Post on 23-Jul-2015
transcript
TEORIA DE L’ENLLAÇ QUÍMIC
FULORENO pepjordi jvsirerol
ENLLAÇ QUÍMIC La manera en que estan enllaçats els
elements químics en les diferents substàncies pures determinarà l’estructura d’aquests
composts així com les propietats físiques i químiques d’aquestes substàncies.
L’ESTUDI DE L’ENLLAÇ QUÍMIC SERÀ VITAL PER PODER SISTEMATITZAR L’ESTUDI D’AQUESTES SUBTÀNCIES.
Fet això, no ens sorprendrà trobar primer els gasos, desprès els líquids i desprès les substàncies sòlides.
He -272,5 -269 gas
H2 -259 -253 gas
Ne -248 -246 gas
O2 -224 -183 gas
N2 -210 -196 gas
CO -205 -191 gas
O3 -197 -112 gas
Ar -189 -186 gas
CH4 -182,5 -162 gas
C4H10 -138 -0,5 gas
Cl2 -101 -34 gas
N2O -90,86 -88,48 gas
H2S -86 -60 gas
CO2 -78 -57 gas
NH3 -77,73 -33,34 gas
CCl4 -23,2 77 líquid
N2O4 -11,2 21,2 líquid
Br2 -7,2 58,8 líquid
N2H4 -1 114 líquid
H2O2 -0,4 150 líquid
K 68,38 759 sólid
S 115,2 445 sólid
NaNO3 308 380 sólid
HgS 580 - sólid
Mg 650 1091 sólid
KI 681 1330 sólid
RbCl 718 1390 sólid
NaBr 747 1396 sólid
KCl 776 1500 sólid
NaCl 801 1413 sólid
CaCO3 900 - sólid
Cu 1084 2562 sólid
CaF2 1418 2533 sólid
Ni 1453 2732 sólid
Fe 1538 2862 sólid
Fe2O3 1553 - sólid
BaSO4 1580 - sólid
TiO2 1830 2500 sólid
MgO 2852 3600 sólid
C 3800 5100 sólid
Analitzem les substàncies gasoses i líquides. He -272,5 -269 gas
H2 -259 -253 gas
Ne -248 -246 gas
O2 -224 -183 gas
N2 -210 -196 gas
CO -205 -191 gas
O3 -197 -112 gas
Ar -189 -186 gas
CH4 -182,5 -162 gas
C4H10 -138 -0,5 gas
Cl2 -101 -34 gas
N2O -90,86 -88,48 gas
H2S -86 -60 gas
CO2 -78 -57 gas
NH3 -77,73 -33,34 gas
CCl4 -23,2 77 líquid
N2O4 -11,2 21,2 líquid
Br2 -7,2 58,8 líquid
N2H4 -1 114 líquid
H2O2 -0,4 150 líquid
Alguns són gasos nobles.
Hi ha substàncies on s’enllacen àtoms d’un mateix element.
Però TOTS els àtoms enllaçats (o no) són
NO METALLS
També n’hi ha amb elements diferents enllaçats entre sí.
Analitzem les substàncies sòlides. K 68,38 759 sólid
S 115,2 445 sólid
NaNO3 308 380 sólid
HgS 580 - sólid
Mg 650 1091 sólid
KI 681 1330 sólid
RbCl 718 1390 sólid
NaBr 747 1396 sólid
KCl 776 1500 sólid
NaCl 801 1413 sólid
CaCO3 900 - sólid
Cu 1084 2562 sólid
CaF2 1418 2533 sólid
Ni 1453 2732 sólid
Fe 1538 2862 sólid
Fe2O3 1553 - sólid
BaSO4 1580 - sólid
TiO2 1830 2500 sólid
MgO 2852 3600 sólid
C 3800 5100 sólid
Ara, molts són metalls !!!
I també hi ha substàncies que estan formades per un metall i un no metall (o grup de no metalls)
Què tenim fins ara?
