Classificació i Propietats dels Compostos Químics

Electronegativitat

Definició

1. Electronegativitat (Pauling): Capacitat o tendència d'un àtom que forma part d'una molècula per atraure la densitat electrònica de l'enllaç covalent que forma amb l'altre àtom. És un terme relatiu i es pren com a referència l'element més electronegatiu (F = 4.0).

2. Electronegativitat (Mulliken-Jaffé): Mitjana aritmètica de l'afinitat electrònica i el potencial d'ionització d'un àtom [compromís entre la tendència a alliberar els electrons més externs (PI) i la tendència a incorporar electrons exteriors (AE)].

3. Electronegativitat (Allred-Rochow): Escala basada en mesures de ressonància magnètica nuclear (RMN).

L'electronegativitat no es pot mesurar directament i s'ha de calcular a partir d'altres propietats atòmiques o moleculars.

Electronegativitat (Pauling)

• c » AE, PI » 1/r » Zef/n²; en els grups principals tenim:
• 1rs màxims absoluts de c = halògens, Kr, Xe
• 2ns màxims relatius de c = calcògens
• 3rs màxims relatius de c = nitrogenoides
• 1rs mínims absoluts de c = alcalins
• Els sis elements més electronegatius per ordre són: F > O > Cl > N > Kr > Br.

L'electronegativitat varia de manera més regular en els grups principals que en els elements de transició (c màximes bloc d: Mo, Ru, Rh, Pd, W, Os, Ir, Pt, Au).

• Els metalls tenen generalment electronegativitats baixes i els no metalls altes.
• Escala més utilitzada (va de 3.98 pel F a 0.7 pel Fr).
• S'obtenen a partir de la comparació de l'energia mitjana dels enllaços A-A i B-B en front de la de l'enllaç A-B.

L'Electronegativitat vs. El Caràcter Metàl·lic

El que tenen en comú tots els metalls és la seva tendència a formar cations i la seva capacitat per a ser bons conductors de l'electricitat en les 3 direccions de l'espai. Existeix una relació directa entre el caràcter metàl·lic d'un element i la seva electronegativitat:

• Els elements electropositius o metalls són elements amb tendència a perdre electrons i formar cations (valors baixos del PI, l'AE i la c).
• Els elements electronegatius o no metalls són elements amb tendència a captar electrons i formar anions (valors alts del PI, l'AE i la c).
• Els metalls més actius (caràcter metàl·lic més gran) corresponen als del cantó inferior esquerre de la T.P. i els no metalls més actius (menor caràcter metàl·lic) als del cantó superior dret.
• A més, els metalls tendeixen a formar òxids bàsics i els no metalls òxids àcids. Existeixen també els anomenats semimetalls, que tenen característiques intermèdies entre els dos grups i formen els anomenats òxids amfòters, els quals poden actuar d'òxids àcids o bàsics en funció de les condicions.

Caracter Metàl·lic

(dreta a esquerra augmenta, adalt a baix augmenta)

1. Metalls:
   • Condueixen bé la calor i l'electricitat.
   • Són mal·leables i dúctils.
   • Punts de fusió elevats (o moderadament elevats).
2. No Metalls:
   • No condueixen bé la calor i l'electricitat.
   • Sòlids trencadissos.
   • Alguns són gasos a temperatura ambient.
3. Semi Metalls:
   • Propietats metàl·liques i no metàl·liques.

Els metalls tenen tendència a perdre electrons i arribar a tenir la configuració de gas noble.

Òxids

• Òxids de metalls Þ Òxids bàsics
  • Òxids solubles en aigua que generen OH^-.
  • Òxids solubles en solucions àcides.
• Òxids de semimetalls Þ Òxids amfòters
  • P.ex. Al₂O₃ és molt poc soluble en aigua però sí que es dissol en solucions d'àcids o bases fortes.
• Òxids de no metalls Þ Òxids àcids
  • Òxids solubles en aigua que generen H⁺.
  • Òxids que reaccionen amb bases per a formar sals solubles.
• Òxids inerts: Són molt poc reactius. P.ex. CO, N₂O, NO.

