tema 1 enllaç químic. per què aquest tema? per què cl 2 i no cl? per què ch 4 i no ch 5 ? per...

Tema 1Tema 1

Enllaç químicEnllaç químic

Per què aquest tema?Per què aquest tema?

• Per què Cl2 i no Cl? Per què CH4 i no CH5?

• Per què el nitrogen és tan inert?

• Per què la molècula de CO2 és lineal i no angular?

• Per què l’aigua és polar?

• Per què l’O2 és paramagnètic?

• Per què els metalls condueixen l’electricitat?

Teoria de l’enllaç químic

Teories de l’enllaç químic

Teoria deLewis

Teoria d’orbitalsmoleculars

Teoria de l’enllaçde valència

CONTINGUTCONTINGUT

1.- Visió general de la teoria de Lewis.

2.- Introducció a l’enllaç covalent.

3.- Enllaços covalents polars.

4.- Com dibuixar estructures de Lewis?

5.- Excepcions a la regla de l’octet.

6.- La forma de les molècules.

7.- Mètode de l’enllaç de valència.

8.- Hibridació d’orbitals atòmics.

9.- Teoria d’orbitals moleculars.

10.- L’enllaç dels metalls.

VISIÓ GENERAL DE LA TEORIA DE LEWIS.VISIÓ GENERAL DE LA TEORIA DE LEWIS.11

Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

Claus:Claus:

• Els gasos nobles presenten una inèrcia química notable.• Tots (excepte l’He) tenen 8 electrons de valència.• Els àtoms tracten d’assolir configuracions electròniques de gasos nobles.

estabilitat

Símbols de Lewis F

Regla de l’octet: Els àtoms tendeixen a guanyar, perdre ocompartir electrons per tal d’envoltar-se de 8 electrons enla capa de valència.

Com obtindre configuració de gas noble?

1) Guanyant o perdent electrons

FNa + [Na]+[ ]-F Enllaçiònic

2) Compartint electrons

Enllaçcovalent

F+F F F

INTRODUCCIÓ A L’ENLLAÇ COVALENT.INTRODUCCIÓ A L’ENLLAÇ COVALENT.22Compartició d’electrons Enllaç covalent

F+F F F

1 parell Enllaç covalent senzill


F+F F F

Parell enllaçant

F F



Parells solitaris

O+H H+ OH H

CO OPerò, i el CO2 ?


F+F F F

Parell enllaçant

F F

2 parells Enllaç covalent doble

CO O CO O

N+N NN NN

3 parells Enllaç covalent triple

Propietats del N2 : congruents amb l’estructura de Lewis

Distància d’enllaç molt curtaReactivitat excepcionalment baixa

ENLLAÇOS COVALENTS POLARS.ENLLAÇOS COVALENTS POLARS.33Enllaç covalent no polar: aquell en què els dos àtomscomparteixen per igual els electrons. P.ex.: F2

Enllaç covalent polar: aquell en què els dos àtomsno comparteixen per igual els electrons. P.ex.: HF

Un dels àtoms atrau mès als electrons d’enllaç que l’altre.

H F+ -

més electronegatiu

Electronegativitat: Capacitat d’un àtom en una molèculaper atraure electrons.

+

A major diferència d’electronegativitat més polar l’enllaç

COM DIBUIXAR ESTRUCTURES DE LEWIS?COM DIBUIXAR ESTRUCTURES DE LEWIS?441) Determina el nombre total d’electrons de valència

2) Escriu l’esquelet estructural de la molècula, unint

els àtoms mitjançant enllaços senzills.

3) Completa els octets dels àtoms terminals amb els

electrons restants.

4) Col·loca els electrons que sobren en els àtoms centrals.

5) Si falta un octet a un àtom central, desplaça parells

d’electrons solitaris dels àtoms terminals i forma

enllaços múltiples.

I si tenim diverses estructures de Lewis?

CO O CO O?Càrrega formal d’un àtom: nombre d’electrons de l’àtomlliure menys el nombre d’electrons assignats a eixe àtomen l’estructura de Lewis.

CF = e-val àtom lliure – e- p.solitaris – ½ e- p.enllaçants

CO O CO O

e-val àtom lliure 6 4 6 6 4 6

e- assignats 6 4 6 7 4 5

CF 0 0 0 -1 0 +1

CO O CO O

e-val àtom lliure 6 4 6 6 4 6

e- assignats 6 4 6 7 4 5

CF 0 0 0 -1 0 +1

La suma de les càrregues formals ha de ser igual a la càrrega totalde la molècula o ió.