Substàncies formades per un sol tipus d’àtoms:
• Les no metàl·liques són gasoses • Les metàl·liques són sòlides
Substàncies formades per més d’un tipus d’àtom: • Si són no metalls, la substàncies és gasosa (també pot ser líquida) • Si hi ha metall i no metall, la substància és sòlida.
HI HA ALGUNES EXCEPCIONS !!!
Si els gasos nobles no s’enllacen amb ningú, no podria ser que el “””voler””” aconseguir una configuració electrònica de gas noble sigui la força impulsora en qualsevol enllaç?
Sí, efectivament, i d’aquí venen els 3 tipus d’enllaç que estudiarem.
ENLLAÇ IÒNIC Les substàncies iòniques estan compostes per metalls i no metalls (àtoms o grups d’àtoms (clorur de sodi (NaCl), sulfur de magnesi (MgS), Nitrat de plom (Pb(NO3)2)). Estan compostes per ions: àtoms que han guanyat o perdut electrons formant així espècies carregades elèctricament.
Els ions i els caOons s’atrauen mutuament per formar una estructura tridimensional gegant (estesa a tot l’espai)
CaOó sodi Na+ Anió clor: Cl-‐
Com es s’enten aquest enllaç? L’enllaç s’estableix entre metalls i no metalls.
Els metalls tenen tendència a formar ions posiOus (caOons) perdent electrons i així aconseguint una configuració de gas noble. Els no metalls, per fer el mateix, tenen tendència a formar ions negaOus (anions). Així la situació és la ideal per a què es formi una substància iònica.
Li F
Electron donaOon
Li+ F-‐ ARracOon
ENLLAÇ IÒNIC
En aquesta estructura tots els ions estan interaccionant entre sí i s’han de complir les següents condicions:
• En el balanç de forces, han de guanyar les atracOves. Els ions de signe contrari estan més a prop que les del mateix signe.
• El balanç de càrregues ha de ser neutre à número de càrregues posiOves = número de càrregues negaOves.
ENLLAÇ IÒNIC
Compost iònic Fusió (°C) Clorur de Ferro 677
Clorur de potassi 770
Clorur de sodi 801
Òxid de coure 1446
Òxid de calci 2707
L’elevat punt de fusió indica que l’energia d’enllaç és elevada. Malgrat això, són composts FRÀGILS. Si amb un cop disloquem la xarxa, es trenquen ràpidament.
ENLLAÇ IÒNIC
Els composts iònics poden conduir l’electricitat, però només en aquelles situacions en que els ions (portadors de la càrrega elèctrica) es poden moure lliurement.
-‐ + + -‐ + -‐ -‐ + +
-‐ + -‐
+
-‐
+ -‐ +
-‐ +
-‐ + -‐
+ -‐
+ +
-‐
FÓS
+ -‐ -‐
+ + -‐ -‐ +
-‐ +
DISSOLT
H2O 800°C 20°C
En cas que el compost esOgui fos.
En cas que el compost esOgui dissolt.
+
+ -‐ +
-‐ +
-‐
-‐
+
-‐ -‐
+ +
-‐
+
COMPOST IÒNIC FÓS
FÓS O EN SOLUCIÓ, UN COMPOST IÒNIC CONDUEIX L’ELECTRICITAT. D’AIXÒ SE’N DIU QUE SÓN ELECTRÒLITS
ENLLAÇ IÒNIC
Què passarà quan els elements que s’hagin d’enllaçar siguin NO METALLS?
He -272,5 -269 gas
H2 -259 -253 gas
Ne -248 -246 gas
O2 -224 -183 gas
N2 -210 -196 gas
CO -205 -191 gas
O3 -197 -112 gas
Ar -189 -186 gas
CH4 -182,5 -162 gas
C4H10 -138 -0,5 gas
Cl2 -101 -34 gas
N2O -90,86 -88,48 gas
H2S -86 -60 gas
CO2 -78 -57 gas
NH3 -77,73 -33,34 gas
CCl4 -23,2 77 líquid
N2O4 -11,2 21,2 líquid
Br2 -7,2 58,8 líquid
N2H4 -1 114 líquid
H2O2 -0,4 150 líquid
Ara ja no hi haurà un element que formi cations amb facilitat i un altre que formi anions. La solució haurà de ser una altra: la compartició d’electrons.�
Enllaç Covalent En totes aquestes MOLÈCULES hi ha enllaços per comparOció d’electrons
Metà, CH4 Amoníac, NH3 Diòxid de sofre, SO2
En MOLÈCULES molt més grans també pot haver-‐hi enllaç COVALENT
Nylon Proteïna
• L’enllaç covalent es dóna entre elements NO METÀL·LICS.
