ENLLAÇ QUÍMIC
Característiques de les substàncies segons els tipus d'enllaç que formen.
ÍNDEX
1. Enllaç químic
1.1 Octet electrònic
2. Característiques dels enllaços
2.1. Enllaç iònic
2.2. Enllaç covalent
2.3. Enllaç metàl·lic
3. Enllaç covalent
3.1. Octet de Lewis
3.1.1. Diagrames de Lewis
3.1.2. Excepcions a l'octet
3.1.3. Enllaç covalent datiu o coordinat
3.1.4. Estructures ressonants
3.2. Geometria d'enllaç
3.3. Hibriació
3.4. Polaritat
3.5. Enllaç entre molècules
Els àtoms s'uneixen formant substàncies compostes segons el principi bàsic de la física de tenir la menor energia possible.
1. Enllaç químic
* Quan la distància entre els dos àtoms és molt gran, no hi ha cap interacció, no hi ha variació en l'energia dels àtoms. * A mesura que els àtoms s'aproximen augmenten les interaccions atractives entre els nuclis i electrons. L'energia del sistema disminueix, guanyant estabilitat, fins al mínim d'energia. Quan s'obté el mínim d'energia, la distància entre àtoms és la més adequada per la seva unió, és la distància d'enllaç. I en aquella energia mínima és forma l'enllaç. * Si la distància és menor a la distància d'enllaç, guanyen les interaccions repulsives electró-electró i por tant augmenta l'energia del sistema.
Quan més profun és el mínim, major és el despreniment d'energia i, per tant més estable és la molècula que es forma.
1.1. Octet electrònic
TIPUS D'ENLLAÇOS
Kössel i Lewis (1916), es varen fixar en l'estabilitat química dels gasos nobles (no s'enllacen amb altres elements). Tots ells tenen com a configuració electrònica en la seva darrera capa (ns2np6). Aquest octet d'electrons representa una disposició electrònica especialment estable: per això, la regla de l'octet. Els elements cedeixen, capten o comparteixen electrons, formant enllaços per aconseguir aquesta configuració de gas noble.
Enllaç iònic
Entre un metall i un no metall
Enllaç covalent
Entre dos no metalls o hidrogen
Enllaç metàl·lic
Entre àtoms metàl·lics
Enllaç iònic
* Per configuració electrònica: el metall té pocs electrons en la seva darrera capa (capa de valència), cedeix electrons, per aconseguir la configuració de gas noble, es transforma en un catió. Per l'altra banda l'àtom no metàl·lic li falten pocs electrons per aconseguir la configuració de gas noble, capta electrons, transformant-se en un ió negatiu. Es mantenen units per forces d'atracció electrostàtiques. Com que l'atracció es produeix en les tres dimensions de l'espai, formen xarxes cristal·lines compactes, tridimensional i neutres.
PROPIETATS D'ENLLAÇ IÒNIC
- Sòlids cristal·lins. - Punts de fusió i ebullició elevats. - Durs (no es ratllen) - Fràgils (es rompen amb cops) - Solubles amb aigua. - Conductors quan estan fosos o en dissolució. - Aïllants en estat sòlid.
* Si a més ens fixam en les electronegativitats, ens donarem compta que fan enllaç iònic un element molt poc electronegatiu (metall) amb un element molt electronegatiu (no metall). La diferència d'electronegativitat és molt gran.
L'energia reticular o energia de xarxa (UR), és l'energia que s'allibera en el procés de formació de l'enllaç iònic a partir dels ions en estat gas. Com més estable sigui la xarxa iònica, més grans les forces d'atracció dels ions que formen el compost, més gran serà l'energia alliberada en el procés.
Energia de les xarxes iòniques
Cicle de Born - Haber
Equació de Born- Landé
Es pot aproximar amb les càrregues i la distancia entre ions.
AMPLIACIÓ MÉS ENDEVANT
Enllaç covalent
* Per configuració electrònica: els àtoms implicats, assoleixen l'octet electrònic compartint electrons, (les seves energies d'ionització i afinitat electròniques no són favorables, ja que no tendeixen a perdre o guanyar electrons.) * Si ens fixam en les electronegativitats, formen enllaços covalents entre àtoms on la diferència d'electronegativitat és molt petita o inclús nul·la.
