Guia Completa sobre Enllaços Químics i Estabilitat

1. Concepte d'enllaç químic

Els enllaços químics son les forces que mantenen units els àtoms, ions o molècules, que formen substàncies químiques (elements i compostos de manera estable.

1. 1. Energia i estabilitat

Quan dos atoms s'enllacen, es desprèn una quantitat determinada d'energia (característiques de cada enllaç) formant una agrupació estable. Per trencar aquest enllaç, cal subministrar-li la mateixa "'energia d'enllaç”.

1.2. Estructura d'un gas noble

Aquesta estructura es el que anomenem "octet electronic” amb 8 electrons de valència.

*Dona gran estabilitat (als gasos nobles no els hi cal agrupar-se).//* La resta d'elements desitgen aquesta estructura electrònica , amb la qual augmenten l’estabilitat. Cumplir la “regla de l’octet”.

Excepcions a la regla de l'octet

: La regla de l'octet fou anunciada pel químic alemany Walther Kossel el 1916. Algunes de les seves excepcions són:
Trifluorur de bor, BF3 i tetrafluorur de sofre, SF4.

En general, tots els elements del tercer període i de períodes superiors poden ampliar l'octet, és a dir, poden tenir més de vuit electrons en la capa de valência.

2. Enllaç ionic

Unió elecroestatica entre ions positius (cations) i negatius (anions), per originar una xarxa cristal·lina ionica (Unió estable). 

Compostos ionics

Sals binaries: NaCh, CaFz,//Sals ternanes (oxosals): KCLO3 ,CaSO4,...//Alguns òxids: li2O,CaO, ...//Alguns hidróxidos: NaOH, KOH,...

Cristall ionic

Xarxa cristal·lina de molècules iguals amb enllaç ionic. Solen ser

sòlids a T ambient

Na - 1e               → Na+

1s2 2s2 2p6 3s1    1s2 2s2 2p6                  Estructura gas noble      

Al - 3e                        →A+3                         Metall → Catíó

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1    1s2 2s2 2p6          No metall → aníó  

S  +2e                       →S-2

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4    1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

2.1. Energia de Xarxa

Energia de xarxa o energia reticular (u): Es l'energia intercanviada en la formació d'1 mal de cristall conk a partir dels corresponents ions (+ i -) en estat gassos

4. Enllaç metàl·lic

El formen àtoms iguals d'elements metàl·lics, mitjançant el model del núvol electrònic que argumenten que: els electrons de valència de cadascun dels àtoms, s'alliberen convertint-se en ions positius (cations). Aquests cations s'ordenen geometricament en una xarxa cristal·lina (cristall metallic).

Els e de València queden entre els cations i formen un núvol electrònic en moviment, contrarrestant la repulsió dels cations.//La geometria de xarxa depèn del metall en estat solid formen xarxes de densitat elevada//Com més gran es el nombre d’ e de valència, més estabilitat te el cristall i més fort és l'enllaç.

5. Enllaços intermoleculars

Son enllaços entre molècules, mes febles que un enllaç entre àtoms, i tenen naturalesa electronica. Depenent la naturalesa de les molècules, els enllaços intermoleculars poden ser:

*

Forces de Van der Waals

Forces dipol- dipol // Forces de dispersió o London 

*

Enllaç o pont d'hidrogen

Forces de dispersió:
Té lloc entre molècules apolars que, en un moment donat, el moviment dels seus e pot formar un dipol instantani que pot induir a convertir-se també a una molécula propera. Son mes febles i duren poc.

Forces dipol-dipol

Son les forces d'atracció entre dipols permanents de les molècules polars. A més polaritat de la molècula, major intensitat de les forces atractives. Disminueix amb la T. Son forces mes intenses que les de dispersió pero continuen sent febles.

3. Enllala covalent

Formades per àtoms neutres (normalment no metalls) que comparteixen un perell o mes electrons, que aniran a l'estructura externa dels 2 electrons. El resultat en una molécula neutra

Tipus d'enllaç covalent

Simple →  comparteixen 1 parell d e// Doble→  comparteixen 2 parell d'e //triple → comparteixen 3 parells d'e

Formula

Molecul→
C2H2// Subdesenvolupada→
HC = CH    CH = CH // Desenvolupada →
H-C=C - H

3.1. Polarització de l'en|las covalent

Enllaç

Apolar  enllaç covalent pur (equilibri de càrrega)// Polar > enllaç covalent heterogeni

L'enllaç covalent polar apareix quan diferentes àtoms no es reparteixen els é per igual, produnt l'aparició de cârregues parcials en els extrems de l'enllaç. Es diu doncs que l'enllaç està polaritzat i es degut a la diferência d'electronegativitat, com més gran és diferência d'elestromegativitat, mes polaritzat está l'enllaç 

Si la diferência d'electronegativitats

>2,0  enllaç iônic (cesió total de cârregues) // 0,4 - 2,0   enllaç covalent polar //<04   en las covalent pur o apolar

Càrregues parcials:         Catíó//          aníó

Les substäncies polars i apolars tenen propietats físiques i químiques diferents. Les polars es dissolen en dissolvents polars, com l'aigua, però no en els apolars, que dissolen les substâncier apolars.