[2n batx] t10 enllaços quimics [q]

ELS ENLLAÇOS QUÍMICS 1r-‐2n Batxillerat

Ruben Rosa i Pons

• Origen dels enllaços químics.

• L’enllaç iònic i l’enllaç covalent. – CaracterísLques i propietats.

• Enllaç metàl·∙lic.

• Diagrames de Lewis.

• Hibridació (sp, sp2 i sp3).

• Polaritat enllaços covalents.

• Model de REPCV//Sistema AxMEn

• Forces intermoleculars: – Enllaç per ponts d’hidrogen.

– Forces de Van der Waals

Índex

• S’anomena enllaç químic a la unió entre àtoms, molècules o ions.

• L’explicació és la tendència dels àtoms a formar unions Per l’ESTABILITAT de l’estructura electrònica.

• Gilbert N. Lewis (U.S.A 1857-‐1946,) va proposar l’hipòtesi de l’OCTET: en la qual ens diu que els elmenents tendeixen a tenir la configuració del gas noble més proper (8 e-‐ en l’úlLma capa).

Origen dels enllaços químics

Per exemple: l’E potencial menor i per tant, més estable de dos àtoms d’H formant l’H2 és correspon amb la longitud d’enllaç 0,74pm

Si els àtoms es troben a sovint més units que lliures, és perquè aquests tenen un estat de menor energia (alliberaran E a l’unir-‐se, exotèrmic)

Quant a la longitud d’enllaç:

Menys l’H (2) i el Bor (6)

Enllaços iònics • L’enllaç iònic és una força electrostàLca la qual manté unit als e-‐.

Metall (caLó) vs No metall (anió)

+ -‐ Transferència d’e-‐

-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐>

Exemple:

Na+ Cl-‐ Na+ [Ne] 3s1

Cl-‐ [Ne] 3s2 3p5

Vídeo: hpp://www.youtube.com/watch?v=167KI-‐0C9Rg&feature=results_main&playnext=1&list=PL6F53FE97F6FD637E

Després s’atrauran!! Na Cl + Na+ Cl-‐

Sal comú

Grups: 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A +1 + 2 +3 0 -‐3 -‐2 -‐1 0

Exclourem els metalls de transició

+ Exemples

Na + N Al + S Grup IA Grup VA Grup IIIA Grup VIIA +1 -‐3

Na3N

+3 -‐2

Al2S3 Ca + O Grup IIA Grup VIA +2 -‐2

Ca2O2

CaO Reduïm

Enllaços covalents

Comparteixen e-‐

No Metall -‐ No metall

• Tipus: Enllaç simple: 2e-‐

“ “ doble: 4e-‐

“ “ triple: 6e-‐

La força de l’enllaç dependrà de la distància entre els dos nuclis, però no és tan fort com un iònic...

La longitud de l’enllaç dependrà del Lpus d’enllaç (simple, doble, triple..)

vs vs

La creació dels enllaços és un procés exotèrmic (alliberen energia), ja que els agrada estar així.

+ a prop

+ Forts

+ allunyats

-‐ Força

Video: hpp://www.youtube.com/watch?v=mhtBJXEhGFs&feature=related

F F

O O

N N

H – C C – H C = C H – C – C – H

– – – –

H H

H H

= –

A > càrrega ( + q) -‐> F + gran

Propietats dels enllaços Compost iònic

-‐ Xarxa cristal·∙lina // Cristalls iònics.

-‐ Metall (caLons) i no metall (anions).

-‐ Duresa, raspen/ Fragilitat -‐ Punt de fusió i ebullició extremadament alts.

Exem. Sal comú (NaCl Tebu= 801ºC)

-‐ Força d’enllaç // Energia cristal·∙lina (KJ) Llei de Coulomb -‐> F = K·∙(q1 ·∙q2)/r2

Compost covalent

-‐ Molècules

-‐ 2 o més no-‐metalls comparLnt e-‐.

-‐ Blanet i arrodonits. -‐ Punt de fusió i ebullició relaLvament baixos

Exem. Sucre (NaCl Tebu= 186ºC)

-‐ Força d’enllaç basat en forces intramoleculars.

