ENLLAÇ QUÍMIC (Part 1) (2015)

Resumen Catalán
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Química - 1º curso
Asignatura Fonaments de Química
Año del apunte 2015
Páginas 7
Fecha de subida 11/01/2015
Descargas 27
Subido por

Vista previa del texto

Cora Montesdeoca Química UAB ENLLAÇ QUÍMIC I TEORIA DE LEWIS   Enllaç iònic  Els electrons són transferits L’objectiu és donar des del menys al més àtom electronegatiu a cada àtom una Enllaç covalent  Els electrons són compartits configuració de entre els àtoms gas noble! Els electrons de valència juguen un paper fonamental en els enllaços. Els elements del mateix grup de la TP tenen el mateix nombre d’electrons de valència i per tant formen el mateix tipus de compostos.
Regla de l’octet En una molècula tots els àtoms han de tindre l’última capa plena: 8 electrons. Excepte el H.
Alguns àtoms poden sobrepassar els 8 electrons, però els elements del segon període no poden violar aquesta norma.
Excepcions  Especies amb un nombre imparell d’electrons: NO, CH3 i OH (radicals).
 Octet incomplerts: B  Capes de valència expandides: P, S ENLLAÇ COVALENT Es comparteixen els electrons entre els àtoms per tindre una configuració estable.
Al parell d’electrons de l’enllaç covalent se l’anomena parell enllaçant i els que no intervenen al enllaç s’anomenen parell solitari.
ENLLAÇ COVALENT COORDINAT Un dels àtoms de l’enllaç contribueix amb ambdós electrons del parell compartit.
1 Cora Montesdeoca Química UAB ENLLAÇ COVALENT MÚLTIPLE Freqüentment fa falta compartir més d’un parell d’electrons per arribar al octet. Quan quatre electrons són compartits per dos àtoms hi ha un enllaç doble. Quan sis electrons són compartit per dos àtoms hi ha un enllaç triple.
Cas del O2 No hi ha cap estructura que representi al oxigen de manera correcta ja què per la teoria de Lewis aquesta molècula és diamagnètica i experimentalment es demostra que això no és així.
ENLLAÇ COVALENT POLAR Molts enllaços químics tenen característiques intermèdies del enllaç iònic i el covalent.
Un enllaç covalent en el que dos àtoms no comparteixen per igual els electrons s’anomena enllaç covalent polar. En aquests enllaços els electrons es desplacen cap a l’element amb major caràcter no metàl·lic. La desigual compartició dels electrons condueix a una càrrega negativa parcial sobre l’element amb més caràcter no metàl·lic, que es designa δ-, i la corresponent càrrega positiva parcial sobre l’element més metàl·lic, δ+.
MAPAS DE POTENCIAL ELECTROSTÀTIC Resolent l’equació de Schrödinger per la molècula, s’obté un mapa de potencial electrostàtic que es una forma de visualitzar la distribució electrònica d’una molècula.
El potencial electrostàtic és el treball realitzat al moure la unitat de càrrega positiva, a velocitat constant, d’una regió a l’altre de la molècula. El mapa de potencial electrostàtic s’obté sondant hipotèticament, una superfície de densitat electrònica amb una càrrega puntual positiva. La càrrega puntual positiva serà atreta per regions riques en electrons.
2 Cora Montesdeoca Química UAB ELECTRONEGATIVITAT L’electronegativitat (λ) d'un àtom és la capacitat d'atreure electrons d'un enllaç que comparteix amb un altre àtom. Va relacionada amb l’energia d’ionització i la afinitat electrònica.
𝜆𝐴 ∝ (𝐼𝐴 − 𝐴𝐸𝐴 ) Pauling va disenyar una escala d’electronegativitat. Quant més petit sigui λ més metàl·lic és l’element, quant més gran sigui λ més no metàl·lic és l’element.
A partir dels valors de l’electronegativitat es pot descriure la polaritat d’un enllaç covalent. S’utilitza la diferencia d’electronegativitat, Δλ. Si Δλ és molt petit, l’enllaç és covalent. Si Δλ és gran, l’enllaç és iònic. Per valors intermedis l’enllaç és polar covalent.
FORMACIÓ ESTRUCTURES DE LEWIS L’H és sempre un àtom terminal i el C àtom central. Generalment l’àtom central és el menys electronegatiu i les estructures son simètriques i compactes.
La càrrega formal és la càrrega d’1 àtom de la molècula (≠ càrrega global). Les càrregues formals del mateix signe no poden existir consecutivament.
3 Cora Montesdeoca Química UAB La millor estructura de Lewis és aquella la qual el nombre de càrregues és menor. Les càrregues negatives van als àtoms electronegatius i les càrregues positives van als àtoms electropositius.
