Enllaç Químic: Tipus, Propietats i Geometries
Enviado por Programa Chuletas y clasificado en Química
Escrito el en catalán con un tamaño de 10,31 KB
Enllaç químic
Compostos químics: 83 elements no radioactius donen lloc a 12 milions de compostos. Extraordinària diversitat de propietats físiques i químiques. Existeix una clara relació entre estructura i propietats. No és possible considerar un únic tipus d'enllaç per explicar-los. L'electronegativitat dels elements que es combinen determina la naturalesa de l'enllaç químic que es forma.
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.
Tipus d'enllaç
- Iònic
- Covalent
- Metàl·lic
Tipus de forces moleculars
- Van Der Waals
- Enllaç d'hidrogen
El paper de l'electronegativitat
Metàl·lic / Iònic / Covalent:
- Format per: A electro+, B electro+ / A electro+, B electro - / A electro -, B electro -.
- Tipus d'interacció: Atracció entre e lliures i ions metàl·lics / Atracció electrostàtica entre A+ i B- / Compartició d'e entre A i B.
- Geometria: Màxima densitat d'ions i e / Màxim contacte A-B, Mínim contacte A-A i B-B / Controlada pel nombre d'e.
- Estimació qualitativa d'energies d'enllaç: Difícil; correlacions empíriques / Determinada per la grandària i càrrega d'ions / Determinada pel nombre d'e d'enllaç.
- Estimació quantitativa: Difícil i poc satisfactòria / Senzilla: determinació de l'energia electrostàtica / Càlcul mecanoquàntic difícil en molècules grans.
Tipus principals de compostos
Iònics
Propietats: sòlids cristal·lins, punts de fusió elevats, durs, trencadissos, conductors d'electricitat en estat fos, solubles en dissolvents polars.
Estructures: es sistematitzen en base al model d'empaquetament compacte d'anions.
Covalents
Propietats: sòlids, líquids o gasos, punts de fusió baixos, no conductors del corrent elèctric, solubles en dissolvents apolars, les solucions no són conductores.
Estructures: es sistematitzen en base a la Teoria de Repulsió dels Parells d'Electrons de la Capa de València (VSEPR).
Metàl·lics
Propietats: líquids o sòlids, punts de fusió molt alts, conductors del corrent elèctric, insolubles.
Estructures: es sistematitzen en base al model d'empaquetament compacte de cations.
Enllaç iònic
Atracció forta, les parts implicades no comparteixen res, cadascú manté les característiques originals.
Enllaç covalent
No tan fort, les parts implicades perden part de les seves característiques originals a canvi de rebre noves del soci.
Paràmetres de l'enllaç covalent
- Distància d'enllaç: Da-b= RA + RB
- Angles: entre 70 i 180º.
- Energia d'enllaç covalent: L'energia es mesura mitjançant l'entalpia de dissociació (energia que cal aportar per trencar l'enllaç). L'energia mitjana d'enllaç A-B és l'entalpia mitjana de dissociació d'una sèrie d'enllaços A-B.
Estructura i geometria de les molècules discretes
Enllaç per parells d'electrons: Lewis-Langmuir
Enllaç covalent: resultat de la compartició d'electrons entre àtoms electronegatius. Els àtoms més electronegatius tendeixen a compartir electrons fins a aconseguir la configuració electrònica del gas noble més proper.
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 8 electrons (a excepció de l'Hidrogen, que la completa amb 2 electrons, aconseguint la configuració de l'He).
Ordre d'enllaç: Nombre total de parells d'electrons que constitueixen un enllaç.
Model de Lewis-Langmuir
Cadascun dels parells d'electrons solitaris és un parell d'electrons que no intervé en l'enllaç (parell no enllaçant, PNE).
Un enllaç O-O doble és més curt i més fort (major Eenllaç) que un enllaç O-O senzill. Així, un enllaç N-N triple és més curt i més fort que un enllaç N-N doble i encara més que un N-N senzill (distància cada vegada més gran).