Ca2+O2-‐ >>Cs1+Br1-‐

Solubilitat

No es trenquen en àtoms sinó en molècules de C6H12O6

Solubilitat

Per tant, FCaO >> FCsBr

Enllaços metàl·∙lics • Es tracta d’un “mar d’electrons” // on aquests estan completament

deslocalitzats, ja que es comparteixen entre tots les àtoms.

• Propietats: – Molt bons conductors d’electricitat; ja que tots els e-‐ estan

desemparellats es mouen en total llibertat. • Mal·∙leables: Poden ésser aplanats en llàmines. • DúcLls: Els podem també enrotllar com a cables. • Lluents; e-‐ vibren i emet ones electromagnèLques (=υllum incident) • Emeten e-‐: mitjançant l’efecte fotoelèctric (llum) o l’efecte termoiònic (energia

calorifica)

– Temperatures de fusió i ebullició: • Tfusió -‐> Raonable , perquè el fa més fluid. Exem. Tfus Sn = 232ºC • Tebu ALTA! -‐> perquè és molt di�cil separar tots els àtoms i que cada un

s’expandisca, perquè les ofrces dels e-‐ els mantenen ben units. Tebu Sn = 2623ºC

enlace metalico (carla): hpp://www.youtube.com/watch?v=zrlN6E8BxEI& feature=autoplay&list=PL6F53FE97F6FD637E&lf=results _main&playnext=2

Vídeo

Tb tèrmics!

–

– –

– –

– F –

Diagrama de Lewis • Enllaç covalent

• Enllaç (covalent) Coordinat o DaQu Els e-‐ provenen del mateix àtom

• Regla de Kuit Tots els àtoms volen l’úlLma capa

amb 8e-‐ [menys l’H (2e-‐) i el B (6e-‐)]

NF3

CS2

CN-‐

Estructures de resonància:

Comparteixen e-‐ dels difertents àtoms... (Tant simple, doble com triple)

N F

F

–

– S – C S

No en té prou

= S = C S

N – C

N C

5 +21 = 26e-‐ (enllaç) + 6 e-‐

32 e-‐

4 + 6·∙2 = 16e-‐

(enllaç) + 4 e-‐ 20 e-‐

– (enllaç) + 8 e-‐ 24 e-‐

-‐

-‐ – –

4 + 5 = 9 e-‐ (enllaç) + 2 e-‐

12 e-‐

– – (enllaç) + 6 e-‐

16 e-‐

(càrrega) + 1 e-‐

(càrrega) + 1 e-‐

Quan es pot expressar gràficament d’una o més maneres

– O S O

O

=

SO3 – = O S O

O

–

= – O S O

O

– = =

– =

Hibridació (sp, sp2 i sp3) Ocorre quan els enllaços d’un àtom uQlitzen ambdos orbitals s i p, la qual crea un desajust entre els nivells d’E dels e-‐. -‐>-‐> Per tal d’igualar-‐los, els orbitals s i p involucrats es combinen per tal de crear un orbital híbrid spx.

– Cl – C Cl

Cl

–

Cl

Què o qui hibrida?? Els enllaços simples σ. Tots els parells d’e-‐ solts...

–

2s 2p

Hibriden per conseguir-‐ne 4 iguals amb la mateixa E

sp3

– – N –

H H

H

2s 2p sp3

I els enllaços múlLples??

Parell d’e-‐ solts

= O = C O σ σ

π π

-‐ Un enllaç és s (sigma) -‐ Tota la resta p (pi)

sp N N = – σ

π

sp sp

sp2 sp2 = – O O O

sp2

sp2 sp3

Hibridació (II) • Com determinem la hibridació??

Contem les regions d’alta densitat d’e-‐:

i ens dona 4 ...... sp3

“ “ 3........ sp2

“ “ 2........ sp

C – C – = C = C

Totes aquestes compten com a una regió d’alta densitat! Si les sumem:

Exemples

H – C – H

– –

H

H

4 regions d’alta densitat:

sp3

H O

H

4 regions d’alta densitat:

sp3

H – C C – H = – 2 regions d’alta densitat:

sp

H

O

H

C

= O -‐ 3 regions d’alta densitat:

sp2 C -‐ 3 regions d’alta densitat:

sp2

Model de RPECV

• Tipus de molècules segons la forma:

– Lineal

– Doblat

– Triagonal

– Piramidal triagonal

– Tetraedre

2 àtoms sempre!!

