unitat 2 - enllaç químic i propietats - 2nb

2.1

U.2 ENLLAÇ QUÍMIC I PROPIETATS MACROSCÒPIQUES DE LA MATÈRIA

Per a un químic, l'objectiu bàsic del model atòmic mecanoquàntic és la possibilitat de justificar les unions entre àtoms per a donar les diferents substàncies, ja que són ben poques les substàncies naturals formades per àtoms aïllats. Al mateix temps, aquesta justificació ens ha de permetre d'explicar la proporció numèrica en què es combinen els àtoms (les fórmules químiques), les propietats macroscòpiques (temperatures de fusió i ebullició, solubilitat, conductivitat elèctrica i tèrmica, etc.) i les propietats estructurals (energies, longituds i angles d'enllaç) que posseeixen les substàncies. En aquesta revisió farem un enfocament més coherent amb la teoria quàntica de l'enllaç i per això desenrotllarem els punts següents:

1. L'enllaç covalent a partir del model mecanoquàntic 2. Forces intermoleculars: Van der Waals i ponts d'hidrogen 3. Propietats de les substàncies covalents moleculars 4. Propietats de les substàncies covalents atòmiques 5. Enllaç iònic: estructura i propietats dels sòlids iònics 6. Enllaç metàl·lic: estructura i propietats dels metalls 7. Activitats complementàries

BIBLIOGRAFIA BÀSICA

CENTELLAS. Caps. 5 i 6.

LIVAGE, Jacques. El enlace químico Article publicat a la revista MUNDO CIENTÍFICO, núm. 1 (Vol. I), pàg. 54-63.

LLORET, Antoni. Per què les coses són com són Editat pel Museu de la Ciència de Barcelona. 1981.

MAHAN. Caps. 11 i 3.

PETRUCCI. Caps. 9, 10, 11 i 12.

Presentació José Ángel Hernàndez (IES Badalona VII):

http://www.slideshare.net/joseangelb7/enlla-qumic-2009


2.2

1. L'ENLLAÇ COVALENT A PARTIR DEL MODEL MECANOQUÀNTIC

Per tal de revisar alguns coneixements adquirits en cursos anteriors sobre l'enllaç químic farem aquesta activitat introductòria.

A.1 Tracteu de donar una primera interpretació de la formació d'agregats atòmics com NaCl, F2 i Li, tot indicant quins grups de la taula periòdica formaran més fàcilment cada tipus d'enllaç. Dins del gran grup de substàncies que s'anomenen covalents podem fer una primera

classificació, donada la gran varietat de propietats que tenen i que hem d'explicar amb la teoria quàntica de l'enllaç covalent. Es tracta de les anomenades substànc ies covalents moleculars i dels sò l ids covalents . La diferència la trobem en el fet que les primeres formen molècules discre tes molt estables -per això la majoria d'elles són gasos o líquids volàtils a temperatura i pressió ambientals-, mentre que els sòlids covalents no poden formar molècules discretes i formen macromolècules o cr i s ta l l s atòmics , per això són sòlids molt durs, de temperatura de fusió molt elevada. Tanmateix totes elles comparteixen el fet de posseir enllaços covalents entre determinats àtoms.

Ini c iac ió a la t eor ia de l s orb i ta l s mole cu lars Veurem primerament el cas de les substàncies moleculars, que posseeixen un nombre

discret d'enllaços covalents, generalment ben localitzats entre dos àtoms concrets. Començarem amb l'estudi d'una molècula molt senzilla, el dihidrogen (H2), i considerarem tant la informació energètica com la que fa referència a les densitats de probabilitat electrònica, segons la interpretació quàntica de l'enllaç covalent.

A.2 Expliqueu què passarà amb les densitats de probabilitat electrònica que cor-responen als orbitals atòmics (OA), o estat 1s, dels àtoms d'hidrogen quan s'acosten per a formar una molècula, a partir de les interaccions d'atracció i repulsió que s'hi donaran. Sabem que el radi atòmic de l'hidrogen val 50 pm i la distància internuclear en la molècula de dihidrogen val 74 pm.

La descripció de la molècula de dihidrogen requereix introduir el concepte d'orbi ta l molecu lar , estat energètic dels electrons que formen l'enllaç covalent. Formalment és semblant als orbitals atòmics, però amb una diferència fonamental, l'orbital molecular descriu el comportament d'electrons sotmesos a la interacció amb més d'un nucli atòmic, mentre que a l'orbital atòmic teníem la influència d'un sol nucli. Això canviarà la forma i el contingut energètic.

El problema teòric que cal resoldre és com obtenir els orbitals moleculars. Per això la solució que es proposa es basa en les propietats matemàtiques de les funcions d'ona que defineixen els orbitals atòmics. Aquestes funcions es poden relacionar matemàticament per mitjà de combinacions lineals de manera que per cada nombre d'orbitals atòmics combinats s'obté un nombre igual de combinacions que són precisament els orbitals moleculars que busquem.


2.3

En el cas del dihidrogen com que hem de combinar dos orbi tals atòmics , un de cada àtom d'hidrogen, obtenim dos orbi tals moleculars . De moment convé saber només que aquests dos orbitals moleculars es diferencien en el nivell d'energia que representen per a la molècula.

