Enllaç Químic

82.359 visualizaciones

Publicado el

Publicado en: Educación, Tecnología
1 comentario
36 recomendaciones
Estadísticas
Notas
Sin descargas
Visualizaciones
Visualizaciones totales
82.359
En SlideShare
0
De insertados
0
Número de insertados
39.580
Acciones
Compartido
0
Descargas
0
Comentarios
1
Recomendaciones
36
Insertados 0
No insertados

No hay notas en la diapositiva.

Enllaç Químic

  1. 1. L’enllaç químic
  2. 2. • Introducció a l’enllaç • Enllaç iònic • Enllaç covalent • Enllaç metàl·lic • Geometria molecular • Forces intermoleculars
  3. 3. Introducció a l’enllaç A la naturalesa la situació més habitual és trobar els àtoms enllaçats. Aigua ( H2O ) Sal comuna ( NaCl ) Or ( Au ) PER QUÈ s’uneixen els àtoms?
  4. 4. Introducció a l’enllaç PER QUÈ s’uneixen els àtoms?
  5. 5. Els gasos nobles són dels pocs elements que podem trobar en forma d’àtoms independents. Gas heli ( He ) Llums de neó Introducció a l’enllaç PER QUÈ s’uneixen els àtoms?
  6. 6. Els àtoms s’uneixen perquè així es crea una situació més estable, d’energia més baixa, que la dels àtoms per separat. Introducció a l’enllaç PER QUÈ s’uneixen els àtoms?
  7. 7. http://www.youtube.com/watch?v=hEFeLYWTKX0 Introducció a l’enllaç PER QUÈ s’uneixen els àtoms?
  8. 8. COM s’uneixen els àtoms? Introducció a l’enllaç https://youtu.be/NgD9yHSJ29I
  9. 9. Electronegativitat i tipus d’enllaç Introducció a l’enllaç 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.
  10. 10. Electronegativitat i tipus d’enllaç Introducció a l’enllaç L’electronegativitat dels elements que s’uneixen ens permet preveure el tipus d’enllaç que es formarà. Metàl.lic Covalent Iònic
  11. 11. Introducció a l’enllaç Electronegativitat i tipus d’enllaç 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 http://www.dlt.ncssm.edu/tiger/Flash/bonding/IonicBonding.html ΔEN = 3.0 – 0.9 = 2.1
  12. 12. Introducció a l’enllaç Electronegativitat i tipus d’enllaç 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 de parells d’electrons
  13. 13. Introducció a l’enllaç Electronegativitat i tipus d’enllaç 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
  14. 14. · 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. Enllaç iònic Característiques de l’enllaç iònic
  15. 15. 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. Enllaç iònic Característiques de l’enllaç iònic
  16. 16. Determinació de l’estructura de les xarxes cristal·lines iòniques ( difracció de raigs X ) Enllaç iònic Característiques de l’enllaç iònic
  17. 17. Alts punts de fusió i ebullició ( són sòlids a T ambient ) Propietats dels compostos iònics 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). Enllaç iònic
  18. 18. Duresa Les xarxes són molt compactes i en general presenten una gran resistència a ser ratllades. Enllaç iònic Propietats dels compostos iònics
  19. 19. Fragilitat Enllaç iònic Propietats dels compostos iònics 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.
