Enllaç químic

Enllaç iònic, covalent i metàl·lic. Geometria molecular. Forces intermoleculars

Imatge de Tomislav Jakupec en Pixabay
Índex

Regla de l’octet

La configuració més estable per a qualsevol àtom és comptar amb vuit electrons a la capa exterior.

Els elements tendiran a unir-se per a completar la seva capa exterior, intercanviant (cedint/captant $\rightarrow$ enllaç iònic) o compartint electrons (enllaç covalent), i així guanyar estabilitat.

Paràmetres moleculars

Traduïda i adaptada de https://ch301.cm.utexas.edu/section2.php?target=atomic/bonding/covalent-bonding.html.
Traduïda i adaptada de https://ch301.cm.utexas.edu/section2.php?target=atomic/bonding/covalent-bonding.html.

Energia d’enllaç

És una mesura de la fortalesa d’un enllaç químic.

Longitud d’enllaç

Distància mitjana entre els nuclis de dos àtoms enllaçats.

Angle d’enllaç

Angle format per tres àtoms enllaçats consecutivament.

Polaritat d’enllaç

És la separació de càrregues elèctriques al llarg d’un enllaç, donant lloc a un moment dipolar elèctric. La diferència d’electronegativitat, $\Delta \chi$, entre els àtoms d’un enllaç determina la seva polaritat:

Imatges adaptades de https://www.chegg.com/learn/chemistry/introduction-to-chemistry/bond-polarity-and-dipole-moments.
Imatges adaptades de https://www.chegg.com/learn/chemistry/introduction-to-chemistry/bond-polarity-and-dipole-moments.

Una molècula serà polar si el moment dipolar total (suma vectorial) és diferent de zero.

La molècula de BF3 té tres enllaços polars però a causa de la seva geometria trigonal plana el moment dipolar resultant és nul. Font: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Boron-trifluoride-elpot-3D-vdW.png.
La molècula de BF3 té tres enllaços polars però a causa de la seva geometria trigonal plana el moment dipolar resultant és nul. Font: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Boron-trifluoride-elpot-3D-vdW.png.

Estudia la polaritat de molècules amb aquesta excel·lent simulació:

Enllaç iònic

És un enllaç que involucra l'atracció electroestàtica entre ions de signe oposat. L'enllaç iònic sol donar-se entre metalls (tendeixen a cedir electrons, convertint-se en cations) i no metalls (tendeixen a captar electrons, convertint-se en anions). Els compostos iònics formen xarxes cristal·lines compactes i neutres amb diferents geometries segons els ions que les formen.

Representació de la **unió iònica** entre el **liti** (Li) i el **fluor** (F) per formar el **fluorur de liti** (LiF). El liti cedeix fàcilment el seu únic electró de valència a un àtom de fluor, que accepta l'electró donat.
Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ionic_bonding.svg.
Representació de la unió iònica entre el liti (Li) i el fluor (F) per formar el fluorur de liti (LiF). El liti cedeix fàcilment el seu únic electró de valència a un àtom de fluor, que accepta l’electró donat.
Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ionic_bonding.svg.

Energia de xarxa $U_\mathrm R$

És l'energia alliberada al formar-se la xarxa a partir del seus ions en estat gasós.

Cicle de Born-Haber

Formació d’un compost iònic a partir dels seus elements.

Cicle de Born-Haber per la formació del fluorur de liti (LiF). Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Born-haber_cycle_LiF.svg.
Cicle de Born-Haber per la formació del fluorur de liti (LiF). Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Born-haber_cycle_LiF.svg.

Equació de Born-Landé

Permet calcular l'energia de xarxa $U_\mathrm R$:

$$ U_\mathrm R = -\frac{N_\mathrm A M z^+ z^- e^2}{4\pi\epsilon_0 r_0}\left(1-\frac{1}{n}\right), $$

on $N_\mathrm A = 6.022\times 10^{23}\thinspace\mathrm{mol^{-1}}$ és la constant d’Avogadro; $M$ és la constant de Madelung, relacionada amb la geometria del cristall; $z^+$ i $z^-$ són els números de càrrega del catió i de l’anió, respectivament; $e = 1.6\times 10^{-19}\thinspace\mathrm{C}$ és la càrrega elemental, $\epsilon_0 = 8.85\times 10^{-12}\thinspace\mathrm{C^2N^{-1}m^{-2}}$ és la permitivitat elèctrica al buit; $r_0$ és la distància a l’ió més pròxim; i $5<n<12$ és l’exponent de Born (experimental).

