2. Índex
• 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
3. Origen
dels
enllaços
químics
• 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.
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:
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
• 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).
Menys
l’H
(2)
i
el
Bor
(6)
4. Enllaços
iònics
• L’enllaç
iònic
és
una
força
electrostàLca
la
qual
manté
unit
als
e-‐.
Exemple:
Metall
(caLó)
vs
No
metall
(anió)
Na+
[Ne]
3s1
Na+
Cl-‐
+
-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐>
-‐
Cl-‐
[Ne]
3s2
3p5
Transferència
d’e-‐
Després
s’atrauran!!
Na
+
Cl
Na+
Cl-‐
Sal
comú
Vídeo:
hpp://www.youtube.com/watch?v=167KI-‐0C9Rg&feature=results_main&playnext=1&list=PL6F53FE97F6FD637E
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
Na3N
Al
+
S
Al2S3
Ca
+
O
Ca2O2
Grup
IA
Grup
VA
Grup
IIA
Grup
VIA
Grup
IIIA
Grup
VIIA
+1
-‐3
+2
-‐2
Reduïm
+3
-‐2
CaO
5. Enllaços
covalents
• Tipus:
F
F
Enllaç
simple:
2e-‐
No
Metall
-‐
No
metall
“
“
doble:
4e-‐
O
O
Comparteixen
e-‐
“
“
triple:
6e-‐
N
N
Video:
hpp://www.youtube.com/watch?v=mhtBJXEhGFs&feature=related
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..)
+
a
prop
+
allunyats
H
H
–
–
–
–
H
–
C
–
–
H
vs
=
C
C
=
C
vs
H
–
C
–
C
–
H
H
H
+
Forts
-‐
Força
La
creació
dels
enllaços
és
un
procés
exotèrmic
(alliberen
energia),
ja
que
els
agrada
estar
així.
6. Propietats
dels
enllaços
Compost
iònic
Solubilitat
-‐
Xarxa
cristal·∙lina
//
Cristalls
iònics.
-‐ etall
(caLons)
i
no
metall
(anions).
M
-‐ uresa,
raspen/
Fragilitat
D
-‐ unt
de
fusió
i
ebullició
extremadament
alts.
P
Exem.
Sal
comú
(NaCl
Tebu=
801ºC)
-‐ orça
d’enllaç
//
Energia
cristal·∙lina
(KJ)
F
Llei
de
Coulomb
-‐>
F
=
K·∙(q1
·∙q2)/r2
Per
tant,
FCaO
>>
FCsBr
A
>
càrrega
(
+
q)
-‐>
F
+
gran
Ca2+O2-‐
>>Cs1+Br1-‐
Solubilitat
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)
No
es
trenquen
en
àtoms
sinó
en
molècules
de
C6H12O6
-‐ orça
d’enllaç
basat
en
forces
intramoleculars.
F
7. Enllaços
metàl·∙lics
• Es
tracta
d’un
“mar
d’electrons”
//
on
aquests
estan
completament
deslocalitzats,
ja
que
es
comparteixen
entre
tots
les
àtoms.
Vídeo
enlace
metalico
(carla):
hpp://www.youtube.com/watch?v=zrlN6E8BxEI&
feature=autoplay&list=PL6F53FE97F6FD637E&lf=results
_main&playnext=2
• Propietats:
– Molt
bons
conductors
d’electricitat;
ja
que
tots
els
e-‐
estan
desemparellats
es
mouen
en
total
llibertat.
Tb
tèrmics!
• 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
8. Diagrama
de
Lewis
• Enllaç
covalent
NF3
F
–
N
–
F
–
Comparteixen
e-‐
dels
difertents
àtoms...
(Tant
simple,
doble
com
triple)
5
+21
=
26e-‐
F
(enllaç)
+
6
e-‐
–
–
32
e-‐
• Enllaç
(covalent)
Coordinat
o
DaQu
CS2
S
–
C
–
S
Els
e-‐
provenen
del
mateix
àtom
4
+
6·∙2
=
16e-‐
(enllaç)
+
4
e-‐
No
en
té
prou
––
20
e-‐
• Regla
de
Kuit
(enllaç)
+
8
e-‐
–
S
=
C
=
S
24
e-‐
Tots
els
àtoms
volen
l’úlLma
capa
amb
8e-‐
[menys
l’H
(2e-‐)
i
el
B
(6e-‐)]
CN-‐ -‐
4
+
5
=
9
e-‐
(enllaç)
+
2
e-‐
C
–
N
(càrrega)
+
1
e-‐
–
–
12
e-‐
(enllaç)
+
6
e-‐
-‐
Estructures
de
resonància:
(càrrega)
+
1
e-‐
–
–
16
e-‐
C
=
N
–
Quan
es
pot
expressar
gràficament
d’una
o
més
maneres
SO3
O
–
S
–
O
O
=
S
–
O
O
–
S
=
O
=
=
=
–
O
–
O
O
9. 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
Hibriden
per
conseguir-‐ne
4
iguals
amb
la
mateixa
E
–
–
Cl
–
C
–
Cl
Cl
2p
sp3
2s
Parell
d’e-‐
solts
Què
o
qui
hibrida??