PROPIETATS SÒLID COVALENT (xarxa)
PROPIETATS SUBSTÀNCIES COVALENTS (molècules)
- Sòlids. - Punts de fusió i ebullició elevats. - La majoria són aïllants (no el gràfit, entre altres) - La majoria són insolubles, però varia molt dins el grup.
- Sòlids, líquids o gasosos, segons massa i polaritat. - Punts de fusió i ebullició baixos. - Les substànces polars són solubles en aigua. - Són aïllants (no condueixen l'electriciat)
Enllaç metàl·lic
* Per configuració electrònica: els àtoms, del mateix element metàl·lic, cedeixen els seus electrons de valència, transformant-se en cations i així aconseguir la configuració de gas noble. Forma una xarxa metàl·lica.
Teoria del núvol electrònic
Teoria de bandes
S'explica l'enllaç segons la teoria dels orbitatals compartits. De cada orbital àtomic és forma un orbital comú. Com que hi ha molts d'àtoms es formen molts d'orbitals comuns amb molt poca diferència d'energia, per aixó les bandes d'energia. Hi ha 3 tipus: - Bandes ocupades: els electrons no surten. - Bandes de valència: es troben electrons de valència que es poden trobar plenes o semiplenes. - Bandes de conducció: es troba buida o semibuida, permet el lliure moviment dels electrons. (per solapament de les bandes de valència i conducció) Els semiconductors no hi ha solapament de les bandes.
L'enllaç metàl·lic és un enllaç deslocalitzat, entre els centres positius (cations) i els electrons de valència compartits per una gran quantitat d'àtoms metàl·lics.
PROPIETATS D'ENLLAÇ METÀL·LIC
- Sòlids cristal·lins. - Punts de fusió i ebullició elevats. - Dúctils (formar fils) i maleables (formar llàmines) - Insolubles amb aigua. - Conductors i semiconductors.
3. 1. Octet de Lewis
Lewis exposà que l'enllaç covalent consiteix a compartir un o més parell d'electons entre dos àtoms per assolir la configuració de gas noble (ns2np6)
Representació estructures de Lewis
HNO2
Electrons valència: 1 e-x 1 H 5e-x 1 N 6e- x 2 O Total: 18 e- valència
1. Fer la configuració electrònica: conèixer quant electrons de valència (totals hi ha)
H (Z=1): 1s1 N (Z=7): 1s22s22p3 O (Z=8): 1s22s22p4
2. Calcular els electrons per completar els octets, recorda que l'hidrogen només s2
Electrons octet: 1 x 2e- (H) + 1 x 8e- (N) + 2 x 8e- (O) = 26 e- octet
3. Esbrinar la quantitat d'enllaços: (electrons octet-electrons valència)/2
Quantitat d'enllaços: (26-18)/2= 4 enllaços
4. Canviar els punts per enllaços
Excepcions a l'octet
La majoria dels àtoms quan s'enllacen aconsegueixen la configuració de gas nobles (8 electrons), però es possible que no arribin als 8e- (octet incomplet) o que els superin (octet ampliat)
Octet incomplet
Octet ampliat
L'àtom s'envolta de 6 electrons en lloc de 8. Ho fan els element del grup 13: B i Al
L'àtom s'envolta de més electrons. Elements del període 3, amb orbitals d lliures Ho fan S i P
Enllaç covalent datiu o coordinat
Quan dos elements no metàl·lics, que un comparteix el parell d'electrons i l'altre té un orbital buid. L'enllaç es representa amb una fetxa d'àtom que dona els electrons cap l'altre.
H (Z=1): 1s1 N (Z=7): 1s22s22p3 O (Z=8): 1s22s22p4
HNO3
Es cumpleix la regla de l'octet, però no la valència del N. (5 electrons desaparellats)
ESTRUCTURA NO VÀLIDA
Electrons valència: 1e- x 1H + 5e- x 1N + 6 e- x 3 O= 24 e-
Electrons octet: 2 e- x 1 H + 8e- x 1 N +8e- x 3 O= 34 e-
Amb els 3 enllaços, el N ja té els 8e-, però falta un O, que a més li falten 2 electrons.
