Enllaç Químic: Iònic i Covalent

L'enllaç iònic és l'atracció imparable, com l'amor a primera vista. No obstant, les parts implicades no comparteixen res, sinó que cadascú manté les seves característiques originals.// L'enllaç covalent és l'amor en l'edat adulta, basat en saber donar i saber rebre. Les parts implicades perden part de les seves característiques originals a canvi de rebre'n de noves del seu nou soci. 

PARÀMETRES D'ENLLAÇ COVALENT

Distància d'enllaç: A – B entre 1 i 3 Å (100 i 300 pm). Angle d'enllaç entre 70 i 180 graus

ENERGIES D'ENLLAÇ COVALENT

• A) Aquestes energies són les energies de dissociació de molècules diatòmiques que només contenen un enllaç; es tracta, per tant, de valors exactes.
• B) Aquestes energies s'obtenen a partir de molècules que contenen varis enllaços i, per tant, són valors promig, no exactes.

->Càlcul aproximat d’entalpies de reacció a partir d’energies d’enllaç: DH⁰ = Σ (Energies d’enllaç dels reactius) - Σ (Energies d’enllaç dels productes).

ENLLAÇ PER PARELLS D'ELECTRONS. MODEL DE LEWIS-LANGMUIR.

-Enllaç covalent: resultat de la compartició d’electrons entre àtoms electronegatius.

1.-Gilbert Newton Lewis: Els àtoms més electronegatius tendeixen a compartir electrons fins a aconseguir la configuració electrònica del gas noble més proper Þ Regla de l'octet: Els àtoms comparteixen parells d’electrons entre si per tal de completar, sempre que sigui possible, la seva capa de valència amb vuit electrons (a excepció de l’hidrogen, que la completa amb dos electrons, aconseguint la configuració de capa plena de l’heli).

València d’un element en un compost és el nombre total de parells d’electrons que comparteix l’element (en molècules diatòmiques: valència = O.E. )

2.-Irving Langmuir : Molècula d’hidrogen:Ordre d’enllaç (O.E.)= nombre total de parells d’electrons que constitueixen un enllaç O.E.(H₂ ) = 1 = València de l’H.

EXCEPCIONS A LA REGLA DE L'OCTET:

1. Compostos deficients en electrons o hipovalents (àtom central amb l’octet incomplet)
2. Compostos hipervalents (àtom central amb més de 8 electrons de valència o amb l’octet expandit).

MODEL DE LEWIS-LANGMUIR:

1. Es determina el nombre total d’electrons de valència de l’espècie sumant els de cada àtom. Si la molècula és iònica, cal sumar o restar el nombre d’electrons equivalents a la seva càrrega.
2. Es distribueixen els àtoms de la manera més simètrica possible. Generalment, l’àtom central és el més electropositiu i els perifèrics els més electronegatius. L’hidrogen i els halògens són sempre àtoms terminals. Cal dibuixar l’estructura i unir l’àtom central amb els perifèrics amb un guió (—) que representa un enllaç senzill per compartició de dos electrons.
3. Es distribueixen els electrons restants en forma de parells no enllaçants, començant pels àtoms perifèrics, fins que aquests completin l’octet (excepte per a l’H). Si encara sobren electrons, aquests es col·loquen com a parells no enllaçants o electrons desaparellats sobre l’àtom central.
4. Si l’àtom central està envoltat de menys de 8 electrons, cal desplaçar els parells d’electrons no enllaçants dels àtoms perifèrics necessaris (excepte en el cas que aquests siguin halògens) per convertir-los en parells enllaçants, formant dobles i triples enllaços amb l’àtom central fins que aquest tingui la configuració de gas noble. L'hidrogen i els halògens només admeten enllaços senzills.
5. Es compta el nombre d’electrons que “posseeix” cada àtom considerant que els electrons enllaçants estan igualment compartits. Per avaluar la càrrega formal de cada àtom es resta aquest nombre del nombre d’electrons de valència de l’àtom neutre. Únicament es mostren les càrregues diferents de zero.
6. Per a àtoms centrals del tercer període o períodes superiors amb càrregues formals no nul·les, es converteixen més parells no enllaçants en enllaçants per tal de rebaixar al màxim la càrrega de l’àtom central (fins a 1 o 0). En cas de no poder evitar les càrregues formals no nul·les és preferible que els elements més electronegatius siguin els que tinguin càrrega formal negativa. També es recomana que les càrregues formals de signes diferents es trobin a prop.
7. Per a determinar l’estat d’oxidació de cada element en una molècula o ió es compta el nombre d’electrons que “posseeix” cada àtom considerant que els electrons enllaçants pertanyen a l’àtom més electronegatiu i es resta aquest nombre del nombre d’electrons de valència de l’àtom neutre.
8. En el cas d’haver-hi N estructures ressonants amb el mateix pes (i.e., igualment estables; p.ex. CO₃^2-, on N=3) es pot calcular l’ordre d’enllaç promig de cadascun dels enllaços i la càrrega formal de cadascun dels àtoms en el que s’anomena híbrid de ressonància.

