Tipus d'enllaços químics: iònic, covalent i metàl·lic

Índex

1. Introducció a l'enllaç

2. Enllaç iònic

3. Enllaç metàl·lic

4. Enllaç covalent

Introducció a l'enllaç químic

Els àtoms s'uneixen perquè així es crea una situació més estable, d'energia més baixa, que la dels àtoms per separat.

Els gasos nobles són dels pocs elements que podem trobar en forma d'àtoms independents. L'electronegativitat mesura la tendència d'un àtom a atreure els electrons quan s'enllaça amb altres àtoms. Per mesurar l'electronegativitat s'utilitza l'escala de Pauling. L'electronegativitat dels elements que s'uneixen ens permet preveure el tipus d'enllaç que es formarà.

Tipus d'enllaços

• Enllaç iònic

Unió de metall (electropositiu) i no-metall (electronegatiu).

Tenen electronegativitats molt diferents.

Es formen ions de signe contrari (catió i anió)

Força d'enllaç: atracció electrostàtica entre ions de signe contrari

• Enllaç covalent

Unió d'àtoms de no-metalls (electronegatius).

Els dos àtoms tendeixen a captar els electrons de l'enllaç i per això comparteixen parells d'electrons.

Força d'enllaç: compartició.

• Enllaç metàl·lic

Unió d'àtoms de metalls (electropositius).

Es formen nuclis positius envoltats d'electrons deslocalitzats (model del núvol d'electrons).

Força d'enllaç: interacció entre el núvol d'electrons i els nuclis positius.

Propietats dels sòlids segons el tipus d'enllaç

Enllaç iònic

Característiques:

• Cal que els dos àtoms tinguin electronegativitats molt diferents (un metall i un no-metall).
• En un enllaç iònic un o més electrons abandonen un àtom i són acceptats per l'altre.
• Els dos ions de signe contrari queden units per una força d'atracció electrostàtica molt intensa.
• Xarxes cristal·lines iòniques:

Els ions formen agrupacions geomètriques regulars de manera que les forces d'atracció siguin màximes i les de repulsió siguin mínimes.

• Determinació de l'estructura de les xarxes cristal·lines iòniques (difracció de raigs X).

Propietats:

• Alts punts de fusió i ebullició (són sòlids a T ambient)
  • Les forces electrostàtiques d'atracció entre els ions són molt elevades i es necessita molta energia per trencar l'estructura cristal·lina.
  • El punt de fusió i ebullició serà més alt quan "més fort" sigui l'enllaç iònic (quan més gran sigui l'energia reticular, que és l'energia alliberada en el procés de formació de l'estructura cristal·lina iònica).
• Duresa: Les xarxes són molt compactes i en general presenten una gran resistència a ser ratllades.
• Fragilitat: Si s'aplica una força exterior es produeix un lliscament dels ions, s'esdevenen repulsions entre ions del mateix signe i el cristall es trenca.
• Conductivitat elèctrica: Els sòlids iònics no són conductors de l'electricitat.

Si els ions es poden moure (compost iònic en dissolució o fos) conduiran fàcilment el corrent elèctric. La conductivitat elèctrica d'una dissolució iònica depèn de la concentració dels ions.

• Solubilitat en dissolvents polars: Les molècules dels dissolvents polars (aigua, amoníac, etc.) poden separar els ions de la xarxa.
  • Cada ió queda rodejat de molècules de dissolvent (interaccions ió-dipol) i el compost iònic es dissol (solvatació)
  • Cal que E (solvatació) > E (reticular) per trencar la xarxa cristal·lina i que el compost iònic es dissolgui.

Estructures gegants:

- Formes al·lotròpiques: L'al·lotropia és la facultat que tenen certes substàncies d'existir amb estructures diverses que presenten propietats físiques diferents. Aquestes formes diferents són conegudes com al·lòtrops.

Exemples:

• Fòsfor: blanc/vermell/violeta/negre
• Carboni: diamant/grafit/ful·lerens

Enllaç metàl·lic

Característiques:

• • L'enllaç metàl·lic es forma entre àtoms d'elements metàl·lics que presenten baixa electronegativitat (són electropositius) i formen cations amb facilitat.
  • Els cations formen empaquetaments compactes.
  • Els electrons estan deslocalitzats entre els nuclis.
  • Els electrons actuen com un "ciment electrònic" i donen cohesió a l'estructura cristal·lina metàl·lica.

