Tema 3: Enllaç químic (2016)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Biología - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2016
Páginas 18
Fecha de subida 19/09/2017
Descargas 0
Subido por

Vista previa del texto

L'ENLLAÇ QUÍMIC No existeix un únic model d’enllaç que expliqui tots els compostos: • Enllac covalent (Tots elements electronegatius) • Enllac metàl·lic (Tots elements electropositius) • Enllac iònic (Un element electronegatiu i l’altre electropositiu) Els models d’enllaç descriuen casos extrems (ideals). A la practica l’enllac en els compostos reals son situacions intermèdies.
Enllaç covalent Els únics elements que es poden trobar com espècies monoatòmiques en el seu estat natural son els gasos nobles (capa plena ns2 np6).
Els ions monoatòmics també acostumen a presentar estructura de gasos nobles.
Els àtoms que formen les especies poliatòmiques tendiran també a la configuració electrònica de gas noble.
Un enllac covalent es un parell d’electrons compartits entre dos àtoms.
Regla del 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).
Estructures de Lewis: Els electrons compartits entre dos àtoms enllacats es marquen mitjançant -, = o ≡. Cada “ratlla” indica 2 electrons.
Els parells lliures son 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).
Generació de les estructures de Lewis Criteris per seleccionar l'estructura de Lewis més representativa 1. Connectivitat: normalment l’àtom central és el més electropositiu. (Ex.
CO2) 2. En cas de dubte, sempre agafarem aquella en que tots els àtoms compleixen l’octet. (Ex. CO) 3. En cas de dubte, sempre agafarem aquella que té menys càrregues formals. (Ex. NO2) 4. 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) 5. En cas de dubte, l’estructura amb més estructures ressonants és més estable.
6. Si totes les estructures amb un sol àtom central tenen moltes càrregues formals. Busquem una estructura amb més d’un àtom central (Ex. N2O3).
Excepcions a la regla del octet: N, O i C no es poden passar mai de l'octet Informació que es pot extreure d'una estructura de Lewis: Energia i distància d'enllaç La força d’un enllaç es mesura a partir de l’energia d’enllaç.
És l’energia necessària per dissociar dos àtoms units amb un enllaç.
L'enllaç és més fort com més gran sigui l'energia d'enllaç.
Els valors tabulats són valors promig de tots els enllaços entre elements iguals i mateix ordre d’enllaç.
L’energia d’enllaç d’un enllaç doble sempre és menor que el doble de l’energia per un enllaç senzill.
En augmentar el radi dels àtoms implicats, els enllaços esdevenen més febles.
La distància d’enllaç és la distància entre dos nuclis d’àtoms enllaçats covalentment.
En els enllaços implicant els mateixos elements, la distància d’enllaç disminueix en augmentar l’ordre d’enllaç.
Enllaç covalent Geometria de les molècules La geometria de les molècules es defineix mitjançant: Distancia d’enllaç: Distancia mitjana entre dos nuclis enllacats.
Recordeu que: entre dos àtoms iguals les distancies seran generalment mes curtes quan l’ordre d’enllaç sigui major.
Angle d’enllaç: Es l’angle format per tres nuclis enllacats.
Angle de torsió: Angle definit pels plans que formen quatre àtoms.
Model de la repulsió dels parells electrònics de valència (VSEPR) És un model basat amb les evidències experimentals.
Permet explicar moltes de les geometries de les molècules existents.
En una primera aproximació no es distingeix entre zones d’alta densitat (parells lliures, enllaços simples, dobles, …) per establir les repulsions existents, però a l’hora de definir la geometria de la molècula no es consideren els parells lliures.
Molècules amb parells lliures AbnEm A: àtom central B: àtoms terminals n→ nombre d'àtoms terminals E: parells lliures m→ nombre de parells lliures Els parells lliures son zones amb alta densitat electrònica per tant els considerem igual que els enllaços.
Quan hi ha varies opcions, es considera que el parell lliure es una zona de mes densitat electrònica i per tant ocupa la regió amb menys repulsions.
Polaritat del enllaç El model d’enllaç iònic (transferència d’electrons) i el model covalent (compartició d’electrons) són dos models ideals límits.
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.
El moment dipolar d’una molècula és la suma dels moments dipolars dels enllaços presents, per tant depèn de la polaritat d’aquests i de la seva geometria.
Així doncs algunes molècules simètriques poden ser apolars tot i tenir enllaços polars.
Teoria de l'enllaç de valència 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’enllac 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 son localitzats entre dos àtoms.
Molècules diatòmiques (N2): La molècula de N2 està formada per un enllaç s i dos p.
Un enllaç simple sempre serà sigma, un enllaç doble serà un sigma i un pi, i el triple, dos pi i un sigma.
Molècules angulars: els orbitals atòmics no tenen la simetria adequada per explicar la geometria d’aquestes molècules: (Ex: H2O) Cal adaptar els orbitals atòmics a uns nous orbitals que permetin explicar la geometria de les mol·lècules.
~109,5º Orbitals híbrids: Un orbital híbrid és el resultat de la combinació de dos o més orbitals hidrogenoides del mateix nucli per generar nous orbitals que tenen la mateixa orientació que els enllaços de la molècula.
• La hibridació s’utilitza per explicar les geometries experimentals de les molècules: necessitem conèixer prèviament la geometria • El nombre d’orbitals híbrids que es generen és igual al nombre d’orbitals atòmics que es combinen.
• S’anomenen en funció dels orbitals que es combinen.
Obtenció dels orbitals híbrids: ...

Comprar Previsualizar