Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular

I 0 flashcards i 6 preguntes més al document.

Text del document

APUNTS QUÍMICA GENERAL I INORGÀNICA Grau en Farmàcia Universitat de Barcelona AprenAI 2026-2027 Apunts complets d'enllaç químic (UB Farmàcia): estructures de Lewis, càrrega formal, ressonància, model VSEPR, teoria TEV, hibridació i polaritat.

APREN.AI Índex 1 Naturalesa de l'enllaç químic i classificació general Perspectiva energètica: la corba de potencial internuclear Factors que modulen l'energia d'enllaç Electronegativitat i tipus d'enllaç químic Trets distintius dels enllaços segons els seus components 2 Model de Lewis, regla de l'octet i càrrega formal Fonaments del model de Lewis i electrons de valència Excepcions a la regla de l'octet Càlcul i optimització de la càrrega formal Metodologia sistemàtica per dibuixar estructures de Lewis 3 Ressonància i ordre d'enllaç Naturalesa de la ressonància i híbrid de ressonància Càlcul de l'ordre d'enllaç i relació amb les propietats físiques Espècies ressonants representatives 4 Model VSEPR i geometria molecular Fonament de la teoria VSEPR Geometria electrònica i geometria molecular Jerarquia de repulsió i desviacions angulars Classificació sistemàtica de geometries (coordinació 2 a 7) 5 Teoria de l'Enllaç de València i hibridació d'orbitals Principis de la Teoria de l'Enllaç de València (TEV) El fenomen de la hibridació d'orbitals Descripció d'enllaços múltiples en espècies poliatòmiques 6 Dipols d'enllaç i moment dipolar molecular Polaritat de l'enllaç i dipol elèctric Suma vectorial de dipols i geometria molecular Simetria en espècies ressonants i ions poliatòmics 7 Formulari Càlculs d'enllaç i estructures de Lewis Predicció de geometries (Model VSEPR) Hibridació i Teoria de l'Enllaç de València Polaritat i moments dipolars Errors típics de repàs Solucions de les preguntes de repàs Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 1 Aquests apunts poden contenir errors o omissions.

Són un material de suport i no substitueixen el temari oficial ni el professorat: contrasta la informació important. Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 2 1 Naturalesa de l'enllaç químic i classificació general EN ACABAR SABRÀS Interpretar la corba d'energia potencial internuclear per determinar la distància i energia d'enllaç. Classificar els enllaços químics a partir de la diferència d'electronegativitat. Justificar l'anomalia de la molècula de difluor respecte a la tendència del radi atòmic. Distingir les característiques estructurals dels compostos covalents, iònics i metàl·lics.

PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 1 Per què dos àtoms d'hidrogen aïllats prefereixen unir-se espontàniament en lloc de restar separats? La unió química entre àtoms és un fenomen espontani guiat per la recerca d'un estat d'energia mínima i màxima estabilitat, generalment associat a la consecució d'una configuració electrònica de gas noble. ESQUEMA Estructura del tema d'Enllaç Químic Perspectiva energètica: la corba de potencial internuclear Quan dos àtoms aïllats es troben a una distància infinita, la seva interacció és nul·la i l'energia potencial del sistema és zero. A mesura que s'aproximen, els nuclis positius comencen a atreure els electrons de l'àtom veí.

Aquesta atracció mútua redueix l'energia potencial del sistema, alliberant energia al medi. Fonaments i naturalesa Corba de potencial i classificació Estructures de Lewis Octet, excepcions i càrrega formal Ressonància Deslocalització i ordre d'enllaç Geometria molecular Model VSEPR Models quàntics Enllaç de València i hibridació Polaritat molecular Dipols i moment dipolar Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 3 Gràfica d'energia potencial respecte a la distància internuclear a la molècula d'hidrogen. Si els àtoms s'acosten en excés, s'activen fortes repulsions electrostàtiques entre ambdós nuclis i entre els seus respectius núvols electrònics.

