots els
ts d’un mateix grup tenen la mateixa valència, a més a més d’una
configuració electrònica semblant. Això fa que tinguin propietats semblants, ja que,
tal i com ja sabem, la valència és el nombre d’electrons que hi ha a l’última capa,
a en gran part les propietats dels elements. Per tant, si tenen
la mateixa valència, tenen el mateix nombre d’electrons a l’última capa, fent que
Grup 6: família del Crom
Grup 7: família del Manganès
Grup 8: família del Ferro
Grup 9: família del Cobalt
Grup 10: família del Níquel
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
17
- Grup 11: família del Coure
- Grup 12: família del Zinc
- Grup 13: Terris o grup del Bor
- Grup 14: grup del Carboni
- Grup 15: grup del Nitrogen
- Grup 16: Calcògens
- Grup 17: Halògens
-Grup 18: Gasos nobles
-Del grup 3 al grup 12 són els
anomenats metalls de transició.
Períodes: com ja sabem, són les 7 files horitzontals de la Taula Periòdica. El
nombre del període en què es troba un element és el nombre de nivells d’energia
que els electrons dels seus àtoms han començat a omplir. Per tant, el que
comparteixen els elements d’un mateix període és que tenen el mateix nombre de
nivells a l’àtom, malgrat que tenen propietats relativament diferents els uns dels
altres.
Blocs: són grups d’elements que estan ajuntats segons l’orbital que estiguin
ocupant els electrons més externs dels àtoms dels elements. Es designen segons la
lletra que fa referència a l’orbital més extern (s, p, d o f).
- Bloc s: aquest bloc està format pels dos primers grups i l’heli.
- Bloc p: aquest bloc el formen els elements dels grups compresos entre el 13 i el
18.
- Bloc d: aquest grup el formen els metalls de transició (del grup 3 al 12).
- Bloc f: aquest grup està format pels lantànids i els actínids.
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
18
2.1.5- Propietats periòdiques
Les propietats periòdiques són unes propietats dels elements que segueixen molt la
pauta de la taula periòdica, ja que depenen de la configuració electrònica de l’àtom
de cada element, i, tal i com ja sabem, la taula periòdica també està ordenada
segons la configuració electrònica de cada element.
Les 4 propietats periòdiques més destacades són:
i).-Radi atòmic: és la distància que hi ha entre el nucli i la última capa d’electrons
de l’àtom, és a dir, el radi de l’àtom, aproximadament. El radi atòmic depèn del
nombre atòmic, ja que, com més protons hi hagi, més electrons hi hauran, de
manera que l’àtom serà més gran.
A la taula periòdica, en un mateix període, disminueix a l’augmentar el nombre
atòmic, ja que hi hauran més protons i més electrons, però sense augmentar el
nombre de capes (amb la mateixa distància respecte el nucli), de manera que, amb
els últims electrons a la mateixa distància, hi haurà més atracció entre protons i
electrons, de manera que es comprimirà, i disminuirà el radi atòmic. En un mateix
grup, el radi augmentarà a mesura que augmenti el període, ja que tindran més
capes d’electrons.
Si l’àtom s’ionitza el radi atòmic varia. Un anió tindrà el radi atòmic més gran, ja
que al haver-hi més electrons que protons, els protons tindran menys força per
atraure’ls a tots, de manera que es comprimeix menys. En canvi, un catió tindrà un
radi atòmic més petit, ja que, al haver-hi menys electrons que protons, els protons
atrauen amb més força als electrons, de manera que es comprimeix més.
ii).-Energia d’ionització: és l’energia necessària per extreure un electró d’un àtom
en estat fonamental i gasós i formar un catió. Quan s’esdevé, es tracta d’un procés
endotèrmic, ja que l’àtom absorbeix energia. Parlem d’una energia d’ionització (EI)
diferent per a cada electró (EI1 � EI 1er electró, EI2 � EI 2on electró,...). En
qualsevol àtom, sempre l’EI1 serà més petita que l’EI2, i aquesta que l’EI3. Això es
deu a que com més a prop estigui l’electró del nucli, més atracció hi haurà entre els
protons i aquest electró.