Diagrama d'OM en la molècula de dihidrogen

A.3 Heitler i London (1927) van poder calcular, fent ús dels principis de la me-cànica quàntica, l'energia de la interacció de dos àtoms d'hidrogen en funció de la distància internuclear. Els resultats apareixen en la gràfica següent. Interpreteu-la de forma qualitativa i assenyaleu quines magnituds ens indiquen la major o menor estabilitat de la molècula.

A.4 A la vista de la gràfica següent, on apareixen les energies de dos àtoms de fluor (1) i dos d'hidrogen (2), respectivament, en funció de la distància, com-pareu-les i indiqueu quina molècula és més estable.

Gràfica de l'energia d'enllaç de dues molècules: podrien ser F2 (1) i H2 (2)

Per a la gràfica (1) els paràmetres d'enllaç són: 142 pm, -155kJ/mol Per a la gràfica (2) els paràmetres d'enllaç són: 74 pm, -432 kJ/mol


2.4

Segons hem vist a les activitats anteriors el procés de formació d'una molècula diatòmica suposa sempre una disminució d'energia respecte als àtoms lliures i correspon a una magnitud molt important que anomenarem energ ia d 'en l laç . Com major siga l'energia d'enllaç, més estable serà l'enllaç corresponent, ja que en la seua formació s'alliberarà més energia.

Com a conseqüència d'aquesta variació d'energia no ens ha d'estranyar que els àtoms que formen un enllaç determinat no es consideren necessàriament al seu estat fonamental, almenys pel que fa als electrons de la capa de valència, que poden sofrir modificacions en la distribució per orbitals. Per això a l'hora de formar enllaços, tot partint de la configuració electrònica de l'estat fonamental, podem fer desapare l laments dels electrons dels darrers nivells de forma que disposem de més orbitals buits per compartir electrons amb d'altres àtoms.

A.5 Deduïu les possibles fórmules de les molècules que resulten d'unir àtoms de les següents parelles d'elements: a) P i Cl; b) N i Cl; c) O i F; d) S i F. Justifiqueu l'existència de molècules de fórmules: PCl5, SF4, SF6, BrF3.

ELABORACIÓ SISTEMÀTICA DELS DIAGRAMES DE LEWIS

CCl4 CO2 SO42-

Nombre total d'electrons de valència (e.v.) disponibles (+ càrrega (-) si és un anió o restar-ne si és un catió)

4 Cl * 7 + 1 C * 4 = 32 2 O * 6 + 1 C * 4 = 16 1 S * 6 + 4 O * 6 + 2 = 32

Electrons necessaris per a completar l'octet (e.o.)

5 àtoms * 8 = 40 3 àtoms * 8 = 24 5 àtoms * 8 = 40

Electrons que a compartir: e.c. = e.o. - e.v.

e.c. = 40 - 32 = 8 e.c. = 24 - 16 = 8 e.c. = 40 - 32 = 8

Distribució d'àtoms al voltant de l'àtom central

Cl Cl C Cl Cl

O C O

O O S O O

Enllaços simples necessaris Cl ⏐ Cl ⎯ C ⎯ Cl ⏐ Cl

O ⎯ C ⎯ O

O ⏐ O ⎯ S ⎯ O ⏐ O

Possibles enllaços múltiples, si hi ha més parelles d'e.c. que enllaços simples: e.m. = e.c. - necessaris

No n'hi pot haver, perquè coincideix el nombre d'e.c. amb el d'enllaços necessaris:

8 - 8 = 0

Cal compartir 8 electrons en només dos enllaços (8-4=4), hi ha dues possibilitats amb el C com a àtom central: a) O = C = O c) O ≡ C ⎯ O

D'entrada no calen enllaços múltiples, ja veurem després si convé que n'hi haja

8 - 8 = 0

Electrons no compartits: e.n.c = e. disponibles - e.c.

e.n.c. = 32 - 8 = 24

(6 en cada Cl)

(vegeu fila següent)

e.n.c. = 16 - 8 = 8

a) (4 en cada O)

b) (2 en un O i 6 en l'altre)

e.n.c. = 32 - 8 = 24

(6 en cada O)

Càrregues formals:

per calcular-les cal restar al total d'electrons de l'àtom lliure, els no compartits i la meitat dels compartits

CF = e.v.lliure - e.n.c. - ½ e.c.

Tots els àtoms tenen

CF = 0

En la forma (a) amb enllaços dobles, tots els àtoms tenen CF = 0, en la de l'enllaç triple (c) el C té 0, però cada O té o bé -1 o bé +1

El S té +2 i els O tenen -1

Es poden reduir les CF si despleguem l'octet del S i introduïm un o dos enllaços dobles:

Com es tria l'àtom central? En les molècules que trobarem en un nivell bàsic no sol haver-hi problema per trobar-lo, ja que és l'àtom que està sol, però no sempre serà així. En qualsevol cas, es tracta de proposar distribucions amb diferents possibles àtoms centrals i calcular la CF, serà correcta aquella que tinga menors càrregues formals. En la molècula de CO2 que hem posat com a exemple només ens hem referit als casos (a) i (c) on donàvem per fet que el C era l'àtom central, però es pot comprovar que els altres casos (b, d i e), on l'àtom central és un O, les càrregues formals són excessives i ens quedem per tant amb el cas (a) com a més probable.