H
–
N
–
H
–
Els
enllaços
simples
σ.
H
2p
sp3
Tots
els
parells
d’e-‐
solts...
2s
I
els
enllaços
múlLples??
-‐ Un
enllaç
és
s
(sigma)
-‐ Tota
la
resta
p
(pi)
σ
σ
sp
sp
sp2
O
C
=
O
= σ
sp2
π
sp
π
sp2
N
–
N
=
O
–
O
=
O
π
sp3
sp2
10. Hibridació
(II)
• Com
determinem
la
hibridació??
Contem
les
regions
d’alta
densitat
d’e-‐:
C
–
C
=
C
=
C
–
i
ens
dona
4
......
sp3
Totes
aquestes
compten
com
a
una
regió
d’alta
densitat!
Si
les
sumem:
“
“
3........
sp2
“
“
2........
sp
Exemples
4
regions
d’alta
densitat:
4
regions
d’alta
densitat:
H
sp3
O
sp3
–
–
H
–
C
–
H
H
H
H
O
O
-‐
3
regions
d’alta
densitat:
2
regions
d’alta
densitat:
=
sp2
–
–
H
H
–
C
C
C
=
C
-‐
3
regions
d’alta
densitat:
sp
H
H
sp2
11. Model
de
RPECV
Model
de
Repulsió
dels
Parells
d’Electrons
de
la
Capa
de
València
• Tipus
de
molècules
segons
la
forma:
– Lineal
CO2/CO
O
C
=
O
=
C
=
O
–
2
àtoms
sempre!!
Els
e-‐
solts
volrn
estar
el
més
ample
possible
així
– Doblat
H2O/O3
que
Lraran
els
enllaços
més
rígids
cap
avalls
– Triagonal
SO3
O
–
S
–
O
=
La
diferència
entre
les
dos
és
el
parell
d’e-‐
solts.
O
– Piramidal
triagonal
NF3
F
–
N
–
F
–
F
Angle:
107º
– Tetraedre
Cl
CCl4/CH4
–
–
Cl
–
C
–
Cl
Angle:
104,5º
Cl
12. Sistema
AxMEn
NE,
Nombre
estèric
-‐>
nombre
de
parells
d’e-‐
X
-‐>
Parells
d’e-‐
enllaçants
E
–>
Parells
d’electrons
solitaris
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
NH3,
PF3,
AsCl3
triagonal
AX2E2
4
2
2
Tetraèdica
Angular
H2O,
H2S,
SF2
AXE3
4
1
3
Tetraèdica
Lineal
HF,
HCl
AX5
5
5
0
Bipiràmide
Bipiràmide
PCl5,
PF5,AsF5
triangular
triagonal
AX6
6
6
0
Octaèdrica
Octaèdrica
SF6
13. • En
el
món
real,
no
obstant:
Però
això
queda
fo ra
d e
l ’a b a st
d’aquest
nivell!!
hpp://www.astro.uwo.ca/~jcami/molspec_intro.shtml
14. 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:
2’55
3’44
-‐ Iònic:
>
1,70
N
–
N
=
vs
C
=
O
– -‐ Covalent:
0,40
-‐
1,70
δ+
δ-‐
apolar
-‐ Polar:
0,0
-‐
0,40
polar
Afecta
a
l’enllaç
que
va
a
formar-‐se.
Molècules
polars
H2O
δ-‐
O
Cl
Cl
vs
–
–
–
–
Cl
–
C
–
Cl
però
Br
–
C
–
Cl
δ+
H
H
δ
+
Cl
Cl
Doblada,
Assimètrica
-‐>
polar
polar
triagonal
Simètrica
-‐>
no
polar/apolar
Sempre
piramidal
15. Forces
intermoleculars
• Ponts
d’Hidrogen:
-‐
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.
-‐
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.
-‐
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.
• Forces
de
Van
der
Waals:
Molt
febles
i
augmenten
amb
el
volum
molecular
• Forces
dipol-‐dipol:
l'atracció
entre
l'extrem
posiLu
d'una
molècula
polar
i
el
negaLu
d'una
altra.
• Forces
dipol-‐dipol
induït.
consisteix
en
una
atracció
electrostàLca
feble
que
es
presenta
entre
molècules
polars
i
apolars.
La
polar
indueix
un
polarització
de
la
apolar.
• Forces
dipol
instantani-‐dipol
induït.
són
forces
intermoleculars
febles
que
sorgeixen
de
forces
interacLves
entre
dipols
temporals
en
molècules
sense
moment
dipolar
permanent