  20. 20. 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. http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/electroChem/conductivity-3.swf Enllaç iònic Propietats dels compostos iònics
  21. 21. 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. Enllaç iònic http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/molvie1.swf Propietats dels compostos iònics
  22. 22. http://www.youtube.com/watch?v=8yZOPNH8sf4 Enllaç iònic Solubilitat en dissolvents polars Propietats dels compostos iònics
  23. 23. L’enllaç metàl·lic es forma entre àtoms d’elements metàl·lics que presenten baixa electronegativitat (són electropositius) i formen cations amb facilitat. Enllaç metàl·lic Model del núvol d’electrons Els cations formen empaquetaments compactes. Els electrons estan deslocalizats entre els nuclis. Els electrons actuen com un “ciment electrònic” i donen cohesió a l’estructura cristal·lina metàl·lica. Característiques de l’enllaç metàl.lic
  24. 24. Empaquetaments compactes Cúbic centrat al cos Cúbic centrat en les cares Hexagonal Enllaç metàl·lic Característiques de l’enllaç metàl.lic
  25. 25. El model del núvol electrònic permet explicar la majoria de les propietats dels metalls: 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 ) Enllaç metàl·lic
  26. 26. Dúctils i mal·leables Es poden deformar per obtenir fils i làmines perquè la deformació de la xarxa no provoca situacions inestables. Enllaç metàl·lic Propietats dels metalls
  27. 27. Per què el mercuri és líquid a temperatura ambient? Enllaç metàl·lic Propietats dels metalls http://azorero.blogspot.com/2007/04/por-qu-el-mercurio-es-lquido.html
  28. 28. Electronegativats semblants L’enllaç covalent es forma entre àtoms d’elements no metàl·lics ( electronegatius ). Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  29. 29. Enllaç covalent 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 ). Característiques de l’enllaç covalent http://www.youtube.com/watch?v=aJH93Ee0-pI
  30. 30. Compartició de parells d’electrons Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  31. 31. Segons el nombre de parells d’electrons que comparteixen els àtoms, tenim enllaços covalents simples, dobles o triples. Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  32. 32. El 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 ) Model molecular de l’amoníac, NH3 Estructura gegant covalent del C (diamant ) Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  33. 33. Entalpies d’enllaç L’entalpia d’enllaç (ΔHenllaç) 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. Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  34. 34. Entalpies d’enllaç Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  35. 35. Distància d’enllaç És la distància entre els nuclis dels àtoms enllaçats per a la qual s’assoleix el mínim d’energia. Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  36. 36. Distància d’enllaç Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  37. 37. Distància d’enllaç Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  38. 38. És l’angle mitjà hipotètic entre el nucli de l’atom central de la molècula i el nucli de l’atom enllaçat Angle d’enllaç Enllaç covalent Característiques de l’enllaç covalent
  39. 39. · Fòrmula empírica: C2H6O · Fòrmula molecular simple: C2H6O semidesenvolupada: CH3- CH2-OH desenvolupada: · Model molecular Enllaç covalent Molècules Representació de les molècules
  40. 40. 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. Enllaç covalent Molècules
  41. 41. Polaritat dels enllaços covalents 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) μ Enllaç covalent Molècules
  42. 42. 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. Enllaç covalent Molècules Polaritat dels enllaços covalents
  43. 43. Polaritat dels enllaços covalents L’enllaç iònic es pot veure com un cas extrem de l’enllaç covalent polar (diferència d’electronegativitats molt gran) http://www.educaplus.org/play-78-Naturaleza-del-enlace-qu%C3%ADmico.html Enllaç covalent Molècules
  44. 44. Polaritat dels enllaços covalents La suma vectorial dels moments dipolars de tots els enllaços d’una molècula és el moment dipolar total ( μt ) de la molècula i es mesura en una unitat anomenada debye (D) Enllaç covalent Molècules
  45. 45. 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). Enllaç covalent Molècules Polaritat de les molècules molècula APOLAR (μt = 0 ) molècula POLAR (μt ≠ 0 )
  46. 46. CO2 CH4 O2 Enllaç covalent Molècules Molècules apolars (μt = 0 ) Polaritat de les molècules
  47. 47. H2O NH3 Enllaç covalent Molècules Polaritat de les molècules molècules polars (μt ‡ 0 )
  48. 48. Polaritat de les molècules Enllaç covalent Molècules La teoria RPECV (Repulsió entre els Parells d’Electrons de la Capa de València) ens permetrà establir la forma geomètrica de les molècules.