2.5

Geometr ia mole cu lar Les propietats d'una molècula són conseqüència de la naturalesa dels àtoms que la formen

i de la seua distribució geomètrica, per això un dels problemes més interessants que planteja l'existència de molècules discretes és la possibilitat d'explicar com es distribueixen a l'espai els diferents enllaços que tenen. D'això se'n diu obtenir la forma espac ia l de la molècula. Aquesta forma geomètrica es coneix per a moltes molècules, ja que existeixen diversos mètodes experimentals que permeten determinar-la. Abans de poder-la establir cal representar el diagrama de Lewis o de punts que mostra on es troben els electrons de la capa de valència dels àtoms que formen la molècula, és a dir si es troben formant enllaços o bé no compartits en la perifèria dels àtoms. En el quadre anterior s'han mostrat algunes regles generals per a elaborar sistemàticament aquests diagrames.

Una vegada establerts els diagrames o estructures de Lewis, cal avançar en el coneixement de la forma geomètrica de les molècules, ja que aquests diagrames tan sols representen un esquema de la molècula, però no mostren els angles exactes entre els enllaços que conté. Per això resumim tot seguit les possibles disposicions espacials i les consegüents formes que resulten per als casos de les molècules més simples i freqüents en la química bàsica. S'han proposat diversos models per a interpretar la geometria d'una molècula. Per la seua senzillesa utilitzarem el model de Gil l e sp ie , basat en la mínima repulsió entre els parells d'electrons de la capa de valència (VSEPR). Aquest model permet d'explicar l'estructura de molècules conegudes i també predir la d'altres molècules.

TAULA DE FORMES MOLECULARS SEGONS EL MODEL DE GILLESPIE

PARELLS D'ELECTRONS

DISPOSICIÓ PARELLS NO COMPARTITS

TIPUS FORMA EXEMPLE

2 lineal 0 AX2 LINEAL CO2

3 triangular 0 AX3 TRIANGLE EQUILÀTER

BF3

3 triangular 1 AX2E ANGULAR SO2

4 tetraèdrica 0 AX4 TETRÀEDRE CH4

4 tetraèdrica 1 AX3E PIRÀMIDE TRIGONAL

NH3

4 tetraèdrica 2 AX2E2 ANGULAR H2O

5 bipiramidal trigonal

0 AX5 BIPIRÀMIDE TRIGONAL

PCl5


1 AX4E TETRÀEDRE DISTORSIONAT

SF4


2 AX3E2 FORMA DE T ClF3


3 AX2E3 LINEAL XeF2

6 octaèdrica 0 AX6 OCTÀEDRE SF6

6 octaèdrica 1 AX5E PIRÀMIDE QUADRADA

IF5

6 octaèdrica 2 AX4E2 QUADRADOPLANA XeF4


2.6

A.6 Experimentalment s'ha determinat que a la molècula de metà els àtoms d'hidrogen estan col·locats als vèrtexs d'un tetràedre regular que té al centre l'àtom de carboni, és a dir, les longituds dels quatre enllaços C-H són idèntiques, i també coneixem els angles d'enllaç (109,50), que corresponen als angles interiors centrals d'un tetràedre. Tracteu de donar una explicació de la geometria de la molècula de metà.

A.7 Interpreteu la geometria d'aquestes molècules:

a) H2S (angle d'enllaç, 92°); b) PH3 (angle d'enllaç, 93°) (piràmide regular de base triangular); c) BCl3 (plana, triangle equilàter amb angles d'enllaç de 120°); d) BeCl2 (lineal amb angle d'enllaç 180°); e) PF5 (bipiràmide trigonal regular, angles de 90° i 120°); f) SCl6 (octàedre regular, angles d'enllaç 90°).

A.8 Predigueu la geometria de les molècules: Cl2O, BeBr2, NCl3, CCl4, SF4, PF3, SiH4, SCl2.

A.9 L'ió amoni (NH4+) és tetraèdric amb els quatre enllaços N-H de longitud idèntica, i l'ió oxoni (H3O+) és piramidal de base triangular. Interpreteu la geometria d'aquests ions.


2.5

6 octaèdrica 1 AX5E PIRÀMIDE QUADRADA

IF5

6 octaèdrica 2 AX4E2 QUADRADO PLANA

XeF4

A.6 Experimentalment s'ha determinat que a la molècula de metà els àtoms d'hidrogen estan col·locats als vèrtexs d'un tetràedre regular que té al centre l'àtom de carboni, és a dir, les longituds dels quatre enllaços C-H són idèntiques, i també coneixem els angles d'enllaç (109,50), que corresponen als angles interiors centrals d'un tetràedre. Tracteu de donar una explicació de la geometria de la molècula de metà.

A.7 Interpreteu la geometria d'aquestes molècules: a) H2O (angle d'enllaç, 105°); b) NH3 (angle d'enllaç, 107°) (piramidal regular de base triangular); c) BCl3 (plana triangular amb angles d'enllaç de 120°); d) BeCl2 (lineal amb angle d'enllaç 180°); e) PCl5 (bipiràmide trigonal regular, angles de 90° i 120°); f) SF6 (octàedre regular, angles d'enllaç 90°).

A.8 Predigueu la geometria de les molècules: Cl2O, BeBr2, NCl3, CCl4, SF4, PF3, SiH4, H2S.


2.7

Altres t ipus de covalènc ia : en l laços múlt ip l es , en l laços po lars i en l laços des loca l i tzats

En algunes substàncies es presenten enllaços covalents on es comparteixen més d'un parell d'electrons anomenats en l laços múlt ip l es .