Això fa augmentar bruscament l'energia potencial. L'enllaç químic s'estableix exactament en el punt de màxima estabilitat. DEFINICIÓ La distància d'enllaç és la separació internuclear que minimitza l'energia potencial del sistema, assolint l'equilibri exacte entre forces atractives i repulsives. L'energia d'enllaç és la quantitat d'energia que s'allibera quan es forma l'enllaç a partir dels àtoms aïllats, o equivalentment, l'energia que cal subministrar per trencar-lo. En el cas de la molècula d' , el mínim d'energia potencial s'assoleix a una distància internuclear de 74 , amb un alliberament energètic de -432 kJ/mol.

COMPROVA-HO 2 Què passa amb l'energia del sistema si s'intenta reduir la distància internuclear per sota de la distància d'enllaç d'equilibri? Factors que modulen l'energia d'enllaç La força d'un enllaç depèn directament de la mida dels àtoms involucrats i de la capacitat de solapament dels seus orbitals externs: H 2 ± Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 4 Radi atòmic i difusió orbital: com més gran és el radi atòmic, més difusos i estesos són els orbitals de valència. Aquesta dispersió dificulta la interacció efectiva i disminueix l'energia d'enllaç, fent que els enllaços siguin progressivament més febles i llargs.

Ordre d'enllaç: un augment en el nombre de parells d'electrons compartits (vegeu «Ressonància i ordre d'enllaç») produeix un augment substancial de l'energia d'enllaç i una disminució de la longitud d'enllaç. ERROR FREQÜENT No deduïu la força de l'enllaç del fluor molecular ( ) seguint només la tendència del radi petit. A causa de la mida extraordinàriament reduïda de l'àtom de fluor, els tres parells d'electrons no enllaçants de cada àtom queden confinats en un espai mínim. Això genera unes repulsions interelectròniques intenses que debiliten l'enllaç , fent-lo anòmalament més feble que el de molècules homòlogues com el .

COMPROVA-HO 3 Per què la molècula de difluor té una energia d'enllaç inferior a l'esperada per la seva petita mida atòmica? Electronegativitat i tipus d'enllaç químic L'electronegativitat ( ) mesura la capacitat intrínseca d'un àtom per atraure cap a ell els electrons que formen part d'un enllaç. La diferència d'electronegativitat ( ) entre els àtoms enllaçats és el criteri fonamental per predir el tipus d'enllaç resultant. Tipus d'enllaç Diferència ( ) Descripció del mecanisme Estructura resultant Covalent pur (apolar) Àtoms d'electronegativitat idèntica comparteixen equitativament els parells electrònics de valència.

Molècules discretes Covalent polar Compartició asimètrica d'electrons; l'àtom més electronegatiu desplaça la densitat electrònica (vegeu «Dipols d'enllaç i moment dipolar molecular»). Molècules discretes Iònic Transferència completa d'electrons des de l'element menys electronegatiu cap al més electronegatiu. Xarxes cristal·lines tridimensionals Trets distintius dels enllaços segons els seus components F 2 F F Cl 2 χ Δχ Δχ Δχ = 0 0 < Δχ < 2 Δχ 2 Enllaç covalent: es produeix entre àtoms amb electronegativitats similars i elevades (típicament no-metalls).

Per assolir la configuració d'octet (vegeu «Model de Lewis, regla de l'octet i càrrega formal»), ambdós comparteixen parells electrònics, originant molècules discretes individuals clarament identificables. 1 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 5 COMPROVA-HO 4 Quina diferència estructural bàsica existeix entre un compost covalent com l'aigua i un compost iònic com el clorur de sodi? IDEES CLAU La distància d'enllaç és la posició del mínim d'energia potencial on s'equilibren atraccions i repulsions. L'augment del radi atòmic comporta orbitals més difusos i una menor energia d'enllaç.

L'anomalia del es deu a les fortes repulsions electròniques entre parells no enllaçants pel seu petit volum. El criteri de diferència d'electronegativitat classifica l'enllaç en covalent ( ), covalent polar ( ) o iònic ( ). Els compostos iònics formen xarxes cristal·lines infinites per atracció electrostàtica i mai molècules discretes. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 5. Com influeix l'augment del radi atòmic en l'energia d'un enllaç covalent? 6. A partir de quin valor de diferència d'electronegativitat ( ) es considera l'enllaç com a predominantment iònic? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 7. A quin punt de la corba de potencial es troba la distància d'enllaç?