Enllaços: (34-24)/2= 5 enllaços
ESTRUCTURA VÀLIDA
Estructures ressonants
Quan hi ha més d'una estructura de Lewis possible.
És representen les estructures dins uns "corxetes" i separats per una fletxa de doble direcció.
- S'ha de tenir en compte que prové de H2CO3 a - Configuracions electròniques: H (Z=1): 1s1 C (Z=6) 1s22s22p2 O (Z=8) 1s22s22p4 Electrons valència: 24 e- Electrons octet: 36 e- Enllaços: (36-24)/2= 6 enllaços- 2 enllaços H-O - 4 enllaços C- O (valència del C)
3. 2. Geometria d'enllaç
A més de com s'enllacen és molt important l'orientació dels seus àtoms en l'espai.
Es fonamenta en dues teories:- TRPECV: teoria de repulsió de parells d'electrons de la capa de valència.- TEV: teoria de l'enllaç de valència (hibriació)
Es fonamenta en el fet que les partícules estables adquireixen l'orientació que provoca una repulsió menor entre els parells d'electrons de la capa de valència.
TRPECV
Hi ha dos tipus de parells d'electrons: - Parells no enllaçants o lliures - Parells enllaçants
S'ha de tenir en compte la repulsió dels parells d'electrons, entorn a l'àtom central. parell enllaça-parell enllaç< parell lliure-parell enllaç< parell lliure-parell lliure
Passes per esbrinar la geometria per TRPECV
1. Dibuixar l'estructura de Lewis
2. Parells d'electrons de l'àtom central 2.1. Parells enllaçants 2.2. Parells lliures
2.3. Definir la geometria molecular segons la graella.
3. 3. Hidriació
L'idea principal d'aquesta teoria és que l'enllaç covalent es forma per solapament d'orbitals atòmics semiocupats (s,p,d,f), en aquesta zona pertanys als dos electrons que participen en l'enllaç i és on hi ha una desnsitat de càrrega més gran.
Teoria d'enllaç de valència (TEV)
Solapament s-s
SOLAPAMENT FRONTAL: enllaç , forma enllaços simples.
Solapament s-p
Hi ha dos tipus de solapament d'orbitals
Solapament p-p
SOLAPAMENT LATERAL: enllaç , forma enllaços dobles i triples.
Solapament p-p
Hibriació
En determinades molècules es presenta el problema per explicar com a partir d'orbitals atòmics diferents es poden formar enllaços idèntics (grau i longitud).
Per a que tots els enllaços siguin iguals, s'ha de suponer que durant la reacció es produeix un procès d'HIBRIACIÓ o recombinació de orbitals atòmics purs, resultant uns nous orbitals atòmics hídrids. Es produeix la mateixa quantitat d'orbitals híbrids que orbitals atòmics de partida. Els orbital híbrids són tots iguals, energèticament i formalment. Els orbitals híbrids només es diferencien en la seva orientació espacial.
Geometria molecular i Hibriació
Passes per determinar la geometria de la molècula
1. Es tria l'àtom central.
2. S'estableix el nombre d'enllaços que ha de formar mitjançant l'estructura de Lewis.
3. Es comprova si el nombre d'electrons desaparellats disponibles per formar els enllaços és igual al nombre d'electrons necessaris. Si no és així, es promaocionen els electrons a uns altres orbitals atòmics.
4. Es combinen els orbitals atòmics que formen enllaços simples i els que tenen parells d'electrons aparellats per determinar la hibriació que tindra lloc en l'àtom central, necessària per formar els enllaços corresponents. Els orbitals dels enllaços dobles no fan hibriació
5. Se solapen els orbitals híbrids amb els orbitals dels altres àtoms amb els quals formen enllaç, tenint en compte les diferents repulsions entre els parells d'electrons que determina la geometria final de la molècula.
Hibriació sp3
Hibriació sp2
Hibriació sp
Combinació d'un orbital atòmic s amb 3 p.
Combinació d'un orbital atòmic s amb 2 p.
Combinació d'un orbital atòmic s amb 1 p.