RESSONÀNCIA Quan hi ha dos o més estructures de Lewis acceptables que contribueixen a la estructura correcte es diu que existeix una ressonància. L’estructura veritable és un híbrid de ressonància de les possibles estructures contribuents. Les estructures acceptables que contribueixen al híbrid han de tenir totes el mateix esquelet (les posicions atòmiques no poden canviar), només poden diferir en la distribució dels electrons dintre l’estructura.
GEOMETRIA MOLECULAR La forma de les molècules té un pes important ja què expliquen per què una substància és líquida, per exemple, a temperatura ambient.
TEORIA DE LA REPULSIÓ ENTRE PARELLS D’ELECTRONS DE LA CAPA DE VALENCIA (TEORIA RPECV) Els parells d’electrons es repelen entre si, tant si estan en enllaços químics (parells enllaçants) com si no estan compartits (parells solitaris). Els parells d’electrons es disposen al voltant d’un àtom amb orientacions que minimitzin les repulsions.
Un altre aspecte de la teoria RPECV es que no es centra exactament en parells d’electrons, sinó en grups d’electrons.
POSIBLES DISTRIBUCIONS DELS GRUPS D’ELECTRONS El grups d’electrons també tenen una geometria pròpia:  Dos grups d’electrons: lineal  Tres grups d’electrons: trigonal plana  Quatre grups d’electrons: tetraèdrica  Cinc grups d’electrons: bipiramidal trigonal  Sis grups d’electrons: octaèdrica 4 Cora Montesdeoca Química UAB GEOMETRIA MOLECULAR EN FUNCIÓ DE LA GEOMETRIA DELS GRUPS D’ELECTRONS Quant més es forci a apropar-se entre si dos electrons, major serà la repulsió entre ells. Els parells d’electrons solitaris es tendeixen més que els parells enllaçants. L’ordre de major a menor de les forces repulsives es: solitari – solitari > solitari – enllaçant > enllaçant – enllaçant ESTRUCTURES AMB ENLLAÇOS COVALENTS MÚLTIPLES En un enllaç covalent múltiple, tots els electrons de l’enllaç estan confinats en la regió compresa entre els àtoms enllaçats i el seu conjunt constitueix un grup d’electrons. A partir d’aquí funciona com la taula de dalt.
5 Cora Montesdeoca Química UAB MOLÈCULES AMB MÉS D’UN ÀTOM CENTRAL S’ha d’establir la distribució geomètrica d’àtoms terminals al voltant de cada àtom central i desprès combinar els resultats en una única descripció de la forma molecular.
FORMA MOLECULAR I MOMENTS DIPOLARS La magnitud del desplaçament de la càrrega en un enllaç covalent polar ve donada pel moment dipolar, μ. És un vector que s’orienta cap a l’àtom que té més força d’atreure electrons 𝜇 = 𝛿 · 𝑑 [1 Debye ( D) = 3.34·10-30 C·m] Si els moments d’un enllaç són iguals en magnitud i direcció i de sentit oposat, es cancel·len entre si i donen una resultant nul·la de moment dipolar. Si μ=0 la molècula no és polar.
Degut a la diferencia d’electronegativitat hi ha moments d’enllaç diferents i donen lloc a un moment dipolar. Si μ≠0 la molècula és polar.
ORDRE D’ENLLAÇ I LONGITUD D’ENLLAÇ El terme ordre d’enllaç descriu si un enllaç covalent és simple (ordre = 1), doble (ordre = 2), o triple (ordre = 3). Quant major sigui l’ordre d’enllaç, amb més força s’uneixen els àtoms.
La longitud d’enllaç és la distància entre els centres dels dos àtoms units per un enllaç covalent. Un enllaç doble és més curt que un simple i el triple és encara més curt. La longitud del enllaç covalent entre dos àtoms pot obtenir-se sumant els radis covalents dels dos àtoms.
6 Cora Montesdeoca Química UAB ENERGIES D’ENLLAÇ A major ordre d’enllaç, menor és la longitud d’enllaç i major és l’energia d’enllaç.
Al unir-se els àtoms s’allibera energia i per separar-los s’absorbeix energia. La energia de dissociació d’un enllaç és la quantitat d’energia necessària per trencar un mol d’enllaços covalents en una espècie gasosa (kJ/mol). Es pot entendre com una variació d’entalpia.
Una energia d’enllaç promig és el valor mitjà de les energies de disociacio del enllaç de varies especies diferents que tenen el determinat enllaç.
TERMOQUÍMICA 𝛥𝐻 = −𝐸𝑒𝑛𝑙𝑙𝑎ç𝑜𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑡𝑠 + 𝐸𝑒𝑛𝑙𝑙𝑎ç𝑜𝑠 𝑡𝑟𝑒𝑛𝑐𝑎𝑡𝑠 = 𝛴𝛥𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑒𝑠 − 𝛴𝛥𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑢𝑠 Si ΔH<0 la reacció és exotèrmica. Si ΔH>0 la reacció és endotèrmica.
7 ...