Tema 3 (2014)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Genética - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 8
Fecha de subida 02/11/2014
Descargas 14
Subido por

Vista previa del texto

QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) 3- Enllaç químic (2) 1. FORCES INTERMOLECULARS Les forces intermoleculars són les forces d’atracció entre molècules.
Són les responsables que els compostos moleculars puguin ser líquids i/o sòlids.
Quan passem d’un estat a un altre no trenquem enllaços covalents, trenquem les forces intermoleculars.
En un gas pràcticament no hi ha interaccions.
Acostumen a ser dèbils (especialment en comparació als enllaços covalents, iònics i metàl·lics).
Com més fortes siguin, més gran serà el punt de fusió i ebullició dels compostos moleculars.
Interaccions ió‐dipol És l’atracció que s’estableix entre una molècula polar i un ió.
Depèn de: - Càrrega de l’ió: ↑ càrrega, ↑ interacció - Radi del ió:↓ radi, ↑ interacció - Moment dipolar de la molècula: ↑moment dipolar, ↑ interacció Explica la dissolució de les substàncies polars.
Interaccions dipol‐dipol És l’atracció que s’estableix entre molècules polars.
És d’origen electrostàtic (llei de Coulomb).
Depèn de: - Moment dipolar: ↑moment dipolar, ↑ interacció Interaccions dipol‐dipol induït 1 QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) Si una molècula polar s’apropa a una molècula no polar, la distribució electrònica de la segona es redistribueix generant un dipol induït.
L’atracció entre una molècula polar i un dipol induït depèn de: - Moment dipolar - Polaritzabilitat: Capacitat de redistribuir la densitat electrònica. Com ↑electrons i ↑n, ↑fàcil serà polaritzar.
- Per tant, també depèn del nº d’electrons.
Forces de London Interaccions entre molècules apolars.
És probable que en un moment donat es generi un dipol instantani que sigui capaç d’induir un dipol a les molècules properes.
Depenen de: - Polaritzabilitat: En general la polaritzabilitat↑ si ↑ el nº d’electrons Aquestes tres últimes forces = forces de Van der Waals Enllaços d’Hidrogen L’enllaç d’hidrogen és un tipus especial d’interacció dipol‐dipol entre un enllaç polar X‐H i un àtom electronegatiu (O, N, F).
Els enllaços d’hidrogen són especialment forts quan intervenen elements electronegatius del segon període.
HF Com ↑període (↑nº d’e-), ↑Fintermoleculars 2 QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) Com ↑grup (↑nº d’e-), ↑Fintermoleculars EXCEPTE grup 4! Solubilitat En dissoldre una substància (solut) en una solució líquida s’estableixen forces intermoleculars entre el solut i el dissolvent.
La solubilitat dependrà de les forces que s’estableixen entre el solut i el dissolvent i de les que s’han de trencar dins del solut i del dissolvent per formar la solució.
En general els soluts polars es dissolen en dissolvents polars, mentre que els soluts apolars es dissolen preferentment en dissolvent apolars.
D’aquesta manera, molts compostos iònics es dissolen en aigua formant ions, mentre que els compostos orgànics normalment es dissolen en dissolvents orgànics (diclorometà, dietilèter, toluè, cloroform, …).
Rellevància biològica L’estructura secundària de les proteïnes ve determinada en gran mesura pels enllaços d’hidrogen.
3 QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) 2. ESTRUCTURA DELS SÒLIDS METÀL∙LICS Els dividim en 2 tipus Cristal·lins: distribució de ions, molècules i àtoms de forma ordenada i repetida en les 3 direccions de l’espai.
Amorfs Els àtoms, normalment, s’ordenen formant un sòlid cristal·lí.
Estructures en sòlids cristal·lins Tenim cations + un núvol d’electrons = interaccionen  això manté el sòlid unit. Segons la distància serà més fort o més dèbil.
L’important és compensar (no importa la direcció) Cations: esferes rígides amb radi (radi catiònic)  a mida que anem ordenant les esferes, obtenim diferents sòlids (els àtoms es consideren esferes rígides ja que l’enllaç no és direccional).
