Quimica 4

Enviado por Programa Chuletas y clasificado en Química

Escrito el en español con un tamaño de 10,9 KB

 

Tema 4. Enllaç quimic:Compostos qimics: 83 elements no radiactius donen lloc a 12 milions d compostos. Extraordinaria diversitat d prop. fisiqes i qimiqes. Existeix una clara relacio entre estructura i propietats. No es posible considerar un unic tipus d'enllaç x explicarlos.  L'electronegativitat dls elements q es combinen determina la naturalesa d l'enllaç qimic que es forma. Models d'enllaç: Ha d'explicar les dades experimentals (les geometries-distancies i angles d'enllaç i les energies d'enllaç. Ha de permetre poder fer prediccions x a compostos nous. Tipus d'enllaç: ionic, covalent i metalic.  Tipus d forçes moleculars: - Van Der Waals - Enllaç d'hidrogen. El paper d'electronegativitat:Metalic / Ionic / Covalent: Format per: A electro+, B electro+ / A electro+, B electro - / A electro - , B electro -. Tipus d'interaccio: Atraccio entre e lliures i ions metalics / Atraccio electrostatica entre A+ i B- / Comparticio d'e entre A i B. Geometria: Maxima densitat d'ions i e / Maxim contacte A-B, Minim contacte A-A i B-B / Controlada pel nombre d'e. Estimacio qualitativa d'energies d'enllaç: Dificil; correlacions empiriqes / Determinada x la grandaria i carrega d ions / Determinada pel nombre d'e d'enllaç. Estimacio quantitativa: Dificil i poc satisfactoria / Senzilla: determinacio d l'energia electrostatica / Calcul mecanoquantic dificil en molec grans. Tipus principals d compostos:Ionics: Propietats: solids cristalins, punts d fusio elevats, durs, trencadisos, conductors d'electricitat en estat fos, solubles en disolvents polars. Estructures: es sistematitzen en base al model d'empaqetament compacte d anions. Covalents: Prop: sol, liq o gas. punts fusio baixos, no conduct. corrent electric, solubles en disolvents apolars, les solucions no son cnductores. Estruc: es sistematitzen en base a la Teoria de Repulsio dels Parells d'Electrons de la Capa de Valencia (VSEPR). Metalics: Prop: liq o solids, punts fusio molt alts, conductors corrent electric, insolubles. Estru: es sistematitzen en base al model d'empaqetament compacte de cations. Enllaç ionic: Atraccio forta, les parts implicades no comparteixen res, cadascu mante les caract. originals. En. covalent: No tan fort, les parts implicades perden part d les seves caracteristiqes originals a canvi d rebre noves dl soci. Parametres en. covalent:Distancia d'enllaç: Da-b= RA + RB Angles: entre 70 i 180. Energia d'enllaç covalent: L'energia es mesura mitjançan l'entalpia d disociacio (energia q cal aportar x trencar enllaç). L'energia mitjana d'enllaç A-B es l'entalpia mitjana d disociacio d'una serie d'enllaços A-B. Estructura i geometria d les molecules discrees. Enllaç x parells d'e: Lewis-Langmuir: Enllaç covalent: resultat d la comparticio d'e entre atoms electronegatius. Els atoms mes electronegatius tendeixen a compartir e fins a aconsegir la configuracio electronica dl gas noble mes proper. Regla del octet: Els atoms comparteixen parells d'e entre si x tal d completar, sempre q sigi posible, la seva capa d valencia amb 8 electrons (a excepcio d l'Hidrogen, q la completa amb 2 e, aconsegint la conf d l'He. Ordre d'enllaç: Nombre total d parells d'e q constitueixen un enllaç. Model d lewis-langmuir: Cadascun dls parells d'e solitaris es un parell d'e q no interve en l'enllaç (parell no enllaçant, PNE). Un enllaç O-O doble és mes curt i mes fort (major Eenllaç) qe un enllaç O-O senzill. Així, un enllaç N-N triple es mes curt i mes fort q un enllaç N-N doble i encara mes q un N-N senzill (distancia cada vegada mes gran).  - Si el C nomes te 2 e de valencia desaparellats, com es podra enllaçar am 4 atoms d'hidrogen?: El C "promociona" un dels seus e aparellats d l'orbital 2s a l'orbital 2p qe stava buit, donant lloc a la formacio del q s'anomena un estat excitat de valencia que es representa per C*. La seva formacio reqereix una despesa energetica, que es veura compensada amb escreix un cop el C excitat s'hagi enllaçat als 4 atoms d'H (la formacio d qualsevol enllaç es sempre favorable termodinamicament). Excepcions a la regla de l'octet: 1) Compostos deficients en electrons o hipovalents (atom central am octet incomplet). 2) Compostos hipervalents (atom central amb mes d 8 electrons o octet expandit). En aqest cas, els orbitals 3d del P en estat fonamental estaven buits, pero es poden omplir si es necesari a partir d la promocio d'e mes interns, de manera q tingem ara 5 e de valencia desaparellats. Per tant, la regla d l'octet no s'ha d complir necesariament en els elements del bloc p del 3r periode en avall. Regles per escriure estructures d Lewis: 1. Es determina el nombre total d'e de valencia de l'especie sumant els d cada atom. Si la molecula es ionica, cal sumar o restar el nombre d'e eqivalents ala seva carrega. 2. Es distribueixen els atoms de la manera mes simetrica posible. L'atom central es el mes electropositiu i els periferics els electronegatius. L'H i els halogens son sempre atoms terminals. Cal dibuixar l'estructura i unir l'atom central am els periferics am un guio q representa un enllaç senzill per comparticio am 2 e. 3. Es distribueixen els e restants en forma d parells no enllaçants, començant pels atoms periferics, fins q aqests compleixin l'octet (excepte x l'H). Si encara sobren e, aqests es coloqen com a parells no enllaçants o e desaparellats sobre l'atom central. 4. Si l'atom central esta envoltat d menys d 8 e, cal desplaçar els parells d'e no enllaçants dls atoms periferics necesaris (excepte halogens) x convertirlos en parells enllaçants, formant dobles i triples enllaços am l'atom central fins q aqest tingui la conf de gas noble. L'H i els halogens nomes admeten enllaços senzills. 5. Es compta el nombre d'e q "poseeix" cada atom considerant q els e enllaçants estan igualmen compartits. Per avaluar la carrega formal de cada atom es resta aqest nombre del nombre d'e de valencia d l'atom neutre. Unicament es mostren les carreges diferents de 0. 6. Per a atoms centrals del 3r periode o periodes superiors am carreges formals no nules, es converteixen mes parells no-enllaçants amb enllaçants x tal d rebaixar al maxim la carrega dl atom central. 7. Per a determinar l'estat d'oxidacio d cada element en una molecula o io es compta el nombre d'e q poseeix cada atom considerant que els e enllaçants pertanyen a l'atom mes electronegatiu i es resta aqest nombre del nombre d'e d valencia d l'atom neutre. 8. En cas d'haverhi n estructures resonants amb el mateix pes, es pot calcular l'ordre d'enllaç promig d cadascun dls enllaços i la carrega formal d cadascun dls atoms en el hibrid d resonancia.



