Tema 2: Enllaços químics
Introducció
Tots els elements tenen tendència a formar compostos per aconseguir tenir la configuració electrònica més estable. Els gasos nobles tenen una configuració molt estable, per això, rarament es combinen amb altres elements. Aquests gasos nobles tenen la capa de valència plena i els dóna una gran estabilitat. Els altres elements, en canvi, han de perdre o guanyar electrons per tenir una configuració estable, per tant parlarem de ions (anions (-) i cations (+)).
Enllaç químic
L’enllaç químic és la força que manté units els àtoms en una molècula o en un cristall. Els enllaços poden ser de diferents tipus, però sempre un enllaç s’ha de formar gràcies als electrons de l’últim nivell. Quan els àtom que s’uneixen en un enllaç són iguals s’anomenen elements. Quan els àtoms són diferents s’anomenen compostos.
En un enllaç es poden formar:
Molèculaà Agrupació discreta d’àtoms (N₂ i H₂O)
Cristallà Agrupació que forma una estructura ordenada d’àtoms a l’espai, que s’anomena xarxa cristal·lina (sodi i clorur cesi).
Lewis (1916) va proposar la teoria de l’enllaç, la qual deia que els àtoms es combinen amb la finalitat d’aconseguir una configuració electrònica més estable, i la màxima estabilitat s’aconsegueix quan s’arriba a la configuració del gas noble.
Un enllaç químic es forma per cessió, presa o ús compartit dels electrons dels àtoms, de manera que tots dos aconsegueixen la configuració electrònica més estable. Sovint serà la configuració del gas noble, que té vuit electrons a la capa de valència.
EX:
Sofreà 16electrons = 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴
Últim nivell = 6 electrons (3s²+3p⁴= ⁶)
Per arribar a 8 li falten 2 electrons.
La força que manté units els àtoms en un enllaç químic és molt gran i sol ser de naturalesa electrostàtica i per trencar un enllaç d’aquest tipus cal una gran quantitat d’energia en forma de calor o elèctrica.
Tipus d’enllaços
Enllaços iònics:
Es formen entre àtoms d’un element metàl·lic i un no metàl·lic. Aquesta unió és una unió d’ions que tenen signe oposat i estan units per una atracció electrostàtica.
EX: El clor té 7 electrons a l’últim nivell i el sodi només un. Per tant, formen ions: el sodi en perd 1 Na+ i el clor en guanya Cl- = clorur de sodi
El que s’uneix amb un enllaç iònic sempre són ions, que queden fortament units i aconsegueixen la configuració electrònica d’un gas noble (+estabilitat).
Propietats dels compostos iònics:
-Temperatura de fusió i ebullició molt altes.
-Sòlids amb una gran fragilitat.
-Solubilitat en l’aigua variable.
-En estat sòlid no condueixen electricitat però en líquid sí.
Enllaços covalents:
És aquell que es realitza quan dos àtoms que s’uneixen comparteixen electrons. Quan es combinen elements metàl·lics, normalment, necessiten pocs electrons per tenir una bona estabilitat. Quan es combinen entre ells, el que fan és compartir electrons per aconseguir ser estables.
Tipus d’enllaç covalent:
-Enllaç simple: Enllaç covalent amb què només es comparteixen un parell d’electrons.
-Enllaç doble: Quan dos àtoms s’uneixen i per tenir la màxima estabilitat els fan falta dos electrons, formen un enllaç doble.
-Enllaç triple: Enllaç covalent que per tenir la màxima estabilitat necessita compartir tres parells d’electrons.
Representació simbòlica d’un enllaç covalent:
Ens diu o ens expressa el número d’àtoms que hi ha a cada molècula.
Propietats de les substàncies que es formen amb els enllaços covalents:
Les substàncies covalents poden formar dos tipus de substàncies:
-Xarxa cristal·lina: Els enllaços que es formen per formar cristalls són enllaços molt forts, per tant, amb això obtenim sòlids amb molta duresa. Per aquesta raó els cristalls tenen un punt de fusió i un punt d’ebullició molt alts.