Es comprova que el mòdul de l'energia de xarxa és:

  • Directament proporcional al producte de les càrregues dels ions.
  • Inversament proporcional a la distància interiònica.

Propietats de les substàncies iòniques

  • A causa de les intenses forces electroestàtiques entre els ions, solen tenir temperatures de fusió i ebullició molt elevades, per la qual cosa la majoria són sòlids cristal·lins a temperatura ambient.
**Cristall** de **clorur de sodi** (sal comuna, NaCl). 🔵 $\rightarrow$ sodi (Na); 🟢 $\rightarrow$ clor (Cl). https://freesvg.org/sodium-chloride-crystal
Cristall de clorur de sodi (sal comuna, NaCl).
🔵 $\rightarrow$ sodi (Na); 🟢 $\rightarrow$ clor (Cl).
https://freesvg.org/sodium-chloride-crystal
  • Davant cops, l'alineament dels ions positius i negatius pot perdre’s, per la qual cosa són molt fràgils, encara que també molt durs.
  • Fosos o en dissolució, condueixen el corrent elèctric.

Enllaç metàl·lic

L'enllaç metàl·lic és l’enllaç químic que manté units als àtoms d’un metall entre si. Sorgeix de l'atracció electroestàtica entre els electrons de conducció i els cations metàl·lics.

Model del gas electrònic

Model del **gas electrònic**, amb els **cations** en **posicions fixes** i els **electrons movent-se lliurement** en un ***núvol***. Font: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Metalic_bond_model.svg.
Model del gas electrònic, amb els cations en posicions fixes i els electrons movent-se lliurement en un núvol. Font: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Metalic_bond_model.svg.

Teoria de bandes

Comparació de l'**estructura** de **bandes** electròniques d'un **metall**, un **semiconductor** i un **aïllant**. Traduïda i adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Isolator-metal.svg.
Comparació de l'estructura de bandes electròniques d’un metall, un semiconductor i un aïllant. Traduïda i adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Isolator-metal.svg.
Pots aprendre més sobre la teoria de bandes i com aquesta explica la conductivitat elèctrica en aquest excel·lent article.

També et recomano donar un cop d’ull a aquest magnífic vídeo de Quantum Made Simple (en anglès) on expliquen la diferència entre un metall i un aïllant:

Propietats de les substàncies metàl·liques

  • Aparença brillant.
  • Són bons conductors de la calor i de l'electricitat.
  • Formen aliatges amb altres metalls.
  • Tendeixen a cedir (perdre) electrons en reaccionar amb altres substàncies.
  • La majoria són sòlids a temperatura ambient (Hg és💧).

Enllaç covalent

És un enllaç químic que implica la compartició de parells d'electrons entre àtoms. L'enllaç covalent sol donar-se entre no metalls (tendència a captar electrons).

Representació de la **unió covalent** entre dos àtoms de **fluor** (F) per a formar F2, amb un parell d'electrons compartits. Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Covalent_bond_fluorine.svg.
Representació de la unió covalent entre dos àtoms de fluor (F) per a formar F2, amb un parell d’electrons compartits. Adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Covalent_bond_fluorine.svg.

Estructures de Lewis

Es tracta de diagrames que mostren la unió entre els àtoms d’una molècula i els parells solitaris d'electrons que poden existir a la molècula.

Les estructures de Lewis mostren cada àtom i la seva posició en l’estructura de la molècula usant el seu símbol químic. Es dibuixen línies entre els àtoms que estan units entre si (es poden utilitzar parells de punts en lloc de línies). L’excés d’electrons que formen parells solitaris es representen com a parells de punts, i es col·loquen al costat dels àtoms.

Punxa aquí per a veure com construir estructures de Lewis pas a pas

  1. Dibuixar la molècula de la forma més simètrica possible, col·locant els elements més electronegatius en els extrems.
  2. Envoltar cada element del nombre d’electrons de valència ($N_\mathrm v$).
  3. Calcular el nombre màxim d’electrons de valència complint la regla de l’octet ($N_\mathrm{máx}$).
  4. Calcular el nombre d’electrons enllaçants ($N_\mathrm{e} = N_\mathrm{máx} - N_\mathrm{v}$).
  5. Calcular el nombre d’electrons no enllaçants ($N_\mathrm{ne} = N_\mathrm{v} - N_\mathrm{e}$).