Estats d'Oxidació

El nombre d'oxidació (n.o.) caracteritza l'estat electrònic d'una espècie química (àtom, molècula, ió o radical) en relació amb a l'estat elemental neutre que serveix de referència (n.o. = 0). És un paràmetre que s'obté quan s'exagera el caràcter iònic dels enllaços (en el cas d'haver-hi).

Determinació del Nombre d'Oxidació

1. El nombre d'oxidació dels elements en el seu estat elemental és zero.
2. El nombre d'oxidació dels ions monoatòmics és igual a la càrrega de l'àtom.
3. La suma total dels nombres d'oxidació de tots els àtoms en una espècie química és igual a la seva càrrega total.
4. Com a norma general, als enllaços covalents, per a calcular el nombre d'oxidació cal considerar, formalment, que l'àtom més electronegatiu d'un enllaç covalent adquireixi completament els dos electrons de l'enllaç.

El Caràcter Reductor/Oxidant i la Polaritzabilitat

1. Caràcter reductor: capacitat per a donar electrons.
2. Com més electropositiu (major caràcter metàl·lic) és un element més reductor és i més gran és el seu radi atòmic i més polaritzable (deformable per l'efecte de camps elèctrics externs) és la seva escorça electrònica.
3. Caràcter oxidant: capacitat per a acceptar electrons.
4. Com més electronegatiu (menor caràcter metàl·lic) és un element més oxidant és i més petit és el seu radi atòmic i més efecte polaritzador (capacitat de deformació d'altres escorces electròniques) té.

Resum Final (- a +)

1. Dreta a esquerra: Poder reductor, caràcter metàl·lic, radi atòmic.
2. Dalt a baix: Poder reductor, caràcter metàl·lic, radi atòmic.
3. Esquerra a dreta: Energia d'ionització, afinitat electrònica, electronegativitat, poder oxidant.
4. Baix a dalt: Energia d'ionització, afinitat electrònica, electronegativitat, poder oxidant.

Efecte Parell Inert

Tendència a formar ions amb dues unitats de càrrega menys que l'esperada d'acord amb el nombre de grup. Més pronunciat al bloc p. Ex: Al i In al mateix grup 13 però Al⁺³ i In⁺³ i In⁺¹ - Es deu a energies relatives dels electrons de valència p i s. - Els p es perden primer i a mesura que es descendeix al grup, el parell d'electrons s es comporten com un parell inert.

Materials

Grups Principals

1. Bloc s:
   • Baixos PI ® fàcil perdre electrons externs ® metalls reactius (Cs i Ba reaccionen violentament).
2. Bloc p:
   • Alts PI (excepte els pesats de l'esquerra que presenten cert caràcter metàl·lic) ® menys reactius que bloc s.
   • Altes AE (dreta taula periòdica) ® guanyar e^- per a completar nivells.
     • Grups 16 i 17 són no metalls (excepte els metal·loides Te i Po).
     • Formen compostos moleculars entre sí.
     • Reaccionen amb metalls per formar anions en compostos iònics.

Metalls de Transició

Bloc d:

• Tots són metalls.
• Propietats de transició entre s i p.
• En un mateix nivell: difereixen en electrons d que són interns ® propietats similars.
• Formen cations perdent primer els electrons s més externs. Després perden els d formant diferents estats d'oxidació (especiació).
• La similitud dels seus radis atòmics és en gran mesura responsable de la capacitat de formar aliatges.
• Materials superconductors amb lantànids.
• Tots els actínids són radioactius (artificials, excepte plutoni Pu).

Enllaç Químic

Els Compostos Químics

• 83 elements no radioactius donen lloc a uns 12 milions de compostos.
• Extraordinària diversitat de propietats físiques i químiques dels compostos químics.
• Existeix una clara relació entre l'estructura i les propietats dels compostos químics.
• No és possible considerar un únic tipus d'enllaç per a explicar la majoria de compostos químics.