Enllaç iònic: s'estableix habitualment entre un metall (baixa , pocs electrons de valència) i un no-metall (alta , capa de valència quasi plena). El metall cedeix electrons formant cations ( ) i el no-metall els accepta formant anions ( ). L'enllaç és l'atracció electrostàtica omnidireccional entre ells, que s'organitza en una xarxa cristal·lina sòlida contínua i mai en molècules aïllades. 2 χ χ A A + + 1e B + 1e B Enllaç metàl·lic: es dóna entre àtoms d'electronegativitat baixa i semblant (metalls).

Els àtoms alliberen els seus electrons perifèrics per assolir l'estabilitat, formant una estructura de cations immòbils banyada per un mar d'electrons deslocalitzats que circulen lliurement, mantenint el conjunt compacte. 3 F 2 Δχ = 0 0 < Δχ < 2 Δχ 2 Δχ A distància internuclear infinita a) A energia potencial zero b) En el mínim d'energia potencial c) En el punt de màxima repulsió d) Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 6 8. Per què l'energia d'enllaç del F és menor del que s'esperaria per la seva mida? 9. Quin tipus d'estructura genera l'enllaç predominantment iònic? 10. Quin enllaç s'espera entre dos àtoms amb electronegativitat similar i molt baixa?

2 Model de Lewis, regla de l'octet i càrrega formal EN ACABAR SABRÀS Dibuixar estructures de Lewis seguint un procediment sistemàtic pas a pas. Identificar i justificar les excepcions a la regla de l'octet. Calcular la càrrega formal per seleccionar l'estructura de Lewis més favorable. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 11 Per què molècules com el PCl poden existir de manera estable mentre que el NCl és impossible de sintetitzar? Fonaments del model de Lewis i electrons de valència El model de Lewis descriu la connectivitat atòmica en dues dimensions mitjançant la distribució dels electrons de la capa externa o capa de valència.

En una molècula, els electrons es reparteixen en dues categories: els parells enllaçants, compartits entre àtoms per constituir enllaços covalents (simples, dobles o triples), i els parells solitaris o no enllaçants, associats exclusivament a un àtom concret. DEFINICIÓ Els electrons de valència són els electrons situats en els nivells energètics més externs d'un àtom. Són els únics que intervenen directament en la formació d'enllaços químics.

La determinació del nombre d'electrons de valència depèn de la posició de l'element a la taula periòdica: Perquè té orbitals d molt difusos a) Per la repulsió dels parells no enllaçants b) Per una diferència d'electronegativitat alta c) Perquè no assoleix configuració de gas noble d) Xarxes cristal·lines tridimensionals a) Núvols d'electrons exclusivament lliures b) Agrupacions de parells aïllats c) Molècules discretes individuals d) Enllaç covalent apolar a) Enllaç metàl·lic b) Enllaç covalent polar c) Enllaç iònic d) Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 7 Elements representatius: El nombre d'electrons de valència coincideix exactament amb el número del grup principal (grup 1: 1 ; grup 2: 2 ; grup 13: 3 ; grup 14: 4 ; grup 15: 5 ; grup 16: 6 ; grup 17: 7 ).

Metalls de transició (bloc d): Participen tant els electrons de l'orbital més extern com electrons dels orbitals interns incomplets. Per exemple, els grups 3 a 7 poden mobilitzar progressivament de 3 fins a 7 electrons (Sc té 3, Ti té 4, V té 5, Cr té 6 i Mn té 7), mentre que els grups posteriors en mostren quantitats variables menors (grups 8 a 10 solen disposar de 2 a 3, grup 11 té 1 o 2, i grup 12 disposa de 2). Els metalls de transició i les terres rares (bloc f) presenten estructures que no es descriuen mitjançant el model clàssic de Lewis.

La regla de l'octet estableix que els àtoms assoleixen estabilitat química en envoltar-se de vuit electrons a la capa de valència, adquirint la configuració electrònica d'un gas noble ( ). L'hidrogen ( ) i l'heli en constitueixen excepcions bàsiques naturals, ja que completen la seva capa amb un duet (2 electrons). COMPROVA-HO 12 Quants electrons de valència i quants parells solitaris té l'àtom d'oxigen en una molècula d'aigua (H O)? Excepcions a la regla de l'octet Tot i la gran utilitat de la regla de l'octet, nombroses molècules estables no s'ajusten a tenir vuit electrons al voltant de l'àtom central.