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
19
L’equació en aquest procés seria: X(g) + EI ���� X+
(g) + 1e-.
A la taula periòdica, en un mateix grup, com més petit sigui el període, més gran
serà l’energia d’ionització de l’electró més extern (EI1), ja que, al haver-hi menys
capes d’electrons,l’electró més extern estarà mes a prop del nucli, i estarà més
fortament atret. En un mateix període, com més gran sigui el nombre atòmic més
gran serà l’energia d’ionització de l’electró més extern (EI1), perquè hi haurà més
protons i electrons, havent-hi les mateixes capes d’electrons, de manera que hi ha
més atracció entre els protons i l’electró més extern.
iii).-Afinitat electrònica: és l’energia que desprèn un àtom quan, en el seu estat
fonamental i gasós, captura un electró i forma un anió.
L’equació d’aquest procés seria: X(g) + AE ���� X-(g) + 1e
-.
A la taula periòdica, en un mateix grup, com més petit sigui el període més gran
serà l’afinitat electrònica, ja que, al haver-hi menys nivells d’electrons, hi haurà una
atracció més forta per part dels protons, que farà que capti amb més facilitat els
electrons exteriors a l’àtom. En un mateix període, com més gran sigui el nombre
atòmic més afinitat electrònica hi haurà, ja que, a la taula periòdica, els elements
que estan més a la dreta els hi falten guanyar pocs electrons per complir la regla de
l’octet, que és el que tendeixen a fer tots els àtoms. L’excepció, en aquest cas, és el
dels gasos nobles, que ja compleixen la regla de l’octet, de manera que tendirà
menys a captar electrons.
iv).-Electronegativitat: és la tendència o capacitat d’un àtom a atreure els electrons
cap a ell. Aquest concepte va referit fonamentalment a la capacitat d’atreure els
electrons d’un altre àtom en un enllaç covalent.
A la taula periòdica, en un mateix grup, els elements més electronegatius són els de
menor període, és a dir, els de menor nombre atòmic, ja que els àtoms són més
petits al tenir menys capes d’electrons, i els protons del nucli atrauen amb més
força als electrons externs a l’àtom. En un mateix període, els elements més
electronegatius són els de major nombre atòmic, ja que de mida són més o menys
igual, però tenen més protons al nucli, de manera que tendeixen més a atraure
electrons de fora l’àtom.
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
20
Per tant, com més a la dreta i més amunt de la taula periòdica estigui l’element, més
electronegatiu serà, exceptuant els gasos nobles.
2.2.-ENLLAÇOS QUÍMICS
A la naturalesa trobem la majoria dels elements formant enllaços, i no aïllats, formant
estructures de diversos àtoms. Un enllaç químic és una unió entre àtoms, deguda a una
atracció elèctrica entre ells. Això es deu a que els àtoms dels elements tenen tendència a
complir la regla de l’octet, i així trobar-se en una situació més estable. Els únics
elements que no fan cap enllaç són els gasos nobles, que ja compleixen la regla de
l’octet.
Tots els enllaços tenen una energia d’enllaç, que és l’energia necessària per trencar un
enllaç. Aquesta energia varia en cada enllaç.
Existeixen diferents tipus d’enllaç, entre els qual hi ha l’enllaç covalent, l’enllaç iònic,
l’enllaç metàl·lic i les forces intermoleculars:
2.2.1- Enllaç iònic
Aquest enllaç consisteix en la unió d’ions de signe oposat a causa d’una atracció
electrostàtica entre els ions. Sempre hi intervindrà un metall, que serà el catió, i un
no metall, que serà un anió. Aquest enllaç s’origina quan la diferència
d’electronegativitat entre els dos elements que s’uneixen és elevada.
Els compostos iònics formen xarxes cristal·lines, és a dir, macromolècules, que
depenen de la mida dels àtoms i la seva posició. Són solubles en substàncies polars,
com l’aigua. Tenen el punt de fusió elevat, per tant, són sòlids a temperatura
ambient. Són substàncies dures, fràgils i tenen resistència a la dilatació. En estat
sòlid no condueixen l’electricitat, però en dissolució aquosa si, ja que queden
electrons lliures al separar-se els àtoms.