Fan un angle de 120ºC
Fan un angle de 180º per evitar la repulsió
Fan un angle de 109,5 º
Exemples
Exemples
Exemples
Be Cl2
BF3
NH3
BeCl2
Primer de tot: Estructura de Lewis
e- v= 2+2·7=16 e- oct= 4+16=20 p.e=(20-16)/2=2 p.n.e= (16-4)/2=6
Be: 1s22s2 Cl: 1s22s22p63s23p5
Cl
Be
Cl
El Be precisa 2 electrons lliures per fer enllaç i, per això, exita els electrons, passant 1 electró s a p.
Hibriació 2 orbitals sp
Els orbitals hibrids es coloquen en un angle de 180º per evitar la repulsió. S'enllacen amb el Cl per un orbital 3p. És un enllaç frontal i per tant
Estructura lineal
e-v= 1·2+4·2=10 e- oct= 2·2+8·2=20 p.e=(20-10)/2= 5 enllaços p.n.e= (10-10)/2=0
Lewis: H= 1s1 C=1s22s22p2
Cada carboni fa 2 enllaços simples (sigma) i 2 enllaços multiples (pi). Cada carboni precisa 4 electrons per fer 4 enllaç. Els orbitals per fer enllaç pi no conten per la hibriació.
Necessita 4 e- desaparellats
Només 2 enllaços simples i frontals
Com que els carboni fa enllaç sigma entre el c-c i C-H, estructura lineal, l'angle és de 180º (igual pels 2 carbonis
Enllaços dobles i triples
Estructura lineal
BF3
e- v=3+3·7=24 e-oct= 6+3·8=30 p.e= (30-24)/2=3 p.n.e= (24-6)/2=9
Estructura de Lewis: B=1s22s22p1 F=1s22s22p5
El B precisa 3 electrons per fer enllaços. Tots ells simples. Segons TPREV: 3p.e i 0 no enllaç: Estructura trigonal plana
Precisa 3 electrons desapareats, 3 enllaços
Hibriació de 1 s amb 2 p : 3 orbitals sp2
Estructura trigonal plana
Cada carboni fa 2 enllaços sigma amb C-H i 1 enllaç C-C sigma. I 1 enllaç pi (lateral) Cada carboni fa 4 enllaços, necessita 4 electrons desaparellats Els enllaços pi no fan hibriació
e-v=1·4+4·2=12 e- oct=2·4+8·2=24 p.e=(24-12)/2=6 enllaços p.n.e=(12-12)/2=0
Estructura de Lewis C= 1s22s22p2 H=1s1
Precisa 4 electrons desapareats,
Hibriació de 1 s amb 2 p : 3 orbitals sp2
Estructura trigonal plana
Enllaç pi
per cada carboni
NH3
Segon TRPEV: el N té 4 parells e-, 3 enllaçants i 1 no enllaçant, per tant: Estructura piramidal trigonal
e-v= 5+3=8 e- oct= 8+3·2=14 p.e=(14-8)/2=3 enllaços p.n.e=(8-6)/2=1
Estructura de Lewis N=1s22s22p3 H=1s1
Realment no precisaria hibridar, ja que només fa 3 enllaços, però llavor l'angle seria de 90º i plana i és piramidal. ("*")
parell no enllaçant
Estructura piramidal triangular
3. 4. Polaritat
Els enllaços no són purament covalents, els electrons estan més atrets per l'àtom més electronegatiu.
Quan l'enllaç no es totalment covalent (diferencies de electronegativitats) es genera un moment dipolar, separació de les càrreges cap l'àtom més electronegatiu. (Vector)
Molècula apolar: moment dipolar total zero
Sumant els moments dipolars dels enllaços obtenim el moment dipolar total
Molècula polar: moment dipolar total distint de zero
3. 5. Enllaç intermolecular
L'enllaç d'hidrogen es dóna entre molècules polars que contenen un àtom de H i un àtom petit i molt electronegatiu (N, O, F)
Enllaç d'hidrogen
Enllaç que s'estableix entre molecules polars, és a dir, aquelles que formen dipols permanents. (HCl, H2S, CO)
Forces de Van der Waals
Enllaç que s'estableix entre molecules apolars o àtoms que formen dipols instantànis. Aquestes forces augmenten amb la mida de la molècula.