• Enllaç covalent – Enllaç en què els electrons són compartits per cada parell d’àtoms
Com es formen els enllaços?
• Per compartició d’electrons
• Es comparteixen electrons per aconseguir configuració de gas noble.
• L’enllaç és sempre entre no metalls.
Diagrames d’enllaç:
Aigua, H2O:
O H H
H
H
O
1.- Dibuixa cada àtom amb els seus electrons de valència
2.- Ajunta els àtoms de manera que tots puguin aconseguir la configuració de gas noble(8 electrons,2 per l’H)
TEORIA DE LEWIS
TEORIA DE LEWIS
O O O O
Oxigen, O2:
A vegades es poden establir enllaços múltiples (amb més d’un parell d’electrons compartits entre els àtoms. Això és el que passa en substàncies com O2 i N2
TEORIA DE LEWIS
!
TEORIA DE LEWIS
!
!
Excepcions a la regla del octet
Octet incomplert
Molèculas amb nº impar de electrons
Octet expandid
Algunes molècules o ions sumament reactius tenen àtomos amb menys de
vuit electrons en la seva capa externa.
Un exemple es el trifluorur de bor (BF3). En la molècula de BF3 l’àtom
de bor central tan sols té 6 electrons al seu voltant.
Octet incomplert
Teoria de lewis
EL OCTET AMPLIAD: La regla es basa que en l’últim nivell acaba amb s2p6, però a partir del tercer nivell els àtoms són prou grans com per admetre 4 oxigen al seu voltant i no complir la regla de l’octet. De fet existeixen el orbitals “ d “ als que poden promocionar electrons. Aquestes estructures no tenen configuració de gas noble però també són estables Exemples d’això són els compostos PCl5 , SF6 y SF4.
Les molècules amb un número senar d’electrons tampoc compleixen la regla de Lewis. Per exemple el NO
Quan els àtoms s’ajunten A TRAVÉS D’ENLLAÇOS COVALENTS, tenim MOLÈCULES REALS.
Ja no tenim una estructura tridimensional infinita formada per trilions d’àtoms(o ions). En cas de pocs àtoms enllaçats, tenim el que podem anomenar estructures moleculars simples.
Estructura molecular simple
Enllaços covalents
Electronegativitat: Propietat periòdica que indica la capacitat que té un àtom per competir, amb un altre àtom,
pels electrons amb els quals formen l’enllaç.
CARÀCTER DE L’ENLLAÇ
CARÀCTER DE L’ENLLAÇ NO TOT ÉS BLANC O NEGRE, TAMBÉ HI HA TONALITATS INTERMITGES
Les diferències d’electronegativitat entre els elements no metàl·lics fa que ja no podem parlar sempre d’enllaç covalent pur o iònic pur, és més correcte parlar d’un enllaç que té un tant per cent d’enllaç iònic o covalent. També podem dir que tal o qual enllaç és predominantment iònic o covalent, ... . A més, en un enllaç covalent, i segons l’electronegativitat dels àtoms que la formin, els electrons d’enllaç estan més o menys desplaçats cap un dels dos components de l’enllaç. Aquest fet ocasiona que l’enllaç estigui polaritzat i, fins i tot, que la molècula sigui polar. Aquesta serà la causa d’una bona part de les forces entre molècules.
CARÀCTER DE L’ENLLAÇ
Una diferència major o igual a 1,5 indica que es formarà un compost predominantment iònic.
