�ݺ�ߣ

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

U.2 ENLLAÇ QUÍMIC I PROPIETATS MACROSCÒPIQUES DE LA MATÈRIA
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 substàncies covalents moleculars i dels
sòlids covalents. La diferència la trobem en el fet que les primeres formen molècules discretes
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 cristalls 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.
Iniciació a la teoria dels orbitals moleculars
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'orbital
molecular, 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 orbitals atòmics, un de cada
àtom d'hidrogen, obtenim dos orbitals 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 energia d'enllaç. 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 desaparellaments 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 SO4
2-
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
Geometria molecular
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 espacial 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 Gillespie, 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
5 bipiramidal
trigonal
1 AX4E TETRÀEDRE
DISTORSIONAT
SF4
5 bipiramidal
trigonal
2 AX3E2 FORMA DE T ClF3
5 bipiramidal
trigonal
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
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 tipus de covalència:
enllaços múltiples, enllaços polars i enllaços deslocalitzats
En algunes substàncies es presenten enllaços covalents on es comparteixen més d'un
parell d'electrons anomenats enllaços múltiples.
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 enllaç covalent polar
i pot aparèixer una nova propietat interessant en la molècula: el caràcter polar.
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'enllaç covalent deslocalitzat 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 forces intermoleculars. 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
positiu molt intens, de manera que atrau electrostàticament l'àtom que fa de pol negatiu
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 capacitat d'enllaç. 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'arriba a la saturació de la capacitat d'enllaç i els enllaços
covalents entre àtoms s'estenen indefinidament en les tres direccions de l'espai. Són els sòlids
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 les forces intermoleculars són, en general, molt febles, les
propietats que se'n deriven seran igualment febles. 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.
Estabilitat dels compostos iònics : energia reticular
És ben sabut que les substàncies iòniques formen cristalls. Anomenem energia reti-
cular 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 cicle 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 dels compostos iònics
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 cel·la elemental del cristall. Hi ha diferents tipus
d'estructures cristal·lines, entre les quals destaquem la cúbica centrada a l'espai (CsCl) i la
cúbica centrada a les 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
coordinació.
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
Propietats dels sòlids iònics
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 dels sòlids metàl·lics
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.
Propietats dels sòlids metàl·lics
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 líquid 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 CO3
2-
, 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)
!

�ݺ�ߣ

Unitat 2 enllaç químic i propietats 2n b

More Related Content

Unitat 2 enllaç químic i propietats 2n b