Aquestes situacions es classifiquen en tres grans grups: ESQUEMA Excepcions a la regla de l'octet 1. Octet incomplet (espècies deficients d'electrons) Alguns elements lleugers dels grups 2 i 13, singularment el beril·li, el bor i l'alumini, no disposen de prou electrons de valència per completar vuit electrons mitjançant enllaços covalents convencionals. A l'hidrur de beril·li ( ), el Be només disposa de 2 electrons de valència; en formar dos enllaços simples, queda envoltat únicament per 4 electrons. Al trifluorur de bor ( ) i al triiodur d'alumini ( ), l'àtom central del grup 13 té 3 electrons de valència.

En enllaçar-se amb tres halògens, l'àtom central queda estable amb només 6 electrons a e e e e e e e s d ns np 2 6 1s1 Octet incomplet Menys de 8 electrons centrals (Be, B, Al) BeH i BF 4 o 6 electrons al voltant de l'àtom central Radicals lliures Nombre imparell d'electrons amb espècies altament reactives NO i NO Tenen 11 i 17 electrons de valència Octet expandit Més de 8 electrons en elements a partir del període 3 PCl i SF Ocupació d'orbitals d buits externs BeH 2 BF 3 AlI 3 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 8 la capa de valència. 2.

Radicals lliures (espècies amb nombre imparell d'electrons) Un radical lliure és una espècie química que posseeix un nombre imparell d'electrons de valència totals, la qual cosa impedeix que tots els electrons formin parells complets: Al monòxid de nitrogen (NO), la suma és d'11 electrons de valència (5 del N i 6 de l'O), deixant un electró desaparellat sobre el nitrogen. Al diòxid de nitrogen ( ), la suma és de 17 electrons de valència (5 del N i 12 dels dos O).

Aquest electró desaparellat atorga una gran reactivitat química a la molècula, provocant que tendeixi a dimeritzar: dues molècules de s'uneixen compartint els seus electrons desaparellats per formar tetraòxid de dinitrogen ( ), on tots els àtoms assoleixen l'octet complet. 3. Expansió de l'octet (hipervalència) L'expansió de l'octet consisteix en allotjar més de 8 electrons a la capa de valència de l'àtom central. Aquest fenomen està estrictament delimitat per la posició a la taula periòdica: ERROR FREQÜENT Els elements del segon període com C, N, O o F mai no poden expandir l'octet sota cap concepte, ja que només disposen dels orbitals i (capacitat màxima de 8 electrons).

L'expansió només és accessible a elements a partir del tercer període ( , és a dir, en endavant, ) gràcies a l'existència d'orbitals buits de baixa energia. En promocionar un electró des d'un orbital o cap a un orbital buit, l'àtom passa d'un estat fonamental a un estat excitat, augmentant el nombre d'electrons desaparellats disponibles per enllaçar: Esquema d'excitació electrònica del fòsfor de l'estat fonamental al 3d per permetre hipervalència. Compostos característics que exhibeixen expansió d'octet inclouen el pentaclorur de fòsfor ( ), on el fòsfor allotja 10 electrons a la capa externa, l'hexafluorur de sofre ( ), on el sofre s'envolta de 12 electrons, i l'àcid sulfúric ( ).

COMPROVA-HO 13 Per què la molècula NF no existeix, mentre que el PCl és un compost conegut i estable? NO 2 NO 2 N O 2 4 2s 2p n = 1, 2 n = 2 n 3 d s p d PCl 5 SF 6 H SO 2 4 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 9 Càlcul i optimització de la càrrega formal La càrrega formal (CF) és una eina comptable que assigna una càrrega elèctrica hipotètica a cada àtom d'una estructura de Lewis, comparant els electrons de valència de l'àtom lliure i neutre amb els electrons que li corresponen en la molècula.

DEFINICIÓ La càrrega formal es calcula mitjançant la fórmula: on eV són els electrons de valència de l'àtom lliure neutre, eS és el nombre d'electrons no compartits (solitaris) i eE és el nombre total d'electrons enllaçants que formen enllaços amb aquell àtom. La regla fonamental de conservació de la càrrega exigeix que la suma de les càrregues formals de tots els àtoms sigui exactament igual a la càrrega global de l'espècie química: zero per a molècules neutres i la càrrega neta en el cas dels ions. Per discriminar quina estructura de Lewis és la més plausible d'entre diverses alternatives, s'apliquen els següents criteris d'optimització: 1.