Propietats:

El model del núvol electrònic permet explicar la majoria de les propietats dels metalls:

• Densitat elevada (empaquetaments compactes)
• Punts de fusió elevats (forta cohesió entre nuclis)
• Duresa: oposició a ser ratllats (duresa mitjana)
• Insolubles (només si reaccionen amb àcids)
• Bons conductors de l'electricitat (electrons deslocalitzats)
• Bons conductors de la calor (transmissió vibracions tèrmiques en la xarxa)
• Lluentor característica (els electrons emeten radiacions de la mateixa freqüència que la llum incident)
• Dúctils i mal·leables: Es poden deformar per obtenir fils i làmines perquè la deformació de la xarxa no provoca situacions inestables.

Enllaç covalent

Característiques:

• Electronegativitats semblants: L'enllaç covalent es forma entre àtoms d'elements no metàl·lics (electronegatius).
• Compartició de parells d'electrons: Els àtoms comparteixen un o més parells d'electrons i així adquireixen l'estructura electrònica de gas noble (capa de valència plena, situació molt estable).
• Segons el nombre de parells d'electrons que comparteixen els àtoms, tenim enllaços covalents simples, dobles o triples. Exemple: Br₂ (simple)
• Els enllaços covalents poden originar:
  • Molècules, quan s'uneixen pocs àtoms
  • Estructures gegants covalents, quan s'estenen a molts àtoms per l'espai (diamant, grafit, quars)
• Entalpies d'enllaç: L'entalpia d'enllaç (ΔH_enllaç) és l'energia mitjana alliberada quan es forma un mol d'enllaços. Coincideix amb l'energia necessària per trencar un mol d'enllaços. Quant més energia s'allibera, més estable (més "fort") és l'enllaç.
• Distància d'enllaç: És la distància entre els nuclis dels àtoms enllaçats per a la qual s'assoleix el mínim d'energia.
• Angle de l'enllaç: És l'angle mitjà hipotètic entre el nucli de l'àtom central de la molècula i el nucli de l'àtom enllaçat.

Molècules:

• Representació de les molècules:
  • Fórmula empírica: C₂H₆O
  • Fórmula molecular:
    • simple: C₂H₆O
    • semidesenvolupada: CH₃-CH₂-OH
    • desenvolupada:
      
  • Model molecular
• Polaritat dels enllaços covalents:
  • Si els àtoms units per un enllaç covalent tenen diferent electronegativitat la densitat electrònica es concentra al voltant de l'àtom més electronegatiu.
  • El grau de polarització d'un enllaç es mesura amb una magnitud vectorial, el moment dipolar (μ)
  • El mòdul del vector moment dipolar depèn dels valors de les càrregues que hi ha sobre cada àtom i de la distància que els separa (μ = q · d)
  • Si la diferència d'electronegativitats (ΔEN) entre els àtoms enllaçats és molt gran, els electrons ja no es comparteixen i es forma un enllaç iònic.
  • L'enllaç iònic es pot veure com un cas extrem de l'enllaç covalent polar (diferència d'electronegativitats molt gran)
  • La suma vectorial dels moments dipolars de tots els enllaços d'una molècula és el moment dipolar total (μ_t) de la molècula i es mesura en una unitat anomenada debye (D)
  • Es pot deduir si una molècula és polar o apolar a partir de la seva geometria i de l'electronegativitat dels àtoms que la formen.
  • Si la suma vectorial dels moments dipolars dels enllaços de la molècula és zero la molècula és apolar i si és diferent de zero la molècula és polar (és un dipol).

molècula APOLAR (μ_t = 0) molècula POLAR (μ_t ≠ 0) IMPORTANT

Estructures gegants:

• Formes al·lotròpiques: L'al·lotropia és la facultat que tenen certes substàncies d'existir amb estructures diverses que presenten propietats físiques diferents. Aquestes formes diferents són conegudes com al·lòtrops.

Exemples:

• Fòsfor: blanc/vermell/violeta/negre
• Carboni: diamant/grafit/ful·lerens