A.10 Experimentalment s'han obtingut les dades següents per als hidrocarburs de dos carbonis (età, etè i etí):

Molècula Angle d'enllaç Longitud d'enllaç (pm) Energia d'enllaç C-C (kJ/mol)

età (C2H6) 1090 154 346,94

etè (C2H4) 1200 (plana) 134 610,28

etí (C2H2) 1800 (lineal) 120 836,00

Justifiqueu la geometria de les molècules, igual com les longituds i energies dels enllaços C-C.

A.11 Predigueu la geometria d'aquestes molècules: HCN, CH3OH, HCHO. Quan es forma un enllaç covalent entre dos àtoms de diferent electronegativitat, la

compartició d'electrons no és equitativa, de manera que els electrons de l'enllaç són més retinguts per l'àtom de major electronegativitat. Llavors diem que s'ha format un en l laç covalent po lar i pot aparèixer una nova propietat interessant en la molècula: el caràc ter po lar .

A.12 Les molècules diatòmiques homonuclears (= entre àtoms iguals) i hetero-nuclears (= entre àtoms distints) inicialment es comporten de manera diferent en presència d'un camp elèctric. Com ara, les primeres no sofreixen cap orientació, mentre que les altres si que s'orienten en un camp elèctric. Tracteu de donar-hi una explicació.

Taula d'EN amb valors numèrics en unitats de Pauling


2.8

A.13 Dissenyeu i realitzeu una experiència senzilla que permeta d'estudiar el com-portament elèctric de distints líquids (aigua, CCl4, metanol, acetona, etc.) i classifiqueu-los en polars i no polars.

A.14 Les molècules CCl4, BeF2, BF3 no es comporten com a dipols, tot i que contenen enllaços polars. Justifiqueu aquest fet i expliqueu de quins factors depèn el caràcter polar o no polar d'una molècula.

A.15 Predigueu quines de les molècules següents seran polars: H2O, BCl3, NH3 i CHCl3.

Un altre cas interessant és l ' en l laç covalent des loca l i tzat que apareix en ions com el carbonat i molècules com l'ozó i el benzè.

A.16 De forma experimental s'ha determinat que en l'anió carbonat els àtoms d'oxigen ocupen els vèrtexs d'un triangle regular amb els angles O-C-O de 1200 i que la molècula d'ozó no és lineal sinó angular amb l'angle O-O-O de 116,80. Interpreteu aquestes observacions experimentals.


2.9

A.17 Experimentalment s'ha observat que la molècula de benzè és coplanària amb angles d'enllaç de 1200 i amb els sis enllaços idèntics entre àtoms de carboni. Interpreteu aquest fet.

2. FORCES INTERMOLECULARS: VAN DER WAALS I PONTS D'HIDROGEN

La majoria de substàncies amb enllaços covalents formen molècules discretes, pel fet que s'hi produeix una saturació de la capacitat d'enllaç. La molècula formada constitueix un sistema altament estable de manera que no hauria de tenir cap tendència a interaccionar amb d'altres molècules i en principi, segons això, totes les substàncies covalents moleculars haurien de ser gasos a temperatura ambient. Tanmateix el fet és que moltes d'elles les trobem en fases condensades com líquids o sòlids, encara que tenen punts de fusió i ebullició baixos i algunes són molt volàtils. L'existència de fases condensades significa que les molècules poden interaccionar entre si. Les forces implicades en aquests casos s'anomenen for ces intermolecu lars . Tot seguit descriurem els dos casos més coneguts: les forces de Van der Waals i el enllaços per ponts d'hidrogen.

Forces de Van der Waals

Cap dels enllaços que hem descrit fins ara pot explicar que el iode a temperatura ambient forme cristalls violacis que es desfan fàcilment (vegeu p. 2.11). Ara bé, la distribució electrònica es pot alterar de forma instantània davant la presència d'un camp elèctric, com el d'una molècula veïna molt pròxima. Llavors la molècula es comportarà com un dipol induït i podrà interaccionar amb altres molècules dels voltants, tot formant un cristall. Aquestes forces entre molècules, anomenades forces de Van der Waals, es caracteritzen per ser molt febles comparades amb la magnitud de l'enllaç covalent ja estudiat i per ser de curt abast, de l'ordre del diàmetre molecular.

A.18 Emeteu hipòtesis sobre el tipus de factors de què poden dependre les forces intermoleculars de Van der Waals.

A.19 Contrasteu les hipòtesis anteriors a partir d'aquestes dades:

Substància F2 Cl2 Br2 I2

Tfus (0C) -223 -102 -7,3 114

Teb (0C) -187 -33,7 58,8 183

A.20 Ordeneu les següents substàncies en ordre creixent dels seus punts de fusió: HCl, Cl2, CCl4 i justifiqueu-ne l'ordenació.


2.10

Enllaços per ponts d 'hidrogen

A.21 Aquestes gràfiques ens proporcionen els valors de les temperatures d'ebullició dels hidrurs dels elements dels grups 14 a 17. Emeteu una hipòtesi que explique les anomalies que s'hi observen.

L'explicació de les anomalies que presenten els hidrurs de fluor, d'oxigen (aigua) i de

nitrogen està en l'existència de forces intermoleculars més intenses que les forces de Van der Waals. Aquestes forces més intenses s'anomenen enllaços per ponts d'hidrogen.