Forces de London
ENLLAÇ QUÍMIC
ELENA LÓPEZ ADEBJÄR
Created on December 30, 2021
Start designing with a free template
Discover more than 1500 professional designs like these:
Explore all templates
Transcript
ENLLAÇ QUÍMIC
Característiques de les substàncies segons els tipus d'enllaç que formen.
ÍNDEX
1. Enllaç químic
1.1 Octet electrònic
2. Característiques dels enllaços
2.1. Enllaç iònic
2.2. Enllaç covalent
2.3. Enllaç metàl·lic
3. Enllaç covalent
3.1. Octet de Lewis
3.1.1. Diagrames de Lewis
3.1.2. Excepcions a l'octet
3.1.3. Enllaç covalent datiu o coordinat
3.1.4. Estructures ressonants
3.2. Geometria d'enllaç
3.3. Hibriació
3.4. Polaritat
3.5. Enllaç entre molècules
Els àtoms s'uneixen formant substàncies compostes segons el principi bàsic de la física de tenir la menor energia possible.
1. Enllaç químic
* Quan la distància entre els dos àtoms és molt gran, no hi ha cap interacció, no hi ha variació en l'energia dels àtoms. * A mesura que els àtoms s'aproximen augmenten les interaccions atractives entre els nuclis i electrons. L'energia del sistema disminueix, guanyant estabilitat, fins al mínim d'energia. Quan s'obté el mínim d'energia, la distància entre àtoms és la més adequada per la seva unió, és la distància d'enllaç. I en aquella energia mínima és forma l'enllaç. * Si la distància és menor a la distància d'enllaç, guanyen les interaccions repulsives electró-electró i por tant augmenta l'energia del sistema.
Quan més profun és el mínim, major és el despreniment d'energia i, per tant més estable és la molècula que es forma.
1.1. Octet electrònic
TIPUS D'ENLLAÇOS
Kössel i Lewis (1916), es varen fixar en l'estabilitat química dels gasos nobles (no s'enllacen amb altres elements). Tots ells tenen com a configuració electrònica en la seva darrera capa (ns2np6). Aquest octet d'electrons representa una disposició electrònica especialment estable: per això, la regla de l'octet. Els elements cedeixen, capten o comparteixen electrons, formant enllaços per aconseguir aquesta configuració de gas noble.
Enllaç iònic
Entre un metall i un no metall
Enllaç covalent
Entre dos no metalls o hidrogen
Enllaç metàl·lic
Entre àtoms metàl·lics
Enllaç iònic
* Per configuració electrònica: el metall té pocs electrons en la seva darrera capa (capa de valència), cedeix electrons, per aconseguir la configuració de gas noble, es transforma en un catió. Per l'altra banda l'àtom no metàl·lic li falten pocs electrons per aconseguir la configuració de gas noble, capta electrons, transformant-se en un ió negatiu. Es mantenen units per forces d'atracció electrostàtiques. Com que l'atracció es produeix en les tres dimensions de l'espai, formen xarxes cristal·lines compactes, tridimensional i neutres.
PROPIETATS D'ENLLAÇ IÒNIC
- Sòlids cristal·lins. - Punts de fusió i ebullició elevats. - Durs (no es ratllen) - Fràgils (es rompen amb cops) - Solubles amb aigua. - Conductors quan estan fosos o en dissolució. - Aïllants en estat sòlid.
* Si a més ens fixam en les electronegativitats, ens donarem compta que fan enllaç iònic un element molt poc electronegatiu (metall) amb un element molt electronegatiu (no metall). La diferència d'electronegativitat és molt gran.
L'energia reticular o energia de xarxa (UR), és l'energia que s'allibera en el procés de formació de l'enllaç iònic a partir dels ions en estat gas. Com més estable sigui la xarxa iònica, més grans les forces d'atracció dels ions que formen el compost, més gran serà l'energia alliberada en el procés.
Energia de les xarxes iòniques
Cicle de Born - Haber
Equació de Born- Landé
Es pot aproximar amb les càrregues i la distancia entre ions.
AMPLIACIÓ MÉS ENDEVANT
Enllaç covalent
* Per configuració electrònica: els àtoms implicats, assoleixen l'octet electrònic compartint electrons, (les seves energies d'ionització i afinitat electròniques no són favorables, ja que no tendeixen a perdre o guanyar electrons.) * Si ens fixam en les electronegativitats, formen enllaços covalents entre àtoms on la diferència d'electronegativitat és molt petita o inclús nul·la.