  49. 49. Polaritat de les molècules Enllaç covalent Molècules https://youtu.be/cKrX3m2O3AI
  50. 50. Propietats dels compostos covalents moleculars Les substàncies covalents moleculars estan formades per molècules unides entre elles per forces intermoleculars (forces de Van der Waals, ponts d’hidrogen) Enllaç covalent Molècules
  51. 51. Propietats dels compostos covalents moleculars Enllaç covalent Molècules Per a justificar les diferències de propietats entre les diverses substàncies covalents moleculars cal tenir en compte: 1. Si es tracta de molècules polars o apolars (les forces intermoleculars són més intenses entre molècules polars) 2. Si existeixen ponts d’hidrogen entre les molècules (el pont d’hidrogen és una interacció molt intensa) 3. La massa molecular (si augmenta la massa de la molècula, les forces intermoleculars són més intenses)
  52. 52. Molècules polars -> solubles en H2O i altres dissolvents polars Molècules apolars -> poc solubles o insolubles en H2O però solubles en dissolvents apolars (èter, benzè, CCl4 ) Solubilitat No hi ha llibertat de moviment dels electrons (estan localitzats als enllaços covalents) Sòlids poc conductors calor i corrent elèctric Forces intermoleculars feblesSòlids tous i baixa resistència mecànica Forces intermoleculars en general febles (més intenses entre molècules polars i/o amb massa molecular gran) Gasos: O2, H2 , N2 (apolars) / Líquids: H2O, etanol (polars) Sòlids: I2 , glucosa, naftalè (elevada massa molecular) Punts de fusió i ebullició baixos JustificacióPropietat Enllaç covalent Molècules Propietats dels compostos covalents moleculars
  53. 53. 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: • Carboni: diamant/grafit/ful.lerens • Fòsfor: blanc/vermell/violeta/negre Enllaç covalent Estructures gegants covalents
  54. 54. P4 (fòsfor blanc) fòsfor vermell Formes al.lotròpiques del fòsfor fòsfor negre Enllaç covalent Estructures gegants covalents
  55. 55. Enllaç covalent Estructures gegants covalents Formes al.lotròpiques del carboni C(diamant) C (grafit) Ful.lerens
  56. 56. Enllaç covalent Estructures gegants covalents Formes al.lotròpiques del carboni Estructura Cada àtom de carboni es troba unit en forma tetraèdrica a quatre àtoms de carboni més mitjançant enllaços covalents formant una xarxa tridimensional. C (diamant)
  57. 57. Enllaç covalent Estructures gegants covalents Formes al.lotròpiques del carboni Propietats - Duresa (10 escala de Mohs): tots els àtoms estan units per enllaços covalents molt forts. - Aïllant elèctric: els electrons es troben localitzats als enllaços i no poden conduir el corrent elèctric. - Fragilitat: rigidesa de l’estructura. - Conductivitat tèrmica: transmissió de les vibracions tèrmiques a través de la xarxa tridimensional. C (diamant)
  58. 58. Enllaç covalent Estructures gegants covalents C (grafit) Formes al.lotròpiques del carboni Estructura Capes d’àtoms de carboni enllaçats per enllaços covalents (forts), formant anells hexagonals. Les capes d’àtoms es mantenen unides per forces de Van der Waals (febles).
  59. 59. Enllaç covalent Estructures gegants covalents C (grafit) Formes al.lotròpiques del carboni Propietats - Tou (1-2 escala de Mohs) i exfoliable: les capes d’àtoms es poden separar amb facilitat perquè estan unides per forces febles (Van der Waals). - Conductivitat elèctrica: existeixen electrons deslocalitzats que es poden moure sobre les capes de carbonis hexagonals (orbitals moleculars π).
  60. 60. Es presenten en forma d’esferes, elipsoides o cilindres. Els fullerens esfèrics s’anomenen buckyesferes i els cilíndrics buckytubs o nanotubs. Enllaç covalent Estructures gegants covalents Formes al.lotròpiques del carboni Ful·lerens
  61. 61. Estructura Consisteixen en fulles de grafit enrotllades de forma cilíndrica en les quals els àtoms de carboni estan disposats de manera hexagonal. Propietats Tenen un alt interès en nanotecnologia per les seves possibles aplicacions que estan relacionades amb les seves propietats excepcionals (conductors, semiconductors o aïllants depenent del seu diàmetre, elevada força mecànica, etc.) Enllaç covalent Formes al.lotròpiques del carboni Estructures gegants covalents Nanotubs
  62. 62. Grafè Enllaç covalent Formes al.lotròpiques del carboni Estructures gegants covalents Estructura És una estructura laminar plana, composta per àtoms de carboni empaquetats en forma de niu d'abella mitjançant enllaços covalents.