En tots els casos l'àtom d'hidrogen està unit a un àtom d'un element molt electronegatiu, per això el parell d'electrons de l'enllaç està molt atret per aquest àtom. Així, el protó que constitueix el nucli de l'àtom d'hidrogen queda quasibé descobert de càrrega i constitueix un pol pos i t iu mol t intens , de manera que atrau electrostàticament l'àtom que fa de pol negat iu d'una molècula veïna. Es tracta, doncs, d'una interacció entre dipols extraordinàriament intensa. De fet s'ha arribat a descriure com una compartició d'un protó (l'hidrogen que fa de pont) per dues zones d'alta densitat electrònica (els àtoms de l'element electronegatiu, que en l'aigua és l'oxigen). Hi ha dues raons que expliquen perquè aquesta unió dipolar és més efectiva que d'altres:

1) Hi ha una gran diferència d'EN entre l'hidrogen i l'altre element.

2) Es tracta d'àtoms comparativament petits, la qual cosa facilita que s'acosten entre si, tot augmentant l'atracció elèctrica.

Per això hi ha molt pocs elements que formen ponts d'hidrogen, normalment el fluor, l'oxigen i el nitrogen, ja que, a més, l'altre element ha de disposar d'electrons no compartits.

A.22 Indiqueu en quines substàncies existeixen enllaços per ponts d'hidrogen:

Substància M (g/mol) Teb (0C)

CH3CH3 30 -88

CH3NH2 31 -6,7

CH3OH 32 65

CH3CH2CH3 44 -42

CH3NHCH3 45 7,4

CH3OCH3 46 -24


2.11

3. PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES COVALENTS MOLECULARS

A.23 A partir del que recordeu de cursos anteriors, ¿podríeu esmentar diferents substàncies que continguen enllaços covalents? ¿Tenen totes les mateixes propietats? Per què?

Totes les substàncies que contenen àtoms units mitjançant enllaços covalents no tenen les mateixes propietats. Cal diferenciar-hi les substàncies covalents moleculars de les covalents atòmiques. En les primeres existeixen vertaderes molècules, mentre que en les segones no es pot parlar en absolut de molècules. Quina en pot ser l'explicació?

Ja hem vist com la major part de substàncies amb enllaços covalents formen molècules discretes -substàncies moleculars -, ja que s'hi arriba a saturar la capaci tat d 'enl laç . Ara bé, aquestes molècules es poden condensar en fase líquida o sòlida, cosa que demostra l'existència d'interaccions atractives entre elles (les forces intermoleculars ja descrites). Tanmateix, hi ha d'altres substàncies on no s 'arr iba a la saturac ió de la capac i tat d 'enl laç i els enllaços covalents entre àtoms s'estenen indefinidament en les tres direccions de l'espai. Són els sò l ids covalents que estan constituïts per àtoms units mitjançant enllaços covalents, però no s'hi formen molècules discretes, sinó que el conjunt d'àtoms constitueix una xarxa atòmica . Això ocorre per la impossibilitat d'esgotar la capacitat d'enllaç únicament entre uns pocs àtoms, a causa del major volum atòmic que dificulta l'aparició d'enllaços múltiples que podrien saturar la capacitat d'enllaç, o bé perquè fan falta enllaços de més de tres parells d'electrons que són poc freqüents.

A.24 Esmenteu algunes substàncies covalents moleculars i indiqueu -tot justificant-les- algunes propietats que presentaran (conductivitat elèctrica, punts de fusió i ebullició...). Pel que fa a les substàncies moleculars, cal recórrer a les característiques de les forces

intermoleculars per entendre les seues principals propietats: els punts de fusió i ebullició, la duresa, la fragilitat, la conductivitat elèctrica i la solubilitat en diferents tipus de dissolvents.

Cristalls violats de iode resublimat

Atès que l e s for ces intermolecu lars són, en general , mol t f eb les , l e s propie tats que se 'n der iven seran igualment f eb les . Com ara, els punts de fusió i ebullició de les substàncies moleculars són baixos o molt baixos. Moltes substàncies moleculars són gasos o líquids volàtils a pressió i temperatura ambient i les que són sòlides es fonen amb prou facilitat. Els sòlids són blans i fràgils. Les substàncies moleculars són aïllants del corrent elèctric, ja que els seus electrons es troben localitzats en els enllaços covalents, només aquelles substàncies moleculars que s'ionitzen en dissoldre's en aigua condueixen electrolíticament el corrent. Finalment, pel que fa a la solubilitat cal distingir les substàncies amb molècules polars de les apolars. Generalment es dissolen bé entre si les que tenen forces intermoleculars de naturalesa semblant: les apolars entre elles i les polars entre elles, però no es dissolen tan bé les polars amb les apolars. Un cas a banda són les molècules que poden formar ponts d'hidrogen, que es dissolen molt bé entre elles i en aigua.


2.12

4. PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES COVALENTS ATÒMIQUES

A.25 Tracteu de trobar una o més estructures estables formades exclusivament per àtoms de carboni.

El carboni es pot trobar com a diamant o com a grafit. Des del punt de vista estructural, en el diamant cada àtom de C està enllaçat amb quatre àtoms més de C col·locats en els vèrtexs d'un tetràedre a una distància de 154 pm. Per contra, el grafit està format per capes d'anells hexagonals, en les quals cada àtom està unit a tres àtoms més a una distància de 142 pm. Les diferents capes estan unides les unes a les altres a una distància de 340 pm.