PROPIETATS SÒLID COVALENT (xarxa)
PROPIETATS SUBSTÀNCIES COVALENTS (molècules)
- Sòlids. - Punts de fusió i ebullició elevats. - La majoria són aïllants (no el gràfit, entre altres) - La majoria són insolubles, però varia molt dins el grup.
- Sòlids, líquids o gasosos, segons massa i polaritat. - Punts de fusió i ebullició baixos. - Les substànces polars són solubles en aigua. - Són aïllants (no condueixen l'electriciat)
Enllaç metàl·lic
* Per configuració electrònica: els àtoms, del mateix element metàl·lic, cedeixen els seus electrons de valència, transformant-se en cations i així aconseguir la configuració de gas noble. Forma una xarxa metàl·lica.
Teoria del núvol electrònic
Teoria de bandes
S'explica l'enllaç segons la teoria dels orbitatals compartits. De cada orbital àtomic és forma un orbital comú. Com que hi ha molts d'àtoms es formen molts d'orbitals comuns amb molt poca diferència d'energia, per aixó les bandes d'energia. Hi ha 3 tipus: - Bandes ocupades: els electrons no surten. - Bandes de valència: es troben electrons de valència que es poden trobar plenes o semiplenes. - Bandes de conducció: es troba buida o semibuida, permet el lliure moviment dels electrons. (per solapament de les bandes de valència i conducció) Els semiconductors no hi ha solapament de les bandes.
L'enllaç metàl·lic és un enllaç deslocalitzat, entre els centres positius (cations) i els electrons de valència compartits per una gran quantitat d'àtoms metàl·lics.
PROPIETATS D'ENLLAÇ METÀL·LIC
- Sòlids cristal·lins. - Punts de fusió i ebullició elevats. - Dúctils (formar fils) i maleables (formar llàmines) - Insolubles amb aigua. - Conductors i semiconductors.
3. 1. Octet de Lewis
Lewis exposà que l'enllaç covalent consiteix a compartir un o més parell d'electons entre dos àtoms per assolir la configuració de gas noble (ns2np6)
Representació estructures de Lewis
HNO2
Electrons valència: 1 e-x 1 H 5e-x 1 N 6e- x 2 O Total: 18 e- valència
1. Fer la configuració electrònica: conèixer quant electrons de valència (totals hi ha)
H (Z=1): 1s1 N (Z=7): 1s22s22p3 O (Z=8): 1s22s22p4
2. Calcular els electrons per completar els octets, recorda que l'hidrogen només s2
Electrons octet: 1 x 2e- (H) + 1 x 8e- (N) + 2 x 8e- (O) = 26 e- octet
3. Esbrinar la quantitat d'enllaços: (electrons octet-electrons valència)/2
Quantitat d'enllaços: (26-18)/2= 4 enllaços
4. Canviar els punts per enllaços
Excepcions a l'octet
La majoria dels àtoms quan s'enllacen aconsegueixen la configuració de gas nobles (8 electrons), però es possible que no arribin als 8e- (octet incomplet) o que els superin (octet ampliat)
Octet incomplet
Octet ampliat
L'àtom s'envolta de 6 electrons en lloc de 8. Ho fan els element del grup 13: B i Al
L'àtom s'envolta de més electrons. Elements del període 3, amb orbitals d lliures Ho fan S i P
Enllaç covalent datiu o coordinat
Quan dos elements no metàl·lics, que un comparteix el parell d'electrons i l'altre té un orbital buid. L'enllaç es representa amb una fetxa d'àtom que dona els electrons cap l'altre.
H (Z=1): 1s1 N (Z=7): 1s22s22p3 O (Z=8): 1s22s22p4
HNO3
Es cumpleix la regla de l'octet, però no la valència del N. (5 electrons desaparellats)
ESTRUCTURA NO VÀLIDA
Electrons valència: 1e- x 1H + 5e- x 1N + 6 e- x 3 O= 24 e-
Electrons octet: 2 e- x 1 H + 8e- x 1 N +8e- x 3 O= 34 e-
Amb els 3 enllaços, el N ja té els 8e-, però falta un O, que a més li falten 2 electrons.
