Tema 2 (2014)

Apunte Español
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Genética - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 13
Fecha de subida 02/11/2014
Descargas 17
Subido por

Vista previa del texto

QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) 2- Enllaç químic (1) 0. MODEL D’ENLLAÇ QUÍMIC No existeix un únic model d’enllaç que expliqui tots els compostos.
Enllaç covalent: Tots elements electronegatius Enllaç metàl·lic: Tots elements electropositius Enllaç iònic: Un element electronegatiu i l’altre electropositiu 1. ENLLAÇ COVALENT Lewis(1916): Els elements no metàl·lics (electronegatius) formen enllaços entre si compartint parell d’electrons  Un enllaç covalent és un parell d’electrons compartits entre dos àtoms.
Els únics elements que es poden trobar com espècies monoatòmiques en el seu estat natural són els gasos nobles (capa plena ns2np6).
Els ions monoatòmics també acostumen a presentar estructura de gasos nobles.
Els àtoms que formen les espècies poliatòmiques tendiran a la configuració electrònica de gas noble (estabilitat)  REGLA DE L’OCTET - Els àtoms s’uneixen entre ells compartint parells d’electrons en un intent d’adquirir una capa electrònica exterior de vuit electrons similar a la dels gasos nobles (a excepció de l’hidrogen, que la completa amb dos electrons, aconseguint la configuració de capa plena de l’heli).
Estructura de Lewis L’estructura de Lewis és una representació gràfica que mostra els àtoms enllaçats, el nombre total d’electrons compartits i els electrons no compartits (parells lliures).
Els electrons compartits entre dos àtoms enllaçats es marquen mitjançant ‐, = o ≡ (cada “ratlla” indica 2 electrons).
Els parells lliures són els electrons no compartits i s’indiquen mitjançant (‐) al voltant de l’àtom al que pertanyen (si només hi ha un electró lliure es marca amb un punt).
1 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) Generació d’estructures de Lewis 1. Calcular els electrons de valència.
Cal tenir en compte la càrrega de la molècula.
- Molècula catiònica restem la càrrega - Molècula iònica sumem la càrrega.
- 2.Determinar la connectivitat (forma en que s’enllacen els àtoms).
Àtom central: Àtom enllaçat a mínim 2 àtoms.
Àtom terminal: Àtom enllaçat a 1 únic àtom - L’àtom central, normalment és el menys electronegatiu.
- Els hidrògens sempre són terminals.
3. Unim l’àtom central mitjançant enllaços simples.
- Enllaç simple (‐): Enllaç on només es comparteixen dos electrons - Enllaç múltiple: Enllaç on es comparteixen més de dos electrons - Enllaç doble (=): Es comparteixen 4 electrons - Enllaç triple (≡): Es comparteixen 6 electrons 2 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) 4. Afegim la resta de parells d’electrons Comencem pels àtoms perifèrics i no excedim la regla de l’octet.
5. Mirem si l’àtom central compleix l’octet Si l’àtom central no compleix l’octet, movem els parells lliures necessaris dels àtoms terminals per fer enllaços múltiples.
Enllaç doble (=): Es comparteixen 4 e‐.
Enllaç triple (≡): Es comparteixen 6 e‐.
6. Calculem la càrrega formal de cada àtom C.Formal: Diferència entre els electrons de valència de l’element i els electrons que té aquell àtom en la molècula.
Parells lliures: Es consideren com electrons de l’àtom on es troben.
Electrons enllaçats: A cada àtom li corresponen la meitat dels electrons compartits.
3 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) 7. Estructures ressonants Sovint hi ha vàries estructures equivalents  les estructures ressonants ens permeten determinar els àtoms i enllaços equivalents.
Criteris per escollir l’estructura de Lewis més representativa a. Connectivitat L’àtom central és el més electropositiu. (Ex. CO2) b. En cas de dubte, sempre agafarem aquella en que tots els àtoms compleixen l’octet. (Ex. CO) c. En cas de dubte, sempre agafarem aquella que té menys càrregues formals. (Ex. NO2) d. En igualtat de càrregues formals, serà més favorable l’estructura que tingui la càrrega negativa sobre l’element més electronegatiu i la positiva sobre el menys electronegatiu. (Ex.