NO TOT ÉS BLANC O NEGRE, TAMBÉ HI HA TONALITATS INTERMITGES
En una molècula hi ha enllaços entre els àtoms que la formen, però també hi ha enllaços entre aquestes molècules en la substància pura que aquestes formen (forces intermoleculars). Aquestes forces són degudes a les polaritats de les molècules.
Enllaços entre àtoms
Enllaços entre molècules
FORCES INTER – MOLECULARS • Per haver-‐hi forces entre molècules hi ha d’haver molècules. • Les molècules es formen amb enllaços covalents. És a dir, la unió entre els
àtoms que formen la molècula és predominantment covalent. • Els únics elements de la taula periòdica que formen enllaços covalents són els
d’electronegaOvitat alta. És a dir, el no metalls i alguna combinació entre no metalls i metalls, per exemple BeCl2.
• Una cosa són les unions entre els àtoms que formen la molècula, que ja hem
dit que són covalents, i l’altra les forces entre molècules. • Considerarem dos Npus principals de forces entre molècules:
• Van der Waals.
• Pont d’Hidrogen.
VAN DER WAALS: Són forces dèbils. Que són degudes a polaritats febles de les molècules. Aquestes polaritats poden ser: Instantànies: per oscil·∙lacions del núvol d’electrons de la molècula. Aquest efecte és més important com més gran és la molècula. Per exemple és més important en I2, que per el Cl2 i en el CCl4 encara serà més important ja que és més gran.
En la imatge tenim: a. La càrrega esta distribuïda simètricament. b. Hi ha un desplaçament de la càrrega. S’ha format un di-‐pol. c. El di-‐pol de la primera molècula indueix un desplaçament de la carrega en una altra
molècula. S’ha format un altre dipol i, per tant, apareix una força elèctrica entre les molècules.
Aquesta interacció existeix entre tots els àtoms o molècules, però és emmascarada per altres interaccions més fortes. Quan tan sols existeix aquesta és quan la reconeixem. Un exemple d’aquest Opus d’interacció entre molècules el tenim en el I2. Com més gran siguin els àtoms o molècules més important és aquesta interacció
VAN DER WAALS:
Permanents, com NO, en aquest cas, lleugeres diferències de l’electronegaOvitat crea de per si una polaritat permanent en la molècula. Les molècules di-‐polars tendeixen a ordenar-‐se tal com mostra la figura.
Normalment, el moviment tèrmic romp aquesta disposició ordenada a què tendeixen les molècules amb interaccions de Van der Waals. Malgrat això, l’efecte dels di-pols, del tipus que sigui, provoca variacions en les propietats físiques, com són el punt d’ebullició de líquids, o els de fusió de sòlids.
PONT D’HIDROGEN: També és degut a la polaritat de l’enllaç covalent però és més intens que les forces de Van der Waals. Es produeix en molècules en les que l’hidrogen, que sempre és un àtom terminal en una molècula, està enllaçat amb un àtom d’elevada electronegaOvitat provocant una polarització de l’enllaç i, a vegades de la molècula. Aquesta polarització provoca forces d’unió entre les molècules de Opus electrostàOc.
En el fluorur d’hidrogen gasós, moltes molècules estan associades formant estructures cícliques com la de la figura de la dreta. La línia conrnua marca els forts enllaços covalents dintre de la molècula i les línies de punts les forces més dèbils de Pont d’hidrogen.
La important diferència d’electronegativitat entre el fluor i l’hidrogen provoquen un enllaç covalent fortament polaritzat
PONT D’HIDROGEN:
L’enllaç de Pont d’Hidrogen també és molt important en el cas de l’aigua. Existeix sempre en l’aigua però és parOcularment important quan l’aigua es gela, formant una estructura com la de la figura.
(a) i (b), aigua sòlida, cada molècula d’aigua està rodejada d’altres 4 molècules, deixant espais buits i reduint així la densitat.
(c) l’aigua és líquida. Les línies de punts són les que assenyalen les unions de Pont d’Hidrogen entre les molècules d’aigua.