Exemples

Aigua (H2O)
Oxigen (O2)
Diòxid de carboni (CO2)

Enllaç covalent coordinat o datiu

Es tracta d’enllaços en els quals un sol element (donador) aporta el parell d’electrons, el qual és acceptat per un altre element que té un orbital buit (acceptor). És un enllaç molt comú1 i clau per a entendre el concepte àcid-base de Lewis, en el qual l’àcid és l’espècie que accepta el parell d’electrons (acceptor) i la base l’espècie que ho cedeix (donador).

El catió H+ no té electrons per a compartir, per la qual cosa el N i l'O aporten el parell d'electrons. L'enllaç covalent coordinat o datiu es representa amb una fletxa &#8594;, que va des de l'àtom donador a l'àtom acceptor.
El catió H+ no té electrons per a compartir, per la qual cosa el N i l’O aporten el parell d’electrons. L’enllaç covalent coordinat o datiu es representa amb una fletxa →, que va des de l’àtom donador a l’àtom acceptor.

Ressonància

La ressonància és una manera de descriure l’enllaç en unes certes molècules mitjançant la combinació de diverses estructures ressonants el conjunt de les quals es coneix com un híbrid de ressonància. És especialment útil per a descriure els electrons deslocalitzats (enllaços $=$ en diferents posicions) en unes certes molècules o ions poliatòmics.

Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Benzene_delocalization.svg.
Basada en https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Benzene_delocalization.svg.

Propietats de les substàncies covalents moleculars

Representació esquemàtica en 3D d'una **molècula** de **sacarosa**. ⚫ $\rightarrow$ carboni (C); 🔴 $\rightarrow$ oxigen (O); ⚪ $\rightarrow$ hidrogen (H). Font: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sucrose_molecule.svg
Representació esquemàtica en 3D d’una molècula de sacarosa.
⚫ $\rightarrow$ carboni (C); 🔴 $\rightarrow$ oxigen (O); ⚪ $\rightarrow$ hidrogen (H).
Font: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sucrose_molecule.svg
  • A causa de les febles interaccions entre molècules covalents, solen tenir temperatures de fusió i ebullició baixes (molts compostos covalents són líquids o gasos a temperatura ambient).
  • En estat sòlid són compostos tous i fràgils.
  • Són mals conductors de la calor i de l'electricitat.

Propietats de les substàncies covalents cristal·lines

Les substàncies covalents cristal·lines contenen un gran nombre d'àtoms neutres units entre si mitjançant enllaços covalents, formant làmines bidimensionals, com el grafit o el grafè, o estructures tridimensionals, com el 💎 diamant o el quars.

Estructura cristal·lina del **grafit**, format per capes de **grafè** (àtoms de **carboni**, C, units mitjançant **enllaços covalents** en una xarxa hexagonal).
Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Graphit_gitter.svg.
Estructura cristal·lina del grafit, format per capes de grafè (àtoms de carboni, C, units mitjançant enllaços covalents en una xarxa hexagonal).
Fuente: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Graphit_gitter.svg.
Estructura tetraèdrica del 💎 **diamant**, format per àtoms de **carboni** (C) units mitjançant **enllaços covalents**. Adaptada de https://www.physics-in-a-nutshell.com/article/13/diamond-structure.
Estructura tetraèdrica del 💎 diamant, format per àtoms de carboni (C) units mitjançant enllaços covalents. Adaptada de https://www.physics-in-a-nutshell.com/article/13/diamond-structure.
  • A causa dels forts enllaços covalents entre els àtoms, solen tenir temperatures de fusió i ebullició altes, per la qual cosa són sòlids a temperatura ambient.
  • Són substàncies molt dures encara que fràgils.
  • Solen ser mals conductors (no així el grafit o el grafè).

Geometria molecular

TRPECV

La Teoria de Repulsió de Parells d’Electrons de la Capa de València (TRPECV) es basa en el fet que, com els electrons de valència es repel·leixen els uns als altres, aquests tendeixen a adoptar una disposició espacial que minimitza aquesta repulsió.

Imatges adaptades de https://www.sigmaaldrich.com/technical-documents/articles/chemistry/vsepr-chart-valence-shell-electron-pair-repulsion-theory.html.
Imatges adaptades de https://www.sigmaaldrich.com/technical-documents/articles/chemistry/vsepr-chart-valence-shell-electron-pair-repulsion-theory.html.

Exemples

Lineal
Trigonal plana
Angular
Tetraèdrica
Piramidal trigonal
Bipiramidal trigonal
Balancí
Forma de T
Octaèdrica
Piramidal quadrada
Quadrada plana

TEV

La Teoria de l’Enllaç de València (TEV) es basa en el fet que els e compartits es troben en una zona de solapament orbital:

També es pot donar un solapament frontal entre orbitals s, p i qualsevol de les seves hibridacions (sp, sp2 i sp3). Imatges adaptades de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/valence-bond-theory/.
També es pot donar un solapament frontal entre orbitals s, p i qualsevol de les seves hibridacions (sp, sp2 i sp3). Imatges adaptades de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/valence-bond-theory/.

Promoció electrònica

Consisteix a aportar energia extra als electrons aparellats de la capa de valència perquè ocupin un orbital de major energia (s'excitin) i permetin a l’àtom tenir més electrons solitaris amb els quals formar els enllaços que necessiti.

Punxa aquí per a veure detalladament com aplicar la TEV

  1. Es tria l’àtom central.
  2. S’estableix el nombre d’enllaços que ha de formar, mitjançant l’estructura de Lewis corresponent.
  3. Es comprova si el nombre d’electrons desaparellats disponibles és suficient per a formar els enllaços necessaris. Si no és així, es promocionen els electrons a altres orbitals.
  4. Es combinen els orbitals atòmics que formen enllaços $\sigma$ (solapament frontal) i els que posseeixen parells d’electrons apariats per a determinar la hibridació que tindrà lloc en l’àtom central.
  5. Se solapen els orbitals híbrids amb els orbitals dels altres àtoms amb els quals forma enllaç, tenint en compte la TRPECV per a determinar la geometria final de la molècula.

Hibridació

La hibridació consisteix a combinar orbitals atòmics de l’àtom central per a formar orbitals híbrids energèticament iguals i orientats en la direcció de l’enllaç.

Imatges preses de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/types-of-hybrid-orbitals/.
Imatges preses de https://www.coursehero.com/sg/general-chemistry/types-of-hybrid-orbitals/.

Exemples

sp: BeCl2

El beril·li no té electrons desaparellats pel que es produeix promoció electrònica i hibridació perquè pugui formar dos enllaços Be—Cl. Cadascun d’aquests híbrids sp se solapa frontalment amb un orbital p del clor, formant dos enllaços sigma:

Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
sp2: BF3

El bor només té un electró desaparellat però necessita tres, per la qual cosa es produeix promoció electrònica i hibridació perquè pugui formar tres enllaços B—F. Cadascun d’aquests híbrids sp2 se solapa frontalment amb un orbital p del fluor, formant tres enllaços sigma:

Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
sp3: CH4

El carboni només té dos electrons desaparellats però necessita quatre, per la qual cosa es produeix promoció electrònica i hibridació perquè pugui formar quatre enllaços C—H. Cadascun d’aquests híbrids sp3 se solapa frontalment amb un orbital s de l’hidrogen, formant quatre enllaços sigma:

Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Adaptada de http://www.organicmystery.com/MolecularStructure/Hybridisation.php.
Enllaços múltiples
Etè (CH2=CH2)

Cada carboni necessita formar un enllaç doble (amb l’altre C) i dos enllaços simples (amb H), per la qual cosa es necessita promoció electrònica i una hibridació sp2 per a tenir també un orbital pur p amb el qual formar un enllaç $\pi$ (solapament lateral).