A.26 Justifiqueu les propietats del grafit i el diamant a partir de la seua estructura:

PROPIETAT GRAFIT DIAMANT Densitat (g/cm3) 2,25 3,53

Conductivitat apreciable no conductor Disponibilitat assequible, barat rar, molt car

Aspecte negre, bla, exfoliable incolor, dur, transparent

A.27 Compareu i expliqueu les propietats físiques del CO2 i del SiO2, ambdós diòxids

d'elements del mateix grup de la taula periòdica.

A.28 Esmenteu i justifiqueu les propietats més representatives dels sòlids covalents a partir del model d'enllaç proposat.


2.13

5. ENLLAÇ IÒNIC: ESTRUCTURA I PROPIETATS DELS SÒLIDS IÒNICS

Anomenem d'aquesta manera l'enllaç que apareix en algunes substàncies cristal·lines, com el clorur de sodi. L'estudi quàntic de la distribució de probabilitat electrònica en aquestes substàncies revela algunes característiques específiques.

A.29 Quins comentaris faríeu sobre les figures següents que representen el model d'esferes rígides (a) i la distribució d'isoprobabilitat electrònica (b) del NaCl? Tracteu d'explicar com té lloc l'enllaç iònic a partir de les figures.

(a) Model d'esferes rígides per als cations i anions

(b) Contorns de distribució d'isoprobabilitat electrònica

Ja que la distribució electrònica es troba molt desplaçada, és una bona aproximació considerar que les substàncies iòniques estan constituïdes per anions i cations que es mantenen units per interacció electrostàtica. Aquesta aproximació d'ions ha resultat molt profitosa i la farem servir en les activitats següents per a determinar la fórmula de les substàncies iòniques, la seua estructura cristal·lina i, indirectament, amb el cicle de Born-Haber, l'energia reticular. No obstant, la descripció quàntica és necessària per a determinar els estats energètics i les distribucions de probabilitat electrònica del cristall, cosa que ens permetrà de determinar els radis iònics.

Estabi l i tat de l s compostos iòni cs : energ ia re t i cu lar

És ben sabut que les substàncies iòniques formen cristalls. Anomenem energ ia re t i -cu lar l'energia alliberada per cada mol de cristall format a partir dels ions gasosos aïllats (o bé l'energia necessària per a desfer el cristall). Aquesta magnitud mesura l'estabilitat del cristall. Un agregat d'àtoms, en aquest cas un cristall iònic, té una certa estabilitat, és a dir, té menys energia potencial que els ions aïllats, posat que en cas contrari no es formaria. Tractarem de fer un estudi teòric d'aquest aspecte, tot considerant els factors que determinen l'estabilitat d'un compost iònic i veurem després com es pot contrastar empíricament fent ús del c i c l e de Born-Haber .

A.30 Emeteu hipòtesis sobre els factors de què podria dependre l'energia reticular.

A.31 A partir de la taula següent que conté les energies reticulars d'alguns compostos iònics, contrasteu les hipòtesis proposades a l'activitat anterior. Cal tenir en compte que les distàncies interiòniques al CaO i al NaF són semblants.

Compost Er (kJ/mol) Compost Er (kJ/mol)

NaF 916 MgO 3816

NaCl 778 CaO 3440

NaBr 740 BaO 3097


2.14

A.32 Si considerem totes les transformacions energètiques que s'han de produir en la formació d'una xarxa iònica de NaCl a partir dels seus elements, segons l'equació:

Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) Q = -410 kJ/mol i apliquem el principi de conservació de l'energia, indiqueu com podríem cal-cular l'energia reticular. Feu el càlcul a partir d'aquestes dades experimentals: Energia de sublimació (ES) del Na .................. 109 kJ/mol d'àtoms Energia d'ionització (EI1) del Na .................... 494 kJ/mol d'àtoms Energia de dissociació (ED) del Cl2 ................. 121 kJ/mol de molècules Electroafinitat (EA) del Cl .............................. -347 kJ/mol d'àtoms.

Estructura de l s compostos iòni cs

Experimentalment es pot determinar la distribució a l'espai dels ions que formen un cristall, igual com la distància entre els nuclis de dos ions veïns a la xarxa cristal·lina. A partir d'aquesta distància internuclear es considera que la grandària de cada ió és pràcticament la mateixa en tots els compostos que forma, és a dir, podem comparar els ions a esferes de radi constant. Així doncs, tractarem de justificar les propietats i l'estructura dels compostos iònics tot suposant que els ions són esferes de radi constant.

A.33 Emeteu una hipòtesi sobre els factors que determinen la geometria d'un cristall iònic.

La part més petita d'un cristall que presenta en ell la distribució dels ions i en conté com a mínim un ió sencer s'anomena c e l· la e l emental de l c r i s ta l l . Hi ha diferents tipus d'estructures cristal·lines, entre les quals destaquem la cúbica centrada a l ' e spai (CsCl) i la cúbica centrada a l e s cares (NaCl), les cel·les elementals de les quals les tenim representades a la figura de l’activitat següent. Podem observar fàcilment que cada ió es troba envoltat per un nombre determinat d'ions de signe oposat; aquest nombre s'anomena índex de coordinac ió .

A.34 Indiqueu els índexs de coordinació de cada ió en les estructures de NaCl i CsCl i doneu-ne una interpretació satisfactòria.


2.15

Propie tats de l s sò l ids iòni cs

A.35 Justifiqueu a partir de la teoria elaborada per a l'enllaç iònic: a) les elevades temperatures de fusió i ebullició d'aquests compostos; b) la duresa i fragilitat que manifesten quan els sotmetem a tensions laterals; c) la solubilitat en aigua; d) la conductivitat elèctrica de les substàncies iòniques en dissolució o en estat líquid i per què no condueixen en estat sòlid.