Limitacions dl model d Lewis: 1) Una mateixa molecula sovint pot ser representada d maneres diferents (resonancia), totes correctes a nivell teoric pro no a nivell experimental. 2) S'estableix una clasificacio dls enllaços força tipificada q no permet matisar les seves propietats reals, ja q en realitat no existeix una frontera nitida entre els diferents tipus d'enllaç. 3) No permet calcular el valor d les energies d'enllaç. 4) No permet predir d forma geometrica les molecules ni el seu comportament dipolar. Les representacions d Lewis son planes. → Així, cal un nou metode x predir la forma geometrica d les molecules (covalents): La Teoria de Repulsio dels Parells d'Electrons de la Capa de Valencia (VSEPR): Explica la forma geometrica d molecules suposant q aqesta es la consequencia d les repulsions existents entre els parells electronics de la capa d valencia d l'atom central. Es disposaran d manera q les repulsions entre si siguin minimes (maxima estabilitat), d manera qe sempre son maximes les distancies entre els parells electronics. Aqest metode parteix dels diagrames de Lewis-Langmuir, pero afegeix un component tridimensional. Per ferho, es defineixen els seguents dos parametres x a l'atom central: el nombre esteric (SN) i el nombre d parells no enllaçants (PNE).   El PNE es el nombre d parells d'e d la capa d valencia q no formen cap enllaç. El SN es el nombre d lligands enllaçats a l'atom central + el nombre d PNE i determina en gran mesura la forma geometrica q adoptara la molec. Les geometries ideals q cal esperar en funcio del valor d SN son les seguents: - Linear - Triagonar planar - Tetrahedral - Triagonal bipyramidal - Octahedral - Pentagonal bipyramidal. | Nombre esferic: enllaços dobles o triples compten com si fossin senzills, donat q els seus e estan orientats en la mateixa direccio preferencial d l'espai. En cas d'haverhi parells no enllaçants (PNE) en l'atom central, subjectes a l'atraccio d'un sol nucli, estan mes deslocalitzats q en el cas dels parells d'e enllaçants. La repulsio interelectronica q provoca un PNE es major q la q provoca un PE, de manera q els PNE es coloqen preferentment en les posicions q provoqen menys repulsions. Desviacio d la geometria ideal:

Entradas relacionadas: