Enlla

1
Tema 1 Enllaç químic
2
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 laigua és polar?
• Per què lO2 és paramagnètic?
• Per què els metalls condueixen lelectricitat?

Teoria de lenllaç químic
3
Teories de lenllaç químic
4
CONTINGUT
1.- Visió general de la teoria de Lewis. 2.-
Introducció a lenllaç covalent. 3.- Enllaços
covalents polars. 4.- Com dibuixar estructures de
Lewis? 5.- Excepcions a la regla de loctet. 6.-
La forma de les molècules. 7.- Mètode de lenllaç
de valència. 8.- Hibridació dorbitals
atòmics. 9.- Teoria dorbitals moleculars. 10.-
Lenllaç dels metalls.
5
1
VISIÓ GENERAL DE LA TEORIA DE LEWIS.
Claus

• Els gasos nobles presenten una inèrcia química
  notable.
• Tots (excepte lHe) tenen 8 electrons
• de valència.
• Els àtoms tracten dassolir
• configuracions electròniques
• de gasos nobles.

6
Com obtindre configuració de gas noble?
1) Guanyant o perdent electrons
Enllaç iònic
2) Compartint electrons
Enllaç covalent
Regla de loctet Els àtoms tendeixen a guanyar,
perdre o compartir electrons per tal
denvoltar-se de 8 electrons en la capa de
valència.
7
2
INTRODUCCIÓ A LENLLAÇ COVALENT.
8
2
INTRODUCCIÓ A LENLLAÇ COVALENT.
Compartició delectrons Û Enllaç covalent
1 parell Enllaç covalent senzill
F

F
F F
F F
Parell enllaçant
9
2
INTRODUCCIÓ A LENLLAÇ COVALENT.
Compartició delectrons Û Enllaç covalent
1 parell Enllaç covalent senzill
F

F
F F
F F
Parells solitaris
Parell enllaçant
Però, i el CO2 ?
2 parells Enllaç covalent doble
10
Propietats del N2 congruents amb lestructura
de Lewis ß Distància denllaç molt
curta Reactivitat excepcionalment baixa
11
3
ENLLAÇOS COVALENTS POLARS.
12
Electronegativitat Capacitat dun àtom en una
molèculaper atraure electrons.
A major diferència delectronegativitat Þ més
polar lenllaç
13
4
COM DIBUIXAR ESTRUCTURES DE LEWIS?

1. Determina el nombre total delectrons de valència
2. Escriu lesquelet estructural de la molècula,
   unintels àtoms mitjançant enllaços senzills.
3. Completa els octets dels àtoms terminals amb
   elselectrons restants.
4. Colloca els electrons que sobren en els àtoms
   centrals.
5. Si falta un octet a un àtom central, desplaça
   parellsdelectrons solitaris dels àtoms
   terminals i formaenllaços múltiples.

14
I si tenim diverses estructures de Lewis?
Càrrega formal dun àtom nombre delectrons de
làtomlliure menys el nombre delectrons
assignats a eixe àtomen lestructura de Lewis.
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
15
La suma de les càrregues formals ha de ser igual
a la càrrega total de la molècula o ió.
Quina és lestructura acceptable?
16
Ressonància
17
5
EXCEPCIONS A LA REGLA DE LOCTET.
18
6
LA FORMA DE LES MOLÈCULES.
Teoria de la repulsió entre parells
delectronsde la capa de valència (teoria RPECV).
Clau Els parells delectrons es disposen al
voltant dun àtom amborientacions que minimitzen
les repulsions.
Distribució electrons Tetraèdrica
Tetraèdrica Tetraèdrica
Geometria molecular Tetraèdrica
Piramidal trigonal Angular
19
Distribucions dels electrons Brown, taula 9.1,
pg. 298
Geometries moleculars Brown, taules 9.2-9.3, pg.
301-302
20
Com sexpliquen les variacions en els angles
denllaç?
Lordre de les forces repulsives
és p.solitari-p.solitari gt p.solitari-p.enllaç
ant gt p.enllaçant-p.enllaçant
21
Moment dipolar de les molècules
m d r (Cm , 1 Debye 3.3410-30 Cm)
En una molècula poliatòmica hem de considerarla
suma vectorial dels moments dipolars dels
enllaços.

• ¹0
• Polar

• 0
• No polar

22
7
MÈTODE DE LENLLAÇ DE VALÈNCIA.
La densitat de càrrega dels electrons denllaç es
concentraen la regió del recobriment dorbitals.
23
(No Transcript)
24
8
HIBRIDACIÓ DORBITALS ATÒMICS.
Altre exemple Lenllaç en la molècula de CH4
Solució Hibridació Combinar algebraicament els
orbitals atòmics purs per taldobtindre un nou
conjunt dorbitals Þ orbitals híbrids.
25
Hibridació sp3
26
Hibridació sp2
27
Hibridació sp
28
Distribució geomètrica dels orbitals híbrids
29
Racionalització dels enllaços múltiples
3 orbitals híbrids sp2 1 orbital p
30
Racionalització dels enllaços múltiples
31
9
TEORIA DORBITALS MOLECULARS.
Per què un altre model?
Teoria dorbitals moleculars assigna els
electrons duna molèculaa una sèrie dorbitals
que pertanyen a tota la molècula.
32
Com podem obtindre els orbitals moleculars?
Aproximació senzilla Combinació lineal
dorbitals atòmics (CLOA)
33
Diagrames dorbitals moleculars
34
H2 Þ ½ (1-0) ½
35
He2 Þ ½ (2-1) ½
H2 Þ ½ (1-0) ½
36
He2 Þ ½ (2-1) ½
He2 Þ ½ (2-2) 0
H2 Þ ½ (1-0) ½
37
Diagrames dorbitals molecularsamb elements del
segon període
38
Diagrames dorbitals molecularsamb elements del
segon període
Z 7
39
Diagrames dorbitals molecularsamb elements del
segon període
E
Z gt 7
s2p
Paramagnètica
p2p
2p
2p
p2p
s2p
p.ej. O2
s2s
o.enllaç 2
2s
2s
s2s
40
Electrons deslocalitzats
41
Electrons deslocalitzats
Lenllaç en el benzè
42
Electrons deslocalitzats
Lenllaç en el benzè
43
10
LENLLAÇ DELS METALLS.
Propietats típiques dels metalls -
Condueixen lelectricitat - Facilitat de
deformació (làmines, fils...) Com explicar-les?
44
Teories de bandes
Banda denergia
Banda de valència banda on es troben els
electrons de valència La conductivitat sexplica
per la existència duna bandaparcialment plena
delectrons banda de conducció.
45
Semiconductor extrínsec La conductivitat es
controla mitjançantladdició dimpureses
(dopatge).