6. ENLLAÇ METÀL·LIC: ESTRUCTURA I PROPIETATS DELS METALLS

Els metalls constitueixen les tres quartes parts dels elements de la taula periòdica, cosa que és suficient per mostrar la importància de l'enllaç metàl·lic. D'altra banda, gran part dels materials utilitzats per la indústria moderna són metalls i aliatges metàl·lics amb propietats molt ben definides, la preparació dels quals només ha estat possible per l'aprofundiment en el coneixement de l'enllaç metàl·lic. Tractarem de conèixer alguns aspectes de la teoria moderna de l'enllaç metàl·lic, també basada en la mecànica quàntica.

A.36 Explicació del professor de la formació de metalls a partir dels àtoms aïllats segons el model mecanicoquàntic de l'àtom.

Estructura de l s sò l ids metàl· l i c s

A.37 Els metalls són les substàncies més denses de la taula periòdica. Si suposem que els àtoms metàl·lics són esferes, indiqueu de quina forma poden apilar-se els àtoms de manera que la densitat siga màxima.

Propie tats de l s sò l ids metàl· l i c s

A.38 Interpreteu algunes propietats metàl·liques a partir del model quàntic de l'enllaç metàl·lic: opacitat, conductivitat elèctrica, fotoelectricitat.

El mercuri presenta una curiosa anomalia referida al seu punt de fusió ja que és l'únic metall de transició que és un l íquid a temperatura ambient i aquesta propietat no sembla encaixar en les regles generals de la periodicitat. L'explicació és sofisticada i cal cercar-la en els efectes relativistes dels electrons de valència (6s2) que es mouen a tal velocitat que la seua massa sembla modificar-se tal com prediu la teoria d'Einstein, de manera que aquests electrons s'acosten més al nucli del que seria normal i per tant no contribueixen a la unió entre les restes iòniques que farien del mercuri un metall sòlid com els seus veïns de grup i període (Petrucci, cap. 9).


2.16

7. ACTIVITATS COMPLEMENTÀRIES

A.39 Feu un esquema comparatiu de les formes d'enllaç estudiades (covalent, iònic, metàl·lic, de Van der Waals i pont d'hidrogen), on apareguen les seues principals característiques (caràcter saturat o no, localitzat o no, valor relatiu de l'energia d'enllaç, partícules que formen les xarxes cristal·lines, etc.) i també la relació mútua o semblança. Expliqueu les propietats esmentades a partir dels models d'enllaç proposats.

A.40 El sofre cristal·litzat està format per molècules octatòmiques, S8, i el fòsfor blanc conté molècules tetratòmiques, P4. Expliqueu de forma raonada quin d'ambdós tindrà una temperatura de fusió major.

A.41 Indiqueu de forma raonada quines substàncies de cadascun dels parells se-güents té un punt de fusió major: a) KCl i RbCl ; b) MgO i BaO ; c) H2O i H2S ; d) SiO2 i SO2 ; e) NaCl i NaBr ; f) ZnO i ZnS ; g) CaO i KCl ; h) KI i NaBr.

A.42 Indiqueu els enllaços que es presenten en fase sòlida en aquestes substàncies i digueu quin tipus de partícules mantenen units aquests enllaços: amoníac NH3, nitrat de potassi KNO3, clor Cl2 i clorur d'hidrogen HCl. Comenteu quin efecte tindrà sobre els enllaços un augment gradual de temperatura, des d'una temperatura inferior al punt de fusió fins a temperatures una mica superiors als punts d'ebullició respectius.

A.43 Justifiqueu per què el fluor és un gas a temperatura ambient i el iode és un sòlid. Justifiqueu també per què l'aigua és un líquid i el sulfur d'hidrogen és un gas.

A.44 Indiqueu quines forces d'atracció cal vèncer per a que tinguen lloc els pro-cessos següents: a) dissolució de nitrat de sodi en aigua; b) fusió d'un cristall de gel; c) ebullició de brom líquid; d) fusió d'un aliatge de plom i estany. Tracteu d'ordenar aquestes forces segons la seua intensitat.

A.45 Classifiqueu cadascun d'aquests sòlids en el tipus corresponent: a) amalgama de dentista (70 % de Hg i 30 % de Cu); b) boletes de naftalina (naftalè, C10H8); c) carbur de tungstè i d) clorur de rubidi. Assigneu a cadascun d'ells la propietat següent que li siga més escaient: 1) dur com el diamant; 2) bla com la cera; 3) punt de fusió per damunt dels 2000 K; 4) conductivitat elèctrica elevada; 5) mal·leable; 6) amb lluentor metàl·lica; 7) cristall que es trenca fàcilment si li peguem un colp; 8) soluble en aigua i que dóna dissolució conductora; 9) aïllant que esdevé conductor si el fonem; 10) olor fàcil de detectar.

A.46 El carboni presenta habitualment dues formes al·lotròpiques que es comporten com a sòlids covalents: el diamant i el grafit. Tanmateix, els darrers anys s'han descrit altres formes de carboni molecular, els ful·lerens, entre els que destaca el C60. Busqueu informació sobre la seua estructura, propietats i aplicacions pràctiques.