Empaquetament cúbic simple - Manera més fàcil de col·locar-los Ocupen poc espai = forats Molt poc densa = poc estable Empaquetament cúbic centrat en el cos - Al centre hi ha àtoms ↑densitat, ↑estabilitat 4 QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) Empaquetament compacte - Basat en hexàgons solapant-se Tenim 2 possibilitats en funció de si afegim una tercera capa És la situació més densa i més estable (tots els forats estan tapats) a. Empaquetament cúbic compacte - Tenim 3 capes en diferents posicions = màxim tapat b. Empaquetament hexagonal compacte - Tenim 3 capes on dues comparteixen posició Veus a través de l’estructura Són capes d’hexàgons 5 QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) Propietats dels sòlids cristal·lins Sòlids cristal·lins.
Interacció forta entre constituents (cations‐electrons) • Punts de fusió elevats.
Interacció forta entre constituents (cations‐electrons) • Dúctils.
Desplaçar els nuclis no trenca la interacció • Mal·leables.
Desplaçar els nuclis no trenca la interacció • Conductors de l’electricitat.
Electrons tenen mobilitat en estat sòlid.
•Insolubles en aigua.
3. ENLLAÇ IÒNIC L’enllaç iònic, format per un element electronegatiu i un d’electropositiu.
Es pot interpretar com la transferència completa d’un electró de l’element electropositiu a l’element electronegatiu.
No importa la direcció Formació de NaCl 6 QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) Quan la interacció q+ <-> q- compensa la transferència de l’electró es forma un compost iònic - Hi ha uns KJ que algú ha de compensar  globalment, l’atracció electrostàtica entre ions de signe oposat es favorable espontàniament Quan la interacció es suficient per contrarestar l’energia de formació del parell iònic.
Dues carregues de signe contrari s’atreuen i dos carregues del mateix signe es repel·leixen: aqueta interacció depèn de la distància que hi hagi entre elles  Llei de Coulomb En els compostos iònics hi ha interacciones entre tots els ions, per tant les interaccions NO són únicament per parells de catió-anió.
- Atracció entre ions de signe oposat (catió‐anió) - Repulsió entre ions de mateix signe (catió‐catió o bé anió‐anió) Energia reticular Energia reticular (UR): Energia alliberada quan ions de signe oposat en estat gasós col·lapsen per a formar un sòlid iònic. S’expressa en kJ/mol.
Depèn de: - Càrrega dels ions - Radi dels ions - Estructura del sòlid Tipus d’estructures Els ions s’ordenen formant una xarxa cristal·lina.
L’estructura és ordenada i repetitiva en les tres direccions de l’espai - Els àtoms es consideren esferes rígides ja que l’enllaç no és direccional - Les estructures més freqüents seran aquelles on les esferes tendeixin a la màxima ocupació de l’espai.
- La diferència amb les estructures dels sòlids metàl·lics és que en els sòlids iònics no totes les esferes són iguals. N’hi ha de carregades positivament i d’altres negativament.
Formació 1) Cada catió s’envolta del màxim nombre possible d’anions i cada anió del màxim nombre possible de cations.
2) La separació entre ions de la mateixa càrrega és la màxima possible i entre ions de càrrega oposada la mínima possible (s’eviten els contactes ió‐ió).
3) Com que els anions són generalment més grans que els cations, l’empaquetament és d’anions i els cations ocuparan els forats que quedin de l’estructura.
7 QUÍMICA Tema 3 – Enllaç Químic (II) Tipus d’estructures a. Empaquetament cúbic simple d’anions Cada catió està en contacte amb 8 anions i cada anió està envoltat de 8 cations.
Exemple CsCl. Estructura 1:1 b. Empaquetament cúbic compacte d’anions Cada catió està en contacte amb 8 anions i cada anió està envoltat de 8 cations.
1. Forats octaèdrics Els cations ocupen els forats octaèdrics.
Exemple NaCl. Estructura 1:1 2. Forats tetraèdrics Els cations ocupen els forats tetraèdrics.
Exemple CaF2, ZnS.
RELACIONS Si la relació RA/RC és superior a 0.732  Estructura CsCl Si la relació RA/RC està entre 0.732 i 0.414  Estructura NaCl Si la relació RA/RC està entre 0.414 i 0.225  Estructura ZnS Quan la relació està entre aquests valors, els anions estarien en contacte i no seria estable.
Propietats Sòlids cristal·lins.
Punts de fusió elevats.
Durs.
Fràgils.
Conductors de l’electricitat en estat fos.
Solubles en dissolvents polars.
Les seves solucions aquoses són conductores de l’electricitat.
8 ...