Quina és l’estructura acceptable?

- La que tinga càrregues formals més xicotetes- La que tinga les càrregues negatives en els àtoms més electronegatius

CO O CO O

Ressonància

OO O OO O

Dos enllaços igualsLongitud d’enllaç: 1.278 Å

Experiments: Longituds d’enllaç:OO : 1.475 ÅO=O : 1.207 Å

La veritable estructura de Lewis no és cap de les dos,sinó una combinació d’elles.

Estructures de ressonància

OO O OO O

1) Nombre senar d’electrons ON

Presència d’electrons desaparellats espècie paramagnètica

2) Menys d’un octet BeF F

3) Més d’un octet

F

F

F

F

F

F

S

Capa de valència expandida

Habitualment amb àtoms no metàl·licssituats a partir del 3er període + àtomsmolt electronegatius.

EXCEPCIONS A LA REGLA DE L’OCTET.EXCEPCIONS A LA REGLA DE L’OCTET.55

LA FORMA DE LES MOLÈCULES.LA FORMA DE LES MOLÈCULES.66Teoria de la repulsió entre parells d’electrons

de la capa de valència (teoria RPECV).

Clau: Els parells d’electrons es disposen al voltant d’un àtom amborientacions que minimitzen les repulsions.

Distribució electrons Tetraèdrica Tetraèdrica TetraèdricaGeometria molecular Tetraèdrica Piramidal trigonal Angular

Distribucions dels electrons: Brown, taula 9.1, pg. 298

Geometries moleculars: Brown, taules 9.2-9.3, pg. 301-302

Estratègia per tal de predir geometries moleculars:

1) Dibuixar l’estructura de Lewis.2) Determinar la distribució dels electrons al voltant de

l’àtom central que minimitza les repulsions.

3) Descriure la geometria molecular, tenint en compte siles posicions estan ocupades o no per nuclis atòmics.

(Un enllaç múltiple es considera com un parell enllaçant)

Angle d’enllaç 109.5º 107º 104.5º

Com s’expliquen les variacions en els angles d’enllaç?

L’ordre de les forces repulsives és:

p.solitari-p.solitari > p.solitari-p.enllaçant > p.enllaçant-p.enllaçant

Moment dipolar de les molècules

H F+ -

= · r (C·m , 1 Debye = 3.34·10-30 C·m)

En una molècula poliatòmica hem de considerarla suma vectorial dels moments dipolars dels enllaços.

O C O

= 0

No polar

O

H H0

Polar

MÈTODE DE L’ENLLAÇ DE VALÈNCIA.MÈTODE DE L’ENLLAÇ DE VALÈNCIA.77Per què un altre model?

La teoria de Lewis: - Presenta diverses excepcions. - No proporciona informació cuantitativa. - No explica les variacions en les energies d’enllaç.

Mètode de l’enllaç de valència:Mètode de l’enllaç de valència: descripció de la formació del’enllaç covalent pel recobriment d’orbitals atòmics.

H H H H

recobriment1s 1s

La densitat de càrrega dels electrons d’enllaç es concentraen la regió del recobriment d’orbitals.

Exemple:L’enllaç en la molècula de PH3

P: 3s2 3p3

H: 1s1

Angle HPH experimental: 93-94º

Geometria: piràmide trigonal

HIBRIDACIÓ D’ORBITALS ATÒMICS.HIBRIDACIÓ D’ORBITALS ATÒMICS.88Altre exemple: L’enllaç en la molècula de CH4

C: 2s2 2p2 CH2 ?Estat excitat: 2s1 2p3 CH4

No es pot explicar l’estructura fent ús dels orbitals atòmics

Solució: HibridacióCombinar algebraicament els orbitals atòmics purs per tald’obtindre un nou conjunt d’orbitals orbitals híbrids.

Però amb 3 enllaçosperpendiculars i uncuart enllaç diferent

?

Hibridació sp3

Nombre d’orbitalshíbrids = nombre d’orbitals atòmics que es combinen.