  63. 63. Enllaç covalent Formes al.lotròpiques del carboni Estructures gegants covalents Propietats • Alta conductivitat tèrmica i conductivitat elèctrica. • Semiconductor. • Alta elasticitat i duresa. • Resistència (és el material més resistent del món). • Suporta la radiació ionitzant. • És molt lleuger, com la fibra de carboni, però més flexible. • Menor efecte Joule, s'escalfa menys quan condueix electrons. • Consumeix menys electricitat per una mateixa tasca que el silici. http://youtu.be/zrQz1CQO8yo Grafè
  64. 64. Sílice (SiO2)n Estructura del quars: Cada àtom de silici és envoltat d’un tetraedre d’àtoms d’oxigen mitjançant enllaços covalents. Aquesta estructura tridimensional dóna lloc a un cristall dur de punt de fusió elevat. Enllaç covalent Estructures gegants covalents
  65. 65. Sílice (SiO2)n La sílice es pot trobar en forma de quars, sorra, òpal, sílex, etc. Enllaç covalent Estructures gegants covalents Quars Sorra
  66. 66. Sílice (SiO2)n Enllaç covalent Estructures gegants covalents https://youtu.be/VwRLIt6jgdM
  67. 67. Sílice (SiO2)n La sorra de quars és el material de base per a la producció del vidre. El vidre és un sòlid amorf, no un sòlid cristal.lí. Enllaç covalent Estructures gegants covalents http://youtu.be/V-oeAVTTBP4
  68. 68. Forces intermoleculars Les forces intermoleculars són interaccions que s’estableixen entre les molècules que formen les substàncies covalents moleculars. Són de naturalesa electrostàtica, encara que molt més febles que d’altres forces d’enllaç. Forces intermoleculars
  69. 69. Forces intermoleculars Forces intermoleculars Forces de Van der Waals - Keesom = orientació (dipol-dipol) - Debye = inducció (dipol-dipol induït) - London = dispersió (entre molècules apolars) Pont d’hidrogen (cas particular de les interaccions dipol-dipol) Interaccions - Ió –dipol (ió-molècula polar) - Ió – dipol induït (ió-molècula apolar)
  70. 70. Forces intermoleculars Diferents tipus de forces intermoleculars (Keesom) (London)(Debye)
  71. 71. Forces intermoleculars Intensitat dels diferents tipus de forces intermoleculars London Keesom Pont d’hidrogen Ió-dipol
  72. 72. Els ions es poden envoltar de molècules polars. Aquestes forces són importants en els processos de dissolució dels compostos iònics en dissolvents polars com l’aigua (solvatació). Forces intermoleculars Forces ió-dipol (entre un ió i molècules polars)
  73. 73. El camp electrostàtic de l’ió pot provocar l’aparició d’un dipol induït en una molècula apolar. Exemple: Unió reversible entre l’ió Fe2+ de l’hemoglobina i la molècula d’O2. Forces intermoleculars Forces ió-dipol induït (entre un ió i una molècula apolar) http://www.ehu.eus/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm#fu3
  74. 74. Són forces d’atracció que s’estableixen entre molècules o àtoms (gasos nobles ). Són forces d’abast molt curt i més febles que la resta dels enllaços. Forces de Van der Waals Forces intermoleculars Johannes Diderik Van der Waals ( 1837-1932) La seva intensitat depèn de: - Si la molècula és polar o apolar - La massa molecular - Efectes estèrics (geometria de la molècula)
  75. 75. Les molècules polars es comporten com dipols elèctrics permanents i s’estableix una atracció electrostàtica entre elles. Les forces de Keesom augmenten amb el moment dipolar de la molècula. Forces intermoleculars http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/liquids/faq/h-bonding-vs-london-forces.shtml Forces d’orientació o de Keesom (dipol-dipol) Forces de Van der Waals
  76. 76. Forces intermoleculars Forces d’inducció o de Debye (Dipol- dipol induït; entre una molècula polar i una apolar) Una molècula polar pot provocar l’aparició d’un dipol induït en una molècula apolar i s’estableix una feble atracció electrostàtica entre elles. Les forces de Debye expliquen la dissolució de determinats gasos apolars (O2 , Cl2) en dissolvents polars com l’aigua. Forces de Van der Waals
  77. 77. Degut al moviment dels seus electrons, els àtoms neutres i les molècules apolars poden tenir distribucions asimètriques de càrrega i formen dipols instantanis que s’atrauen entre ells amb forces molt febles. Les forces de London augmenten amb la massa i el nombre d’electrons de l’atom o molècula. Forces intermoleculars Forces de dispersió o de London (Dipol instantani-dipol induït ; entre molècules apolars) http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm#fu53 Forces de Van der Waals