2.17

A.47 Justifiqueu la gran solubilitat en aigua d'algunes substàncies amb enllaços covalents, com ara la glucosa i l'etanol.

A.48 Un sòlid presenta aquestes propietats: a) és mal conductor de l'electricitat; b) té una lluentor metàl·lica; c) és transparent; d) és fràgil; e) és molt soluble en aigua i en dissolvents polars; f) el seu punt de fusió és d'uns 800 0C. Expliqueu raonadament quina d'elles és incompatible amb les altres.

A.49 Deduïu de forma raonada la geometria d'aquestes molècules: ClF3, XeF4, NO3-,

CF4, NF3, H2Se, SF6, I3-, XeF6, ICl2-, CO2, SO3, SO2, NO2

-, IO3-, ClO2

-, SnCl2, XeO2, CO3

2-.

A.50 Indiqueu si aquestes molècules tenen enllaços múltiples i de quin tipus són: HCN, CS2, CO2, OF2, H2CO, N2, C2H2, H2CO2.

A.51 Considereu les espècies CO32-, CS2, SiCl4, NCl3 i responeu raonadament les

qüestions següents: a) Representeu l'estructura de Lewis de cada espècie química proposada. b) Predigueu la geometria molecular de cada espècie química. c) Expliqueu si les molècules CS2 i NCl3 tenen o no moment dipolar. DADES: Nombres atòmics C = 6, N = 7, O = 8, Si = 14, S = 16, Cl = 17. (Juliol 2013)

A.52 Considereu els elements X i Y, de nombres atòmics 8 i 17, respectivament, i responeu raonadament aquestes qüestions: a) Escriviu la configuració electrònica de cada un dels elements X i Y. b) Deduïu la fórmula molecular més probable del compost format per X i Y. c) A partir de l'estructura de Lewis del compost format per X i Y, predigueu

la seua geometria molecular. d) Expliqueu si la molècula formada per X i Y és polar o apolar. (Juny 2013)

A.53 Responeu raondament les qüestions següents: a) Escriviu les configuracions electròniques de les espècies químiques

següents: Be2+, Cl, Cl-, C2-. b) Representeu l'estructura de Lewis de cada una de les espècies següents i

predigueu la seua geometria molecular: NCl3, BeH2, NH4+.

c) Expliqueu si les molècules BeH2 i NCl3 tenen o no moment dipolar. DADES: Nombres atòmics H = 1, Be = 4, C = 6, N = 7, O = 8, Cl = 17. (Juny 2013)

A.54 Considereu les molècules CS2, OCl2, PH3, CHCl3 i responeu raonadament les qüestions següents: a) Representeu l'estructura de Lewis de cada una d'aquestes molècules i

predigueu la seua geometria. b) Expliqueu, en cada cas, si la molècula té o no moment dipolar. DADES: Nombres atòmics H = 1, C = 6, O = 8, P = 15, S = 16, Cl = 17. (Setembre 2012)


2.18

A.55 Considereu les molècules N2O, NO2+, NO2

-, NO3- i responeu raonadament

aquestes qüestions: a) Representeu l'estructura de Lewis de cada una de les espècies químiques

proposades. b) Predigueu la geometria de cada una d'aquestes espècies químiques. DADES: Nombres atòmics N = 7, O = 8. (Juny 2012)

A.56 Considereu els elements B, C, N, O i Cl. Responeu raonadament les qüestions següents: a) Deduïu la fórmula molecular més probable per als compostos formats per:

i) B i Cl ; ii) C i Cl ; iii) N i Cl ; iv) O i Cl. b) Dibuixeu les estructures de Lewis de les quatre molècules i indiqueu la

geometria de cada una. DADES: Nombres atòmics B = 5, C = 6, N = 7, O = 8, Cl = 17. (Setembre 2011)

A.57 Considereu les espècies següents: NH2-, NH3 i NH4

+. Responeu raonadament aquestes qüestions: a) Dibuixeu les estructures de Lewis de cada una de les espècies químiques

proposades. b) Indiqueu la distribució espacials dels parells electrònics que envolten

l'àtom central en cada cas. c) Deduïu la geometria de cada una de les espècies químiques. (Juny 2011)

A.58 A partir de les estructures de Lewis de les espècies químiques: OCl2, NCl3, NCl4+

i CCl4, responeu raonadament aquestes qüestions: a) Deduïu la geometria de cada una de les espècies químiques proposades. b) Justifiqueu, en cada cas, si l'espècie química té o no moment dipolar. (Setembre 2010)

A.59 Considereu les molècules: CS2, CH3Cl, H2Se, NCl3, i responeu, raonadament, les qüestions següents: a) Representeu l'estructura de Lewis de cada una d'aquestes molècules. b) Predigueu la seua geometria molecular. c) Expliqueu, en cada cas, si la molècula té o no moment dipolar. DADES: Nombres atòmics H = 1, C = 6, N = 7, S = 16, Cl = 17, Se = 34. (Juny 2010)

A.60 a) Escriviu l'estructura de Lewis de cada una de les molècules següents i predigueu, justificant la resposta, la seua geometria molecular: PCl3, OF2, H2CO, CH3Cl.

b) Expliqueu raonadament si les molècules PCl3, OF2, H2CO, CH3Cl són polars o apolars.

DADES: Nombres atòmics H = 1, C = 6, O = 8, F = 9, P = 15, Cl = 17. (Juny 2014)

!

unitat 2 - enllaç químic i propietats - 2nb

Documents