Model de Repulsió dels Parells d’Electrons de la Capa de València

CCl4/CH4

Angle: 104,5º

CO2/CO

H2O/O3

= O = O C O C – =

Els e-‐ solts volrn estar el més ample possible així que Lraran els enllaços més rígids cap avalls

SO3

NF3

– Cl – C Cl

Cl

–

Cl – – – S O

O

=

O

La diferència entre les dos és el parell d’e-‐ solts.

– F – N F

F

–

Angle: 107º

Sistema AxMEn

Tipus NE X E Disposició Forma Exemple

AX2 2 2 0 Lineal Lineal BeH2, BeCl2

AX3 3 3 0 Triangular Triagonal BF3, SO3

AX2E1 3 2 1 Triangular Angular SnCl2, SO2, O3

AX4 4 4 0 Tetraèdica Tetraèdrica CH4, CF4, SO42-‐

AX3E1 4 3 1 Tetraèdica Piramidal triagonal

NH3, PF3, AsCl3

AX2E2 4 2 2 Tetraèdica Angular H2O, H2S, SF2

AXE3 4 1 3 Tetraèdica Lineal HF, HCl

AX5 5 5 0 Bipiràmide triangular

Bipiràmide triagonal

PCl5, PF5,AsF5

AX6 6 6 0 Octaèdrica Octaèdrica SF6

NE, Nombre estèric -‐> nombre de parells d’e-‐ X -‐> Parells d’e-‐ enllaçants E –> Parells d’electrons solitaris

• En el món real, no obstant:

Però això queda fora de l ’abast d’aquest nivell!!

hpp://www.astro.uwo.ca/~jcami/molspec_intro.shtml

Polaritat • La polaritat es produeix per la inequalitat en la compartció

d’e-‐.

• La qual ve determinada per l’electronegaLvitat, la qual és l’habilitat per atreure els e-‐.

Diferència d’electronegaQvitat:

-‐ Iònic: > 1,70 -‐ Covalent: 0,40 -‐ 1,70 -‐ Polar: 0,0 -‐ 0,40

Molècules polars

Doblada, triagonal piramidal

vs δ+

δ-‐

δ+

Assimètrica -‐> polar Simètrica -‐> no polar/apolar

Sempre

però

N N = –

apolar

– Cl – C Cl

Cl

–

Cl –

– Cl – C

Cl

–

Cl –

Br

polar

H2O

vs – = C O

polar

2’55 3’44

δ+ δ-‐

Afecta a l’enllaç que va a formar-‐se.

O

H H

• Ponts d’Hidrogen:

Forces intermoleculars

• Forces de Van der Waals: • Forces dipol-‐dipol:

• Forces dipol-‐dipol induït.

• Forces dipol instantani-‐dipol induït.

l'atracció entre l'extrem posiLu d'una molècula polar i el negaLu d'una altra.

consisteix en una atracció electrostàLca feble que es presenta entre molècules polars i apolars. La polar indueix un polarització de la apolar.

són forces intermoleculars febles que sorgeixen de forces interacLves entre dipols temporals en molècules sense moment dipolar permanent

-‐ Tot i que és el Lpus d'interacció molecular més important, és un Lpus d'enllaç feble en comparació amb els enllaços covalent i iònic.

-‐ L'oxigen de l'aigua està enllaçat amb dos hidrògens, i té un parell d’e-‐ no ocupat. D'aquesta manera, pot actuar com a donador i acceptor d'hidrogen al mateix temps.

-‐ S'estableix entre un àtom d'hidrogen enllaçat a un donador d'hidrogen (l'oxigen, nitrogen o fluor), i un segon àtom electronegaLu que actua com a acceptor.

Molt febles i augmenten amb el volum molecular

[2n batx] t10 enllaços quimics [q]

Education

Transcript of [2n batx] t10 enllaços quimics [q]