L'estructura més favorable és aquella amb les càrregues formals més properes a zero. 2. Si és inevitable tenir càrregues formals no nul·les, les càrregues negatives s'han d'ubicar sobre els àtoms amb major electronegativitat. 3. Les càrregues formals han de ser mínimes i generalment no han de superar el valor absolut d'una unitat ( o -1). EXEMPLE A l'ió sulfat ( ), el sofre (tercer període) expandeix l'octet formant dos dobles enllaços S=O i dos enllaços simples . En aquesta disposició, la càrrega formal del sofre és nul·la ( ), els dos oxígens amb doble enllaç tenen i els dos oxígens amb enllaç simple tenen cadascun . La suma total és -2, igual a la càrrega de l'ió.

COMPROVA-HO 14 En l'ió nitrat (NO ), quina és la suma total de les càrregues formals de tots els seus àtoms? Metodologia sistemàtica per dibuixar estructures de Lewis La construcció d'una estructura de Lewis correcta i energèticament òptima requereix seguir un procediment ordenat pas a pas: CF = eV eS eE 2 1 CF = +1 SO 4 2 S-O CF = 6 0 (12) = 2 1 0 CF = 6 4 (4) = 2 1 0 CF = 6 6 (2) = 2 1 1 Establir la connectivitat atòmica: Es selecciona com a àtom central l'element menys electronegatiu (excepte l'hidrogen, que mai és central), disposant els àtoms perifèrics de manera simètrica al seu voltant.

1 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 10 IDEES CLAU Els electrons de valència d'elements representatius coincideixen directament amb el seu grup principal a la taula periòdica. Els elements del segon període mai no poden expandir el seu octet per absència d'orbitals d accessibles. L'expansió de l'octet requereix orbitals d de baixa energia i només es produeix a partir del tercer període ( ). La càrrega formal permet avaluar l'estabilitat d'una estructura: s'optimitza minimitzant càrregues i assignant les negatives als àtoms més electronegatius. La suma de les càrregues formals de cadascun dels àtoms és sempre igual a la càrrega global de la molècula o ió.

COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 15. Quina és la càrrega formal de l'àtom de nitrogen a l'ió amoni ( )? 16. Per quina raó el sofre a la molècula de pot allotjar 12 electrons mentre que l'oxigen a l' no ho pot fer? Calcular els electrons de valència totals: Se sumen els electrons de valència de tots els àtoms de la fórmula. Si l'espècie és un anió, se sumen tants electrons com càrregues negatives tingui; si és un catió, es resten tants electrons com càrregues positives. 2 Unir els àtoms mitjançant enllaços simples: Es dibuixa un parell electrònic enllaçant (un guió) entre l'àtom central i cadascun dels àtoms perifèrics.

3 Completar l'octet dels àtoms perifèrics: S'afegeixen parells solitaris als àtoms terminals fins a satisfer la regla de l'octet (o el duet en el cas de l'hidrogen). 4 Assignar els electrons sobrants a l'àtom central: Si encara queden electrons per col·locar després del pas anterior, s'allotgen com a parells solitaris a l'àtom central (possible si pertany al període 3 o superior). 5 Formar enllaços múltiples si l'àtom central no arriba a l'octet: Si l'àtom central no assoleix 8 electrons i no és una excepció per defecte, es converteixen parells solitaris dels àtoms perifèrics en enllaços dobles o triples.

6 Verificar i optimitzar amb les càrregues formals: Es calculen les càrregues formals de tots els àtoms per comprovar que són mínimes i compatibles amb l'electronegativitat dels elements. Si una molècula admet diverses estructures possibles, vegeu «Ressonància i ordre d'enllaç» per a la seva descripció detallada mitjançant híbrids. 7 n 3 NH 4 + SF 6 OF 6 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 11 Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 17. Quin dels següents elements no pot expandir mai el seu octet de valència? 18. Quants electrons de valència té un àtom de bor en el seu estat fonamental? 19.