  78. 78. Els punts de fusió i d’ebullició de les substàncies moleculars augmenten amb la massa molecular. Forces intermoleculars El butà (C4H10) és gas a temperatura i pressió normals La benzina (octà, C8H18) és líquida a temperatura i pressió normals Forces de Van der Waals
  79. 79. Forces intermoleculars Punt d’ebullició d’alcans Forces de Van der Waals
  80. 80. Quan més gran és la massa de les molècules més intenses són les forces de Van der Waals . Això explica que els punts de fusió i d’ebullició de les substàncies moleculars augmentin amb la massa molecular. Forces intermoleculars Forces de Van der Waals
  81. 81. Efecte estèric: la intensitat de les forces de London augmenta quan més gran és la superficie de contacte entre les molècules. Forces intermoleculars Punt d’ebullició dels isòmers del pentà (C5H12 ) Forces de Van der Waals
  82. 82. Forces intermoleculars Forces de Van der Waals
  83. 83. Són forces d’atracció entre molècules que tenen àtoms d’hidrogen enllaçats amb àtoms d’elements molt electronegatius ( N, O, F ). Es un cas particular d’interacció dipol-dipol (Keesom) Ponts d’hidrogen Forces intermoleculars
  84. 84. Forces intermoleculars Punt d’ebullició d’alcans i alcohols Ponts d’hidrogen
  85. 85. L’existència de ponts d’hidrogen justifica que els punts d’ebullició i fusió de determinats compostos ( com l’H2O ) siguin anormalment elevats. Per això l’aigua és líquida a temperatura ambient . Forces intermoleculars Ponts d’hidrogen
  86. 86. Per passar l’aigua de l’estat sòlid al líquid o de líquid a gas s’ha de subministrar prou energia per trencar els ponts d’hidrogen que hi ha entre les molècules d’aigua. Forces intermoleculars Ponts d’hidrogen Ponts d’hidrogen
  87. 87. Els ponts d’hidrogen determinen en gran part l’estructura tridimensional de les proteïnes http://www.johnkyrk.com/aminoacid.esp.swf Forces intermoleculars Ponts d’hidrogen
  88. 88. També podem trobar ponts d’hidrogen a l’ADN ( unió entre bases G-C i A-T ) Forces intermoleculars Ponts d’hidrogen
  89. 89. Geometria molecular Es representen els electrons de la capa de valència com a punts dibuixats a l’entorn del símbol de cada element: Teoria de Lewis Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 Estructures de Lewis d’àtoms
  90. 90. Estructures de Lewis d’àtoms Geometria molecular Teoria de Lewis
  91. 91. Geometria molecular Teoria de Lewis Estructura cúbica dels àtoms segons Lewis (1902) Les primeres estructures que va proposar Lewis no eren com les actuals. Lewis pensava que els electrons d’un àtom se situaven en els vèrtex d’un cub.
  92. 92. Els àtoms s’uneixen per formar molècules. Els parells d’electrons compartits es representen amb guions. Estructures de Lewis de molècules Parells d’electrons no enllaçats Parells d’electrons d’enllaç Geometria molecular Teoria de Lewis
  93. 93. Regla de l’octet Els àtoms s’uneixen compartint electrons fins completar la seva última capa amb 8 electrons (octet = 4 parells d’electrons) és a dir, per aconseguir la configuració de gas noble (s2p6 ). Cada àtom forma tants enllaços covalents com a electrons li falten per aconseguir l’octet. 8 e- 8e- Geometria molecular Teoria de Lewis Estructures de Lewis de molècules
  94. 94. Estructures de Lewis d’ions MgO NO3 - Geometria molecular Teoria de Lewis
  95. 95. Geometria molecular Teoria de Lewis Exemples d’estructures de Lewis de molècules i d’ions
  96. 96. Formes de ressonància En determinats casos hi ha diferents estructures de Lewis possibles per a una molècula i la situació real és un promig de les possibles estructures. Geometria molecular Teoria de Lewis
  97. 97. Experimentalment s’ha vist que l’ozó (O3) té dos enllaços amb la mateixa longitud però quan dibuixem la seva estructura de Lewis apareixen un enllaç doble ( més curt) i un enllaç senzill (més llarg). O O O Geometria molecular Teoria de Lewis Formes de ressonància
  98. 98. Justificació: La molècula d’ozó (O3) és una situació promig entre dues formes de ressonància: O O O O O O Geometria molecular Formes de ressonància Teoria de Lewis
  99. 99. Geometria molecular Teoria de Lewis Formes de ressonància Estructura del benzè
  100. 100. http://chemistry.berkeley.edu/links/mpg_files/kekule.mpg Geometria molecular Teoria de Lewis Formes de ressonància Estructura del benzè