Hibridació sp2

BF3

Hibridació sp

BeCl2

Distribució geomètrica dels orbitals híbrids

Orbitalshíbrids

Distribuciógeomètrica Exemple

spsp2

sp3

sp3dsp3d2

LinealTrigonal planaTetraèdricaBipiràmide trigonalOctaèdrica

BeCl2

BF3

CH4

PCl5

SF6

• Un esquema d’hibridació permet una racionalització a posteriori de la forma observada experimentalment.• La hibridació no és un fenòmen físic real. És un procediment matemàtic que fa possible explicar propietats moleculars.

Idees sobre la hibridació

Racionalització dels enllaços múltiples

C C

H

HH

H

PlanaAngles: 120º

sp2 + p Enllaços sigma

Recobriment d’orbitals p que condueix a l’enllaç

3 orbitals híbrids sp2 + 1 orbital p

Racionalització dels enllaços múltiples

C C HH

Lineal, angles: 180º

2 orbitals híbrids sp + 2 orbitals p

Enllaços Enllaços

TEORIA D’ORBITALS MOLECULARS.TEORIA D’ORBITALS MOLECULARS.99Per què un altre model?

Com s’explica que l’O2 siga paramagnètic?

Espècie paramagnètica

Presència d’electrons desaparellats

OO

?

Teoria d’orbitals moleculars:Teoria d’orbitals moleculars: assigna els electrons d’una molèculaa una sèrie d’orbitals que pertanyen a tota la molècula.

Com podem obtindre els orbitals moleculars?

Aproximació senzilla: Combinació lineal d’orbitals atòmics (CLOA)

H2

+

H + HOrbitals atòmics

H2

Orbitals moleculars

Enllaçant

Antienllaçant

Densitat electrònica Diagramad’energia

Diagrames d’orbitals moleculars

1s

1s 1s

1s*

E

Ordre d’enllaç = ½ (e- en enllaçants e- en antienllaçants)

H2 ½ (20) = 1



1s

1s 1s

1s*

E

H2 ½ (20) = 1

H2+ ½ (10) = ½



1s

1s 1s

1s*

E

H2 ½ (20) = 1

H2+ ½ (10) = ½

He2+ ½ (21) = ½



1s

1s 1s

1s*

E

H2 ½ (20) = 1

H2+ ½ (10) = ½

He2+ ½ (21) = ½

He2 ½ (22) = 0

Diagrames d’orbitals molecularsamb elements del segon període

Combinacionsd’orbitals atòmics 2p


2s

2s 2s

2s*

E

2p

2p

2p*

2p

2p

2p*

Z


2s

2s 2s

2s*

E

2p

2p

2p*

2p2p

2p*

Z

p.ej.: O2

o.enllaç : 2

Paramagnètica

Electrons deslocalitzats

L’enllaç en el benzè:

Teoria de Lewis



Mètode de l’enllaç de valència

Enllaços

Hibridaciódels C: sp2

3 enllaços



Teoria d’orbitals moleculars

E

Diagrama dels orbitalsmoleculars

Orbitalsenllaçants

Orbitalsantienllaçants

Els enllaços no estan localitzatsentre àtoms de carboni específics.S’extenen al voltant de l’anell.

DeslocalitzacióDeslocalització

L’ENLLAÇ DELS METALLS.L’ENLLAÇ DELS METALLS.1010Propietats típiques dels metalls: - Condueixen l’electricitat - Facilitat de deformació (làmines, fils...)Com explicar-les?

Model del mar d’electronsModel del mar d’electrons

Metall sòlid: xarxa d’ions positiusimmersa en un mar d’electronsessencialment lliures o itinerants.

Explica la conductivitat i lafacilitat de deformació.

Teories de bandesTeories de bandes

2s

E

Li LiNLi2 Li3

Banda d´energia

Banda de valència: banda on es troben els electrons de valència

La conductivitat s’explica per la existència d’una bandaparcialment plena d’electrons: banda de conducció.

Metall(Be)

Metall(Li)

Semiconductor(Si, intrínsec)

Aïllant(diamant)

Semiconductor extrínsec: La conductivitat es controla mitjançantl’addició d’impureses (dopatge).

Semiconductortipus-n

(SiP)

Semiconductortipus-p

(SiGa)

tema 1 enllaç químic. per què aquest tema? per què cl 2 i no cl? per què ch 4 i no ch 5 ? per...

Documents