-Substància molecular: Són substàncies insolubles en l’aigua, però solubles en altres dissolvents orgànics. Aquests, tenen una temperatura de fusió i ebullició baixes i no condueixen corrent elèctric. Són líquids o gasos a temperatura ambient.
Enllaç metàl·lic:
Són enllaços en què s’uneixen un element metall amb un no metall. Els metalls es caracteritzen per la seva tendència a perdre electrons, ja que tenen pocs electrons a l’últim nivell. En canvi, els no metalls es caracteritzen per tenir una tendència a guanyar electrons perquè tenen més electrons a la capa de valència.
Els enllaços metàl·lics es formen degut a que els elements metàl·lics tenen tendència a formar cations estables que s’envolten d’un núvol d’electrons. L’estructura resultant d’aquests enllaços és una xarxa tridimensional que està unida tot i les fortes repulsions que hi ha entre els cations gràcies als electrons que donen cohesió a l’estructura cristal·lina metàl·lica.
Propietats de les substàncies metàl·liques:
1Tenen una brillantor deguda al núvol d’electrons.
2Són sòlids o líquids densos.
3Són insolubles a qualsevol dissolvent corrent, això és degut a la forta unió dels àtoms.
4Poden ser deformats en capes fines sense trencar-se (mal·leabilitat) o deformats en fils (ductilitat).
5Condueixen l’electricitat i la calor degut als electrons que tenen i que es poden desplaçar.
Tema 3: Formulació
Anomenar:
És escriure el nom d’una substància a partir de la fórmula.
NH₃à amoníac
CaOà òxid de calci
Formular:
És escriure la fórmula d’una substància a partir del nom.
Florur d’hidrogenà HF
Clorur de potassià KCl
Per anomenar i formular necessitem les valències dels àtoms o nombre d’oxidació: són la capacitat que té un element per unir-se a altres elements. Un mateix element pot tenir més d’una valència.
Sodi (Na) +1 Naà O
Calci (Ca) +2 Oß Caà O
Quan formulem un compost ha de ser neutre, és a dir, que la suma de les càrregues doni 0.
Ca₂O₂
+2 -2
+4 -4 à és neutre = 0
Compostos binaris:
-Són els compostos formats per la unió de dos àtoms (2elements) à Ca₂O₂ // Ca₂Cl
-Si la combinació dels elements és un element metàl·lic i un no metàl·lic, el metàl·lic sempre s’escriu a l’esquerra i el no metàl·lic a la dreta (MgCl₂)
-Quan tenim la combinació de dos àtoms no metàl·lics s’escriu a l’esquerra l’àtom que hi ha més a l’esquerra d’aquesta llista:
B < Si < C < Sb < As < P < N < H < Te < Se < S < I < Br < Cl < O < F
Per formular:
1Escriure el símbol dels àtoms.
2Buscar les valències de cada àtom.
3Les valències de cada àtom s’intercanvien amb un subíndex.
4Si es pot es simplifiquen els subíndexs (sempre en positiva).
Per anomenar:
Utilitzarem la nomenclatura sistemàtica:
-S’escriu el nom dels àtoms que intervenen i s’indica amb un prefix el nombre d’àtoms de cada element:
-1= mono
-2= di
-3= tri
-4= tetra
-5= penta
-6= hexa
2L’element situat més a la dreta s’escriu amb la terminació UR (sempre) a excepció de l’oxigen que s’escriu òxid. à hidrur, clorur, fluorur.
3L’element situat a l’esquerra no l’hi posem mai el prefix mono.
-Quan l’oxigen va en segona posició es diu òxid
-Quan l’hidrogen va en segona posició es diu hidrur
-Quan un no metàl·lic va en segona posició es diu UR
EX:
SnOà òxid d’estany
SnO₃à triòxid d’estany
NaHà hidrur de sodi