N2O) e. En cas de dubte, l’estructura amb més estructures ressonants és més estable.
f. Si totes les estructures amb un sol àtom central tenen moltes càrregues formals, busquem una estructura amb més d’un àtom central (Ex. N2O3) 4 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) Excepcions a la regla de l’octet I. Estructures amb nombre imparell d’electrons.
Ex. NO2 II. Estructures amb octets incomplerts.
Existeixen alguns complexos on l’àtom central no compleix l’octet. No hi ha prou electrons Ex. BH3 III. Capes de valències expandides Estructures amb elements del 3r i 4rt període presenten àtoms centrals amb més de 8 electrons.
Informació que proporcionen les estructures de Lewis 1. Ens dóna la connectivitat dels àtoms en la molècula. (Ex. N2O) 2. Certa idea de l’estabilitat de la molècula.
Les estructures amb nombre parells d’electrons, on tots els elements compleixen l’octet i no hi ha càrregues formals corresponen a compostos generalment més estables.
3. Càrrega formal de cada àtom.
[Càrrega formal = electrons de valència – electrons en l’estructura] Els electrons en enllaços es comptabilitzen assignant‐ne un a cada àtom.
4. Estat d’oxidació Es calcula mitjançant [e‐ valència – e‐ en l’estructura de Lewis] En aquest cas però els electrons dels enllaços s’assignen a l’element més electronegatiu.
Cal tenir en compte totes les estructures ressonants.
5 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) 5. Ordre d’enllaç.
[Ordre enllaç = electrons en l’enllaç /2] Cal tenir en compte totes les estructures ressonants.
Energia i distància d’enllaç Energia d’enllaç La força d’un enllaç es mesura a partir de l’energia d’enllaç = energia necessària per dissociar dos àtoms units amb un enllaç i que cada un s’emporti un electró.
L’enllaç és més fort com més gran és l’energia d’enllaç i més dèbil com més petita és.
Aquesta no depèn únicament dels àtoms directament, també depèn de l’estructura.
Els valors tabulats són valors promig de tots els enllaços entre elements iguals i mateix ordre d’enllaç  ↑ordre ↑Força d’enllaç C-C < C=C < C≡C (si els àtoms enllaçats són iguals).
Quan ↑Radi atòmic, els enllaços són ↑febles perquè hi ha menys interaccions.
- A mida que avancem per un grup, l’electró està més lluny i la interacció és més feble.
Distància d’enllaç La distància d’enllaç és la distància entre dos nuclis d’àtoms enllaçats covalentment.
En els enllaços implicant els mateixos elements, ↓ la distància quan ↑l’ordre i ↑l’E  com ↑ordre d’enllaç, els dos àtoms estan units més fortament (més a prop).
Geometria de les molècules La geometria de les molècules es defineix mitjançant; - Distància d’enllaç: Distància mitjana entre dos nuclis enllaçats.
- Angle d’enllaç: És l’angle format per tres nuclis enllaçats.
- Angle de torsió: Angle definit pels plans que formen quatre àtoms.
6 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) Model de la repulsió dels parells electrònics de valència (VSEPR) És un model empíric que permet explicar moltes de les geometries de les molècules existents.
Les regions d’alta densitat d’electrons (enllaços i parells lliures) es repel·leixen entre si  La molècula tindrà una geometria que minimitzi aquestes repulsions  Els enllaços i parells lliures tendiran a estar tan separats com sigui possible.
Molècules ABn (sense parells lliures) Molècules ABnEm (n enllaços, m parells lliures) Els parells lliures són zones amb alta densitat electrònica per tant els considerem igual que els enllaços.
Quan hi ha vàries opcions, es considera que el parell lliure és una zona de més densitat electrònica i per tant ocupa la regió amb menys repulsions.
Primer deduirem la geometria bàsica (sumant E i B) i després eliminarem tants enllaços com parells lliures tingui la molècula per trobar la geometria derivada (només té en compte B) 7 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) 8 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) Propietats dels compostos covalents Polaritat de l’enllaç Quan els àtoms que formen un enllaç covalent tenen electronegativitats diferents, la densitat electrònica es troba més atreta per l’element més electronegatiu.
Els electrons no estan igualment compartits i es parla d’enllaç covalent polar.