Si el C només té 2 electrons de valència desaparellats, com es podrà enllaçar amb 4 àtoms d'hidrogen?: El C "promociona" un dels seus electrons aparellats de l'orbital 2s a l'orbital 2p que estava buit, donant lloc a la formació del que s'anomena un estat excitat de valència que es representa per C*. La seva formació requereix una despesa energètica, que es veurà compensada amb escreix un cop el C excitat s'hagi enllaçat als 4 àtoms d'H (la formació de qualsevol enllaç és sempre favorable termodinàmicament).
Excepcions a la regla de l'octet
- Compostos deficients en electrons o hipovalents (àtom central amb octet incomplet).
- Compostos hipervalents (àtom central amb més de 8 electrons o octet expandit).
En aquest cas, els orbitals 3d del P en estat fonamental estaven buits, però es poden omplir si és necessari a partir de la promoció d'electrons més interns, de manera que tinguem ara 5 electrons de valència desaparellats. Per tant, la regla de l'octet no s'ha de complir necessàriament en els elements del bloc p del 3r període en avall.
Regles per escriure estructures de Lewis
- 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.
- Es distribueixen els àtoms de la manera més simètrica possible. L'àtom central és el més electropositiu i els perifèrics els electronegatius. L'H 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 amb 2 electrons.
- Es distribueixen els electrons restants en forma de parells no enllaçants, començant pels àtoms perifèrics, fins que aquests compleixin l'octet (excepte per l'H). Si encara sobren electrons, aquests es col·loquen com a parells no enllaçants o electrons desaparellats sobre l'àtom central.
- Si l'àtom central està envoltat de menys de 8 electrons, cal desplaçar els parells d'electrons no enllaçants dels àtoms perifèrics necessaris (excepte 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'H i els halògens només admeten enllaços senzills.
- 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 0.
- Per a àtoms centrals del 3r període o períodes superiors amb càrregues formals no nul·les, es converteixen més parells no-enllaçants amb enllaçants per tal de rebaixar al màxim la càrrega de l'àtom central.
- 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.
- En cas d'haver-hi n estructures ressonants amb el mateix pes, es pot calcular l'ordre d'enllaç promig de cadascun dels enllaços i la càrrega formal de cadascun dels àtoms en l'híbrid de ressonància.
Limitacions del model de Lewis
- Una mateixa molècula sovint pot ser representada de maneres diferents (ressonància), totes correctes a nivell teòric però no a nivell experimental.
- S'estableix una classificació dels enllaços força tipificada que no permet matisar les seves propietats reals, ja que en realitat no existeix una frontera nítida entre els diferents tipus d'enllaç.
- No permet calcular el valor de les energies d'enllaç.
- No permet predir de forma geomètrica les molècules ni el seu comportament dipolar. Les representacions de Lewis són planes.
Així, cal un nou mètode per predir la forma geomètrica de les molècules (covalents): La Teoria de Repulsió dels Parells d'Electrons de la Capa de València (VSEPR): Explica la forma geomètrica de molècules suposant que aquesta és la conseqüència de les repulsions existents entre els parells electrònics de la capa de valència de l'àtom central. Es disposaran de manera que les repulsions entre si siguin mínimes (màxima estabilitat), de manera que sempre són màximes les distàncies entre els parells electrònics. Aquest mètode parteix dels diagrames de Lewis-Langmuir, però afegeix un component tridimensional. Per 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 PNE és el nombre de parells d'electrons de la capa de valència que no formen cap enllaç. El SN és el nombre de lligands enllaçats a l'àtom central + el nombre de PNE i determina en gran mesura la forma geomètrica que adoptarà la molècula.
Geometries ideals en funció del valor de SN
- Linear
- Trigonal planar
- Tetrahedral
- Trigonal bipiramidal
- Octahedral
- Pentagonal bipiramidal
Nombre estèric: enllaços dobles o triples compten com si fossin senzills, donat que els seus electrons estan orientats en la mateixa direcció preferencial de l'espai. En cas d'haver-hi parells no enllaçants (PNE) en l'àtom central, subjectes a l'atracció d'un sol nucli, estan més deslocalitzats que en el cas dels parells d'electrons enllaçants. La repulsió interelectrònica que provoca un PNE és major que la que provoca un PE, de manera que els PNE es col·loquen preferentment en les posicions que provoquen menys repulsions.