Els Pioners

• Jöns Berzelius: Descoberta de la naturalesa elèctrica dels ions.
• Jean-Baptiste Dumas: Descripció de la naturalesa dels compostos orgànics.
• Representació dels enllaços mitjançant guionets.

La Visió Moderna

L'electronegativitat dels elements que es combinen determina la naturalesa de l'enllaç químic que es forma.

Els Models d'Enllaç

• Ha d'explicar les dades experimentals (les geometries –distàncies i angles- d'enllaç i les energies d'enllaç).
• Ha de permetre poder fer prediccions per a compostos nous.

Models Habituals en els Compostos Químics

(la diferència d'electronegativitats dels elements que es combinen juguen un paper clau a l'hora de definir el tipus de model a considerar):

• Enllaç iònic
• Enllaç covalent
• Enllaç metàl·lic

Interaccions Intermoleculars No Covalents

• Enllaç o pont d'hidrogen
• Interaccions electrostàtiques
• Forces de van der Waals
• Interaccions hidrofòbiques

El Paper de l'Electronegativitat

Distribució dels Compostos A_xB_y

Segons l'electronegativitat d'A i de B.

• 2 iònic pur
• 1.2 iònic covalent
• 0.5 covalent polar
• X covalent pur

Tipus Diferents de Compostos

1. Compostos covalents gens polars (covalents purs) o poc polars. P.ex. O₂, NCl₃
2. Compostos covalents polars (amb cert caràcter iònic). P.ex. H₂O, NH₃
3. Compostos iònics purs. P.ex. NaCl, CsF
4. Compostos iònics amb cert caràcter covalent. P.ex. ZnCl₂, SiO₂
5. Metalls. P.ex. Fe, Cu
6. Aliatges. P.ex. bronze
7. Semiconductors. P.ex. Si, GaAs
8. Compostos intersticials (agregats amb enllaç metall-metall). P.ex. Mn₂(CO)₁₀

Característiques dels Diferents Tipus d'Enllaç Ideal en Compostos de Fórmula AB

1. Metàl·lic:
   • A electropositiu, B electropositiu
   • Atracció entre electrons lliures i ions metàl·lics
   • Màxima densitat d'ions i electrons
   • Difícil; correlacions empíriques (qualitativa energia d'enllaç)
   • Difícil i poc satisfactòria
2. Iònic:
   • A electropositiu, B electronegatiu
   • Atracció electrostàtica entre A⁺ i B^-
   • Màxim de contactes A-B, mínim de contactes A-A i B-B
   • Determinada per la grandària i càrrega dels ions (energia d'enllaç qualitativa)
   • Senzilla: determinació de l'energia electrostàtica (energia d'enllaç quantitativa)
3. Covalent:
   • A electronegatiu, B electronegatiu
   • Compartició d'electrons entre A i B
   • Controlada pel nombre d'electrons (enllaçants i no enllaçants)
   • Determinada pel nombre d'electrons d'enllaç
   • Càlcul mecànico-quàntic. Difícil en molècules grans.

Tipus Principals de Compostos

1. Compostos Iònics:
   • Propietats: sòlids cristal·lins, punts de fusió elevats, durs, trencadissos, conductors de l'electricitat en estat fos, solubles en dissolvents polars, les seves solucions aquoses són conductores de l'electricitat.
   • Estructures: el tipus d'estructures es sistematitzen en base al model d'empaquetament compacte dels anions.
2. Compostos Covalents:
   • Propietats: sòlids, líquids o gasos, punts de fusió i vaporització generalment baixos, generalment no són conductors del corrent elèctric, són generalment solubles en dissolvents apolars, les seves solucions generalment no són conductores.
   • Estructures: el tipus d'estructures es sistematitzen en base a la Teoria de Repulsió dels Parells d'Electrons de la Capa de València (TRPECV o VSEPR en anglès).
3. Compostos Metàl·lics:
   • Propietats: líquids o sòlids, punts de fusió molt alts, conductors del corrent elèctric, insolubles.
   • Estructures: el tipus d'estructures es sistematitzen en base al model d'empaquetament compacte dels cations.