Un exemple d’enllaç iònic seria el clorur de sodi, coneguda com la sal comuna.
2.2.2- Enllaç covalent
Aquest tipus d’enllaç es forma quan dos àtoms comparteixen un o més parells
d’electrons. Els dos àtoms que comparteixen electrons i formen un enllaç covalent
són elements d’alta electronegativitat molt semblant, on cap dels dos àtoms té prou
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
21
energia com per arrancar l’electró de l’altre. Per tant, podem veure que l’enllaç
covalent és comú en els no metalls.
Existeixen tres tipus d’enllaç covalent:
-Simple: només es comparteix un parell d’electrons.
-Doble: es comparteixen dos parells d’electrons.
-Triple: es comparteixen tres parells d’electrons.
L’energia d’enllaç dels covalents és molt alta. La de l’enllaç triple és la més alta,
seguida de la de l’enllaç doble. L’energia d’enllaç de l’enllaç simple és la més
baixa dels tres.
Segons la polaritat dels compostos, existeixen dos tipus d’enllaços covalents:
-Pur o apolar: molècula on no hi ha diferència de càrregues entre els dos pols de la
molècula.
-Polar: molècula on hi ha diferència de càrregues entre els dos pols de la molècula.
Existeix un tipus d’enllaç covalent, anomenat covalent coordinat, que es
caracteritza per ser un enllaç entre dos àtoms, on el parell d’electrons que es
comparteix no prové un electró de cada àtom, sinó que els dos electrons provenen
d’un mateix àtom. És a dir, només un àtom posa electrons en l’enllaç.
Els compostos covalents poden ser moleculars quan formen molècules, o atòmics
quan formen xarxes cristal·lines. En funció d’això, els compostos covalents tenen
unes propietats o unes altres:
-Covalent molecular: com ja hem dit, formen molècules. Els punts de fusió són
baixos, en general. Els que estan en estat sòlid, solen ser tous. Els que són polars
són solubles en dissolvents polars, mentre que els apolars no. Pràcticament no
condueixen l’electricitat ni el calor, en excepció dels polars, que condueixen una
mica l’electricitat.
-Covalent atòmic: tal com hem dit, formen xarxes cristal·lines, o, dit d’una altra
manera, formen macromolècules. Són substàncies dures i sòlides a temperatura
ambient, per tant, podem deduir que tenen el punt de fusió alt. No condueixen el
corrent elèctric ni el calor, amb alguna excepció, com el grafit.
Treball de Recerca de Batxillerat – Una pila de connexions – Escola Tecnos – 2013-2014
22
Un exemple de compost covalent molecular seria l’aigua, i un de compost covalent
atòmic seria el grafit, que és una macromolècula de carboni.
2.2.3- Enllaç metàl· lic
Aquest enllaç es dóna entre metalls, bàsicament, tot i que també es pot donar entre
elements de baixa electronegativitat i orbitals desocupades. Es caracteritza per
formar una macromolècula, en què els àtoms metàl·lics cedeixen els seus electrons
de valència (els de l’última capa) i es converteixen en ions positius. Aquests
electrons lliures formen l’anomenat mar o núvol d’electrons, que envolta els ions
metàl·lics, i on els electrons van circulant lliurement al voltant dels ions.
Els compostos metàl·lics solen estar formats per un sol element, com ara el ferro,
tot i que també pot formar aliatges, que és la unió de diferents elements diferents,
com per exemple l’acer, que està format per ferro i una petita quantitat de carboni.
Els compostos metàl·lics són substàncies dúctils i mal·leables. Són bons
conductors tèrmics i elèctrics ja que, al ser lliures, els electrons estan en moviment.
Són insolubles en qualsevol dissolvent, i tenen el punt de fusió elevat, de manera
que, tret d’alguna excepció, són sòlids a temperatura ambient.