Efectes de l’enllaç intermolecular de Pont d’Hidrogen: L’increment de les temperatures de fusió de l’aigua, amoníac i el fluorur d’hidrogen. En els tres casos hi ha un canvi en la tendència de la temperatura de fusió respecte als altres elements del seu grup de la taula periòdica. L’efecte del Pont d’Hidrogen no es produeix en les altres molècules degut que no hi ha gran diferència d’electronegaOvitat.
ENLLAÇOS MOLT FORTS ENTRE ÀTOMS
(per tant difícils de rompre!)
ENLLAÇOS BASTANT MÉS FEBLES ENTRE MOLÈCULES
(per tant fàcils de separar)
SUBSTÀNCIES COVALENTS SIMPLES
SOLID LÍQUID GAS
Les substàncies moleculars simples seran normalment gasoses o líquides a temperatura ambient. S’haurà de baixar molt la temperatura per que es puguin establir estructures típiques d’un sòlid.
Per tant, aquestes substàncies moleculars tindran punts de fusió i ebullició baixos
Compoust P.F (°C)
P.E (°C)
Estat a T ambient.
Aigua, H2O 0 100 Liquid
Butà, C4H10 -138 -0.5 Gas
Metà, CH4 -182 -164 Gas
Diòxid de carboni CO2 - -78 Gas
Oxigen, O2 -218 -183 Gas
Hidrogen, H2 -259 -252 Gas
Oxigen líquid bollint a -183°C
Oxigen sòlid a -240°C
Pel fet que els enllaços intermoleculars són febles, les substàncies moleculars simples són toves i fràgils quan són sòlides.
Com que en les molècules no hi ha àtoms carregats, aquestes substàncies no condueixen l’electricitat en cap cas.
ALGUNS SÒLIDS COVALENTS. En química sempre hi ha excepcions
Formen enllaços covalents simples en dos o tres dimensions de l’espai amb àtoms iguals o diferents.
Exemples:
SiO2 (quars),
C (diamant), C (grafit)
ESTRUCTURA DEL GRAFITO
Els dos primers són sòlids extremadament durs amb punts de fusió molt alts.
En un metall els electrons perden algun dels seus electrons més externs. Aquests electrons són “compartits” per TOTS els cations metàl·lics.
CATIONS METÀL.LICS
Electrons lliures compartits
ENLLAÇ METÀL·LIC
EL gran nombre d’electrons que comparteixen tots el àtoms fa que els metalls siguin bon conductors de CALOR i ELECTRICITAT.
Aquest tipus d’estructura fa que els metalls siguin DÚCTILS i MAL·LEABLES
ENLLAÇ METÀL·LIC
Altds Propietat
Iònic Covalent (simple)
Metàl·∙lic
Tipus d’àtoms implicats?
Com estan disposats?
Un exemple d’aquest enllaç és:
Tipus d’interacció
Com són els punts de fusió i ebullició?
ALTS
Presenten magneNsme?
Són solubles en aigua?
Condueixen l’electricitat en estat sòlid, líquid o gas?
Altres propietats
METALL i NO METALL NO METALLS METALLS
Formen estructures gegants d’anions i caOons
Formen molècules amb poques forces d’atracció
entre elles
Formen estructures gegants de caOons
Na + Cl
-‐ O H H
+ - + - + - + - + - + - + - + -
ALTS BAIXOS
NO MAGNÈTICS
NO SOLUBLES en aigua
ALGUNS SÓN MAGNÈTICS
MOLTS SÓN SOLUBLES NO SOLUBLES (en aigua)
CONDUEIXEN EN ESTAT LÍQUID O DISSOLTS
NO CONDUEIXEN (aïllants)
CONDUEIXEN EN ESTAT SÒLID O FOS
DúcOls i mal·∙leables Tous (en cas que siguin sòlids) Durs, però fràgils
NO MAGNÈTICS
Tipus enllaç
En tota l’estructura. Forces electrostàtiques entre ions.
Entre els àtoms a la molècula (forta). Entre molècules (feble)
En tota l’estructura els cations estan units pel núvol electrònic