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).
Na
Na
Cl
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), convertintse 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:
• Աçant: 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
H
cov 1
O:[He] 2s2 2p4
O
H
cov 2
H–O–H
(compleix octet)
PF3
P: [Ne] 3s2 3p3
F:[He] 2s 2 2p5
cov 3
F
P
F
F
cov 1
F–P–F
F
(compleix octet)
14. ESTRUCTURES DE LEWIS
PF5
P: [Ne] 3s2 3p3
F:[He] 2s2 2p5
cov 5
cov 1
F
P
F
F
F
F
F–P–F
F F
(amplia octet)
F
CO2
C:[He] 2s2 2p2
O:[He] 2s2 2p4
cov 4
O
C
O
cov 2
O=C=O
15. ESTRUCTURES DE LEWIS (si compleix octet)
NH4+
SO42-
Nº d’electrons de valència
5+4-1= 8 e
6+4·6+2= 32 e
Nº d’electrons per completar octet
8+4·2= 16 e
5·8= 40 e
Nº electrons compartits (ec): eo - ev
16-8= 8 e
40-32= 8 e
Nº d’enllaços i la seua distribució
(mínim un enllaç simple a cada
àtom)
8/2 = 4 enllaços
H
H N H
H
8/2=4 enllaços
O
2O S O
O
Nº electrons no compartits: ev-ec
No queden
H=1-2/1= 0
N=5-8/2= +1
Avaluació de càrregues formals
(poden reduir-se formant enllaços
dobles)
O=6-6-2/1=-1
S=6-8/2= +2
O=6-6-2/1= -1
O=6-4-4/2= 0
S=6-12/2= 0
+
32-8= 24 e
O
2O S O
O
O
O=S=O
O
2-
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
S=O
O
O
S–O
O
S–O
O
C6H6
18. GEOMETRIA MOLECULAR
TEORIA 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.
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. POLARITAT
Աç 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
δ+
δ−
H -----Cl
H2 O
NH3
CO2
BF3
CH4
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 σ sense
direcció
C (2px) + H (1s) orbital molecular σ eix x
C (2py) + H (1s) orbital molecular σ eix y
C (2pz) + H (1s) orbital molecular σ eix 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.
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+
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).
Աç d’hidrogen > Forces dipol-dipol > Forces de London
H2O > HCl > CH4
δ-
27. PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES COVALENTS
Substàncies moleculars
Sòlids covalents
Aspecte
Punt de fusió
Duresa
Gasos, líquids o
sòlids tous de PF baixos: les forces
intermoleculars que mantenen unides
les molècules són dèbils
Sòlids cristal·lins
Molt durs i amb PF molt
elevats: enllaços molt
forts i nombrosos
Conductivitat
No condueixen el corrent elèctric ja que els electrons estan
fortament localitzats en els enllaços i no hi ha ions. El grafit és
una excepció per la deslocalització d’un electró en cada àtom.
Solubilitat
S’intercanvien molècules de dissolvent
amb molècules del solut. Aquest procés és
tant mès favorable quan més es semblen
entre si les forces entre les molècules del
dissolvent i entre les del solut.
Dissolvents apolars: substàncies apolars.
Dissolvents polars: substàncies polars.
No es dissolen en
cap dissolvent:
enllaços molt forts
i nombrosos
Exemples
CO2, Br2, C4H10, C6H12O6 (glucosa)
C(diamant),
C(grafit), SiO2
(quars), SiC
![ESTRUCTURES DE LEWIS
H2O
H: 1s1
H
cov 1
O:[He] 2s2 2p4
O
H
cov 2
H–O–H
(compleix octet)
PF3
P: [Ne] 3s2 3p3
F:[He] 2s 2 2p5
cov 3
F
P
F
F
cov 1
F–P–F
F
(compleix octet)](https://image.slidesharecdn.com/enlla-131017144826-phpapp02/85/Enllac-13-320.jpg)
![ESTRUCTURES DE LEWIS
PF5
P: [Ne] 3s2 3p3
F:[He] 2s2 2p5
cov 5
cov 1
F
P
F
F
F
F
F–P–F
F F
(amplia octet)
F
CO2
C:[He] 2s2 2p2
O:[He] 2s2 2p4
cov 4
O
C
O
cov 2
O=C=O](https://image.slidesharecdn.com/enlla-131017144826-phpapp02/85/Enllac-14-320.jpg)