POLAR: Si NO es compensen APOALR: Si SÍ es compensen Moment dipolar: magnitud que ens indica el desplaçament de la carrega en un enllaç covalent. És la suma dels moments dipolars dels enllaços presents. Depèn de la polaritat i la geometria.
Altres propietats • Molècules discretes.
Els àtoms tendeixen a l’estructura de gas noble.
La única interacció forta és l’enllaç covalent.
• Gasos, líquids o sòlids amb punts de fusió baixos.
Interacció entre molècules dèbil • No condueixen el corrent elèctric.
Absència de càrregues.
• Poc solubles en dissolvents polars.
9 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) Teoria de l’enllaç de valència Amb els descobriments d’estructura atòmica, models nuclears, estats electrons... construeixen premisses per la descripció mecano‐quàntica de les idees de Lewis i VSEPR.
El model es construeix a partir d’una geometria coneguda. Es diu que NO és predictiu.
La teoria de l’enllaç de valència suposa que l’enllaç es forma pel recobriment d’orbitals atòmics d’energies similars i simetria adequada provinents d’àtoms diferents.
Els enllaços són localitzats entre dos àtoms.
Complementa la teoria dels orbitals moleculars.
En trobar-se a prop dos núvols d’electrons, es forma l’enllaç covalent  el resultat es un sol núvol d’electrons.
Condicions per tenir un bon recobriment entre orbitals: • Simetria apropiada dels orbitals • Energia similar Enllaç σ : Té simetria cilíndrica en l’eix de l’enllaç. No té pla nodals en l’eix de l’enllaç Enllaç π: Té un pla nodal que conté l’eix de l’enllaç Enllaç δ : Té dos plans nodals que contenen l’eix de l’enllaç Tenim dues possibilitats - + (+) (suma de dues funcions) Orbital antienllaçant: (+) - (+)(resta de dues funcions)  Trenquem la molècula Orbital enllaçant: (+) 10 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) Molècules diatòmiques 1)F2 2)O2 3)N2 Molècules angulars 1) H2O Per VPSER sabem que l’aigua presenta una geometria amb un angle proper als 109’5º.
O: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1  Orbitals monoocupats.
H: 1s2 - 1 enllaç s per solapament de 2pz de O amb 1s d’un H - 1 enllaç s per solapament de 2py de O amb 1s de l’altre H - Els 2s2 i 2px2 no formen enllaç (parells lliures) Representem la molècula i obtenim: L’angle d’enllaç és molt diferent a l’experimental  cal adaptar els orbitals atòmics a uns nous orbitals que permetin explicar la geometria de les molècules  ORBITALS HÍBRIDS Orbitals híbrids El model de l’enllaç de valència és insuficient per predir la geometria molecular d’algunes molècules covalents: ho podríem fer amb VSPER però amb el concepte d’hibridació d’orbitals atòmics entrem en l’estudi de ‘enllaç químic en la geometria.
Un orbital híbrid és el resultat de la combinació de 2 o més orbitals hidrogenoides (orbitals monocupats, 1electó x orbital) del mateix nucli per generar nous orbitals que tenen la mateixa orientació que els enllaços de la molècula.
 Consisteix en una reorganització de la densitat electrònica.
 Combinació orbitals = combinació funcions matemàtiques dels orbitals  S’utilitza per explicar la geometries experimentals de les molècules = we need to know la geometria prèviament (angles ,etc) S’obtenen tants orbitals híbrids com orbitals atòmics es combinen  b+e= nº d’orbitals híbrids S’anomenen en funció dels orbitals que es combinen.
11 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) 1s i 1p (px)  sp 1s i 2p (px, py)  sp2 1s i 3p (px, py)  sp3 A) Obtenció d’orbitals híbrids Geometria lineal: hibridació sp • Es combina un orbital atòmic de tipus “s” i un orbital atòmic de tipus “p”.
• S’obtenen dos orbitals híbrids de tipus sp i es disposen de forma lineal Geometria triangular plana: hibridació sp2 Geometria tetraèdrica: hibridació sp3 12 QUÍMICA Tema 2 – Enllaç Químic (I) B) Orbitals híbrids en molècules amb més d’1 àtom central C2H6 (ETÀ) C2H4 (ETÈ) C2H2 (ETÍ) 13 ...