Enllaços: (34-24)/2= 5 enllaços
ESTRUCTURA VÀLIDA
Estructures ressonants
Quan hi ha més d'una estructura de Lewis possible.
És representen les estructures dins uns "corxetes" i separats per una fletxa de doble direcció.
- S'ha de tenir en compte que prové de H2CO3 a - Configuracions electròniques: H (Z=1): 1s1 C (Z=6) 1s22s22p2 O (Z=8) 1s22s22p4 Electrons valència: 24 e- Electrons octet: 36 e- Enllaços: (36-24)/2= 6 enllaços- 2 enllaços H-O - 4 enllaços C- O (valència del C)
3. 2. Geometria d'enllaç
A més de com s'enllacen és molt important l'orientació dels seus àtoms en l'espai.
Es fonamenta en dues teories:- TRPECV: teoria de repulsió de parells d'electrons de la capa de valència.- TEV: teoria de l'enllaç de valència (hibriació)
Es fonamenta en el fet que les partícules estables adquireixen l'orientació que provoca una repulsió menor entre els parells d'electrons de la capa de valència.
TRPECV
Hi ha dos tipus de parells d'electrons: - Parells no enllaçants o lliures - Parells enllaçants
S'ha de tenir en compte la repulsió dels parells d'electrons, entorn a l'àtom central. parell enllaça-parell enllaç< parell lliure-parell enllaç< parell lliure-parell lliure
Passes per esbrinar la geometria per TRPECV
1. Dibuixar l'estructura de Lewis
2. Parells d'electrons de l'àtom central 2.1. Parells enllaçants 2.2. Parells lliures
2.3. Definir la geometria molecular segons la graella.
3. 3. Hidriació
L'idea principal d'aquesta teoria és que l'enllaç covalent es forma per solapament d'orbitals atòmics semiocupats (s,p,d,f), en aquesta zona pertanys als dos electrons que participen en l'enllaç i és on hi ha una desnsitat de càrrega més gran.
Teoria d'enllaç de valència (TEV)
Solapament s-s
SOLAPAMENT FRONTAL: enllaç , forma enllaços simples.
Solapament s-p
Hi ha dos tipus de solapament d'orbitals
Solapament p-p
SOLAPAMENT LATERAL: enllaç , forma enllaços dobles i triples.
Solapament p-p
Hibriació
En determinades molècules es presenta el problema per explicar com a partir d'orbitals atòmics diferents es poden formar enllaços idèntics (grau i longitud).
Per a que tots els enllaços siguin iguals, s'ha de suponer que durant la reacció es produeix un procès d'HIBRIACIÓ o recombinació de orbitals atòmics purs, resultant uns nous orbitals atòmics hídrids. Es produeix la mateixa quantitat d'orbitals híbrids que orbitals atòmics de partida. Els orbital híbrids són tots iguals, energèticament i formalment. Els orbitals híbrids només es diferencien en la seva orientació espacial.
Geometria molecular i Hibriació
Passes per determinar la geometria de la molècula
1. Es tria l'àtom central.
2. S'estableix el nombre d'enllaços que ha de formar mitjançant l'estructura de Lewis.
3. Es comprova si el nombre d'electrons desaparellats disponibles per formar els enllaços és igual al nombre d'electrons necessaris. Si no és així, es promaocionen els electrons a uns altres orbitals atòmics.
4. Es combinen els orbitals atòmics que formen enllaços simples i els que tenen parells d'electrons aparellats per determinar la hibriació que tindra lloc en l'àtom central, necessària per formar els enllaços corresponents. Els orbitals dels enllaços dobles no fan hibriació
5. Se solapen els orbitals híbrids amb els orbitals dels altres àtoms amb els quals formen enllaç, tenint en compte les diferents repulsions entre els parells d'electrons que determina la geometria final de la molècula.
Hibriació sp3
Hibriació sp2
Hibriació sp
Combinació d'un orbital atòmic s amb 3 p.
Combinació d'un orbital atòmic s amb 2 p.
Combinació d'un orbital atòmic s amb 1 p.
