View
220
Download
0
Category
Preview:
Citation preview
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
INTRODUCCIÓ A L’ENLLAÇ COVALENT.INTRODUCCIÓ A L’ENLLAÇ COVALENT.22Compartició d’electrons Enllaç covalent
F+F F F
Parell enllaçant
F F
1 parell Enllaç covalent senzill
INTRODUCCIÓ A L’ENLLAÇ COVALENT.INTRODUCCIÓ A L’ENLLAÇ COVALENT.22Compartició d’electrons Enllaç covalent
Parells solitaris
O+H H+ OH H
CO OPerò, i el CO2 ?
1 parell Enllaç covalent senzill
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
Diagrames d’orbitals moleculars
Ordre d’enllaç = ½ (e- en enllaçants e- en antienllaçants)
1s
1s 1s
1s*
E
H2 ½ (20) = 1
H2+ ½ (10) = ½
Diagrames d’orbitals moleculars
Ordre d’enllaç = ½ (e- en enllaçants e- en antienllaçants)
1s
1s 1s
1s*
E
H2 ½ (20) = 1
H2+ ½ (10) = ½
He2+ ½ (21) = ½
Diagrames d’orbitals moleculars
Ordre d’enllaç = ½ (e- en enllaçants e- en antienllaçants)
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
Diagrames d’orbitals molecularsamb elements del segon període
2s
2s 2s
2s*
E
2p
2p
2p*
2p
2p
2p*
Z
Diagrames d’orbitals molecularsamb elements del segon període
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
Electrons deslocalitzats
L’enllaç en el benzè:
Mètode de l’enllaç de valència
Enllaços
Hibridaciódels C: sp2
3 enllaços
Electrons deslocalitzats
L’enllaç en el benzè:
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)
Recommended