ENLLAÇ COVALENT COORDINAT O DATIU:

Ió NH₄⁺->

1. nou enllaç N-H es considera que 1 electró prové del N i l’altre de l'H.
2. En la compartició dels 2 electrons del nou enllaç N-H es considera que tots dos provenen del N (orbital 2s).

LIMITACIONS DEL MODEL DE LEWIS-LANGMUIR:

1. Una mateixa molècula sovint pot ser representada de maneres diferents (concepte de ressonància), totes correctes a nivell teòric però no necessàriament correctes a nivell experimental.
2. S’estableix una classificació dels enllaços força tipificada (iònic, covalent, covalent coordinat) que no permet matisar les seves propietats reals, ja que en realitat no existeix una frontera nítida entre els diferents tipus d’enllaç.
3. No permet calcular el valor de les energies d’enllaç.
4. No permet predir la forma geomètrica de les molècules ni, per tant, el seu comportament dipolar (vegeu més endavant). Estrictament les representacions de Lewis són planes. Þ Cal un nou mètode per a predir la forma geomètrica de les molècules: La Teoria de la Repulsió dels Parells d’Electrons de la Capa de València (RPECV) o, en anglès, Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR), desenvolupada a partir de 1940 per N.V.Sidwick (Anglaterra, 1873-1952) i Herbert E.Powell (Anglaterra, 1906-1991) i ampliada per R.J.Gillespie i R.S.Nyholm en 1957.

->>* Determinació experimental de la forma geomètrica de moltes molècules covalents.

* Aquesta teoria pretén explicar la forma geomètrica de les molècules suposant que aquesta és conseqüència de les repulsions existents entre els parells electrònics de la capa de valència de l’àtom central. Aquests parells d’electrons sempre es disposaran de manera que les repulsions entre si siguin mínimes (situació de màxima estabilitat), de manera que sempre són màximes les distàncies entre els parells electrònics.

* Aquest mètode parteix dels diagrames de Lewis-Langmuir però afegeix una component tridimensional. Per a fer-ho, es defineixen els següents dos paràmetres per a l’àtom central: el nombre estèric (SN) i el nombre de parells no enllaçants (PNE).

* El nombre de parells no enllaçants (PNE, o LP en anglès, lone pairs) és el nombre de parells d’electrons de la capa de valència que no formen cap enllaç (parells no compartits).

* El nombre estèric (SN, steric number) és el nombre de lligands (o àtoms perifèrics) enllaçats a l’àtom central + el nombre de PNE i determina en gran mesura la forma geomètrica que adoptarà la molècula.

Les geometries ideals que cal esperar en funció del valor de SN són les següents:

(Si cadascun dels parells d’electrons fos una càrrega puntual positiva lligada a un cordill i l’àtom central fos el punt on tots els cordills s’ajunten, les càrregues es situarien tal com es mostra en la figura per tal de minimitzar les repulsions (en el cas de SN = 2,3,4 i 6 les càrregues es situarien en la superfície d’una esfera imaginària de radi igual a la longitud del cordill)))

* En el cas de SN 5 també es dóna però menys sovint la geometria de piràmide de base quadrada.

SN=2-> Linear 180º
SN=3 trigonal planar 120º
SN=4-> Tetraèdrica 109’5º
SN=5->Bipiramide trigonal 90 i 120º
SN=6->octaèdrica 90º
SN=7 Bipiramidal pentagonal 90º 72º.

DESVIACIÓ DE LA GEOMETRIA IDEAL:

* La presència de lligands diferents (p.ex. més electronegatius), de dobles o triples enllaços i/o de PNE provoca una asimetria de les repulsions interelectròniques, de manera que apareixen desviacions de la geometria ideal.

* L’ordre de magnitud de les repulsions interelectròniques varia segons: PNE-PNE>PNE-PE>PE-PE

* En el cas de dos PE de diferent O.E., com major és l’O.E. d’un dels enllaços major és la repulsió interelectrònica.