Fan un angle de 120ºC
Fan un angle de 180º per evitar la repulsió
Fan un angle de 109,5 º
Exemples
Exemples
Exemples
Be Cl2
BF3
NH3
BeCl2
Primer de tot: Estructura de Lewis
e- v= 2+2·7=16 e- oct= 4+16=20 p.e=(20-16)/2=2 p.n.e= (16-4)/2=6
Be: 1s22s2 Cl: 1s22s22p63s23p5
Cl
Be
Cl
El Be precisa 2 electrons lliures per fer enllaç i, per això, exita els electrons, passant 1 electró s a p.
Hibriació 2 orbitals sp
Els orbitals hibrids es coloquen en un angle de 180º per evitar la repulsió. S'enllacen amb el Cl per un orbital 3p. És un enllaç frontal i per tant
Estructura lineal
e-v= 1·2+4·2=10 e- oct= 2·2+8·2=20 p.e=(20-10)/2= 5 enllaços p.n.e= (10-10)/2=0
Lewis: H= 1s1 C=1s22s22p2
Cada carboni fa 2 enllaços simples (sigma) i 2 enllaços multiples (pi). Cada carboni precisa 4 electrons per fer 4 enllaç. Els orbitals per fer enllaç pi no conten per la hibriació.
Necessita 4 e- desaparellats
Només 2 enllaços simples i frontals
Com que els carboni fa enllaç sigma entre el c-c i C-H, estructura lineal, l'angle és de 180º (igual pels 2 carbonis
Enllaços dobles i triples
Estructura lineal
BF3
e- v=3+3·7=24 e-oct= 6+3·8=30 p.e= (30-24)/2=3 p.n.e= (24-6)/2=9
Estructura de Lewis: B=1s22s22p1 F=1s22s22p5
El B precisa 3 electrons per fer enllaços. Tots ells simples. Segons TPREV: 3p.e i 0 no enllaç: Estructura trigonal plana
Precisa 3 electrons desapareats, 3 enllaços
Hibriació de 1 s amb 2 p : 3 orbitals sp2
Estructura trigonal plana
Cada carboni fa 2 enllaços sigma amb C-H i 1 enllaç C-C sigma. I 1 enllaç pi (lateral) Cada carboni fa 4 enllaços, necessita 4 electrons desaparellats Els enllaços pi no fan hibriació
e-v=1·4+4·2=12 e- oct=2·4+8·2=24 p.e=(24-12)/2=6 enllaços p.n.e=(12-12)/2=0
Estructura de Lewis C= 1s22s22p2 H=1s1
Precisa 4 electrons desapareats,
Hibriació de 1 s amb 2 p : 3 orbitals sp2
Estructura trigonal plana
Enllaç pi
per cada carboni
NH3
Segon TRPEV: el N té 4 parells e-, 3 enllaçants i 1 no enllaçant, per tant: Estructura piramidal trigonal
e-v= 5+3=8 e- oct= 8+3·2=14 p.e=(14-8)/2=3 enllaços p.n.e=(8-6)/2=1
Estructura de Lewis N=1s22s22p3 H=1s1
Realment no precisaria hibridar, ja que només fa 3 enllaços, però llavor l'angle seria de 90º i plana i és piramidal. ("*")
parell no enllaçant
Estructura piramidal triangular
3. 4. Polaritat
Els enllaços no són purament covalents, els electrons estan més atrets per l'àtom més electronegatiu.
Quan l'enllaç no es totalment covalent (diferencies de electronegativitats) es genera un moment dipolar, separació de les càrreges cap l'àtom més electronegatiu. (Vector)
Molècula apolar: moment dipolar total zero
Sumant els moments dipolars dels enllaços obtenim el moment dipolar total
Molècula polar: moment dipolar total distint de zero
3. 5. Enllaç intermolecular
L'enllaç d'hidrogen es dóna entre molècules polars que contenen un àtom de H i un àtom petit i molt electronegatiu (N, O, F)
Enllaç d'hidrogen
Enllaç que s'estableix entre molecules polars, és a dir, aquelles que formen dipols permanents. (HCl, H2S, CO)
Forces de Van der Waals
Enllaç que s'estableix entre molecules apolars o àtoms que formen dipols instantànis. Aquestes forces augmenten amb la mida de la molècula.
Forces de London