Cada orbital sp2 del carboni solapa frontalment ($\sigma$) amb dos orbitals s de l'H i l'orbital sp2 de l'altre carboni. A més a més, els orbitals pz de cada carboni solapan lateralment entre si ($\pi$) per formar el doble enllaç C=C. Adaptada de https://chem.libretexts.org/Courses/Colorado_State_University/Chem_476%3A_Physical_Chemistry_II_(Levinger)/Chapters/10%3A_Bonding_in_Polyatomic_Molecules/10.5%3A_The_Pi-Electron_Approximation_of_Conjugated_Hydrocarbons.
Cada orbital sp2 del carboni solapa frontalment ($\sigma$) amb dos orbitals s de l’H i l’orbital sp2 de l’altre carboni. A més a més, els orbitals pz de cada carboni solapan lateralment entre si ($\pi$) per formar el doble enllaç C=C. Adaptada de https://chem.libretexts.org/Courses/Colorado_State_University/Chem_476%3A_Physical_Chemistry_II_(Levinger)/Chapters/10%3A_Bonding_in_Polyatomic_Molecules/10.5%3A_The_Pi-Electron_Approximation_of_Conjugated_Hydrocarbons.
Acetilè (CH≡CH)

Cada carboni necessita formar un enllaç triple (amb l’altre C) i un enllaç simple (amb H), per la qual cosa es necessita promoció electrònica i una hibridació sp per a tenir dos orbitals purs p amb els quals formar dos enllaços $\pi$ (solapament lateral).

L'enllaç triple de l'acetilè consisteix en un enllaç $\sigma$ (sp&ndash;s) i dos enllaços $\pi$ (p&ndash;p). Adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/structure-of-alkynes/.
L’enllaç triple de l’acetilè consisteix en un enllaç $\sigma$ (sp–s) i dos enllaços $\pi$ (p–p). Adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/structure-of-alkynes/.

Simulació

Explora les formes moleculars mitjançant la construcció de molècules en 3D amb la següent simulació:

Forces intermoleculars

Les forces intermoleculars són les forces que existeixen entre les molècules, incloent les forces d’atracció o repulsió que actuen entre les molècules i altres tipus de partícules veïnes, per exemple, àtoms o ions. Les forces intermoleculars són febles en relació amb les forces intramoleculars (les que mantenen unida una molècula).

Forces de van der Waals

**Atracció intermolecular** entre molècules de **clorur d'hidrogen**, HCl. Traduïda i adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.
Atracció intermolecular entre molècules de clorur d’hidrogen, HCl. Traduïda i adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.

Es poden donar entre molècules polars (dipol-dipol, més fortes com més gran sigui la polaritat de la molècula), i apolars (anomenades forces de dispersió de London, més fortes com més grans i massives són les molècules involucrades).

Enllaços d’hidrogen

Són les forces intermoleculars més intenses. Es donen entre molècules que contenen àtoms d'hidrogen units a àtoms de nitrogen (N), oxigen (O) o fluor (F).

**Enllaços d'hidrogen** entre àtoms d'H i O en molècules d'**aigua** (H2O). Traduïda i adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.
Enllaços d’hidrogen entre àtoms d’H i O en molècules d'aigua (H2O). Traduïda i adaptada de https://www.coursehero.com/sg/organic-chemistry/intermolecular-forces/.

Els enllaços d'hidrogen són responsables de:

  • Que l'aigua (H2O) tingui una temperatura d'ebullició anormalment alta (100 °C a pressió atmosfèrica).
  • L'estructura de proteïnes i àcids nucleics, com la doble hèlix de l'ADN 🧬.
  • L'estructura de polímers.

  1. A tots els aquo-complexes metàl·lics, [M(H2O)n]m+, l’enllaç entre l’aigua i el catió metàl·lic es descriu com un enllaç covalent coordinat↩︎

Rodrigo Alcaraz de la Osa
Rodrigo Alcaraz de la Osa
⚛️ · 👐 · 🔗 · ✍️

Soc Doctor en Física per la Universidad de Cantabria i Professor de Física i Química a l’IES Peñacastillo de Cantàbria (Espanya).

Òscar Colomar
Òscar Colomar
📚 Apunts

Soc Llicenciat en Química i Professor de Secundària a l’IES Isidor Macabich d’Eivissa.

Alba López Valenzuela
Alba López Valenzuela
📚 Apunts

Soc Graduada en Química i Professora de Física i Química per compte propi.

Discord

Participa activament a la web comentant, donant la teva opinió, realitzant peticions, suggeriments...

Relacionat