  101. 101. Geometria molecular Teoria de Lewis Formes de ressonància Estructura del benzè
  102. 102. Geometria molecular Teoria de Lewis Formes de ressonància Estructura del benzè El somni de Kekulé
  103. 103. Excepcions a la regla de l’octet En molts casos podem trobar molècules i ions que tenen estructures de Lewis que no estan d’acord amb la regla de l’octet. N O B F F F P Cl Cl Cl Cl Cl Xe F F F F Geometria molecular Teoria de Lewis
  104. 104. http://employees.csbsju.edu/hjakubowski/classes/Chem%20and%20Society/Bonding/olbonding.htm + informació Geometria molecular Teoria de Lewis
  105. 105. Teoria RPECV Segons la teoria RPECV (Repulsió entre els parells d’electrons de la capa de valència) de Guillespie-Nyholm (1957) els parells d’electrons al voltant d’un àtom es repelen entre si i per això els orbitals que contenen aquests parells d’electrons, s’orienten de forma que queden el més separats possible uns dels altres. Geometria molecular
  106. 106. La forma geomètrica d’una molècula permet establir si és POLAR o APOLAR (i a partir d’això les seves propietats) Geometria molecular Teoria RPECV
  107. 107. AX4E0 AX3E AX2E2 A = àtom central (només hi ha un) X = àtoms enllaçats a l’àtom central E = parells d’electrons no enllaçants (solitaris) X + E = nombre estèric Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE) tetraèdrica piràmide triangular angular
  108. 108. http://www.youtube.com/watch?v=87DLmh1EAKs Geometria molecular Teoria RPECV
  109. 109. Geometria molecular Teoria RPECV http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes
  110. 110. Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE) El mètode AXE permet fer prediccions sobre la geometria de les molècules
  111. 111. Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE) X E X + E
  112. 112. Geometria molecular X E X + E
  113. 113. Geometria molecular X E X + E
  114. 114. CO2 i HCN (AX2 E0) Geometria lineal Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  115. 115. SO2 (AX2E) Geometria angular (“bent”) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  116. 116. HCHO (AX3E0) Pots justificar per què els angles d’enllaç d’aquesta molècula no són tots de 120º ? Geometria triangular Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  117. 117. Geometria tetraèdrica ( AX4E0) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  118. 118. CH4 ( AX4E0) L’estructura de Lewis NO representa correctament la geometria de la molècula de metà ! Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE) Geometria tetraèdrica X
  119. 119. L’estructura de Lewis NO representa correctament la geometria de la molècula d’amoníac ! NH3 (AX3E ) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE) Geometria piràmide triangular X
  120. 120. NH3 (AX3E ) Geometria piràmide triangular Per què l’angle d’enllaç en l’amoníac és inferior a 109.5º ? Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  121. 121. H2O (AX2E2 ) Geometria angular (“bent”) Geometria molecular L’estructura de Lewis NO representa correctament la geometria de la molècula d’aigua ! Teoria RPECV (mètode AXE) X
  122. 122. Bipiràmide triangular (AX5 E0 ) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  123. 123. PCl5 (AX5 E0 ) Geometria bipiràmide triangular Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  124. 124. Cl F3 (AX3 E2) Geometria amb forma de T (“T-shaped”) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  125. 125. SF4 (AX4 E) Geometria amb forma de balancí ( “Seesaw” ) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  126. 126. Geometria lineal I3 - ( AX2 E3) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  127. 127. Geometria octaèdrica (AX6 E0 ) Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  128. 128. SF6 (AX6 E0 ) Geometria octaèdrica Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  129. 129. SbCl5 2- ( AX5 E ) Geometria piràmide de base quadrada Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  130. 130. XeF4 ( AX4 E2 ) Geometria plana quadrada Geometria molecular Teoria RPECV (mètode AXE)
  131. 131. José Ángel Hernández Santadaría jherna24@xtec.cat L’enllaç químic de José Ángel Hernández Santadaría està subjecta a una llicència de Reconeixement-NoComercial 3.0 No adaptada de Creative Commons

×