Com es calcula correctament la càrrega formal d'un àtom en una estructura de Lewis? 20. Quina característica singular presenta la molècula de NO ? 3 Ressonància i ordre d'enllaç EN ACABAR SABRÀS Distingir el concepte d'híbrid de ressonància de les estructures canòniques individuals. Calcular l'ordre d'enllaç mitjà en espècies químiques amb electrons deslocalitzats. Preveure la variació de la longitud i força d'enllaç en funció de l'ordre d'enllaç. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 21 Si una molècula té un enllaç doble i dos simples segons Lewis, per què els experiments mostren que tots els seus enllaços mesuren exactament igual?

Naturalesa de la ressonància i híbrid de ressonància El model convencional de Lewis descriu els enllaços situant parells d'electrons localitzats rígidament entre àtoms concrets (vegeu «Model de Lewis, regla de l'octet i càrrega formal»). No obstant això, moltes espècies químiques presenten propietats que una única estructura clàssica no pot reproduir de manera fidel. Quan una molècula o ió poliatòmic admet dues o més estructures vàlides que només difereixen en la disposició dels seus electrons, parlem de formes ressonants o estructures canòniques.

Sofre a) Clor b) Nitrogen c) Fòsfor d) 2 electrons a) 6 electrons b) 5 electrons c) 3 electrons d) eV - 2·eS - eE a) eV - eS - 0.5·eE b) eV - eS - eE c) eS + 0.5·eE - eV d) Octet expandit al nitrogen a) Només conté enllaços triples b) És un radical lliure c) Tots els àtoms són neutres d) Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 12 La molècula real no oscil·la ni canvia en el temps entre aquestes representacions fictícies. L'espècie física vertadera és una superposició ponderada d'aquestes estructures, anomenada híbrid de ressonància. Els electrons no pertanyen a un únic enllaç localitzat, sinó que es troben dispersos mitjançant una deslocalització electrònica.

Aquest fenomen atorga una estabilització termodinàmica mesurable respecte a qualsevol estructura teòrica individual, coneguda com a energia de ressonància. ERROR FREQÜENT Un error molt habitual d'examen és considerar les formes ressonants com a espècies químiques diferents que coexisteixen en un equilibri químic dinàmic. Les formes ressonants no tenen existència real separada; la molècula real és sempre i únicament l'híbrid de ressonància. COMPROVA-HO 22 Té l'ió carbonat dos tipus d'enllaços C-O diferenciables que intercanvien la seva posició ràpidament?

Càlcul de l'ordre d'enllaç i relació amb les propietats físiques L'ordre d'enllaç quantifica el nombre net de parells d'electrons compartits entre dos nuclis veïns. En un enllaç covalent simple l'ordre és 1, en un doble és 2 i en un triple és 3. Quan existeix ressonància, l'ordre d'enllaç mitjà pren sovint valors fraccionaris i es determina mitjançant l'expressió canònica: L'ordre d'enllaç condiciona directament les magnituds físico-químiques de l'enllaç (vegeu «Naturalesa de l'enllaç químic i classificació general»): OE energia d'enllaç longitud d'enllaç Com més gran és la mida dels àtoms implicats, major és la longitud d'enllaç per a un mateix ordre d'enllaç.

Tipus d'enllaç Parells d'electrons compartits Ordre d'enllaç (OE) Longitud d'enllaç relativa Força d'enllaç relativa Simple 1 parell 1 Més llarg Més feble Resonant (híbrid) Variable (fraccionari) 1 < OE < 2 Intermèdia Intermèdia Doble 2 parells 2 Curta Forta Triple 3 parells 3 Més curta Més forta COMPROVA-HO 23 Si comparem una molècula amb enllaç C-O simple amb una que posseeix un ordre d'enllaç de 1,33, quina presentarà una distància intermolecular menor entre els dos àtoms? Ordre d'enlla (OE) = ç nre. d' toms terminals equivalents a ˋ nre.

total d'enlla os (inclosos els π) ç Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 13 Espècies ressonants representatives L'estudi d'oxianions i molècules aromàtiques il·lustra amb precisió com es distribueixen la càrrega formal i els enllaços π. En l'ió carbonat ( ), el carboni central forma un doble enllaç i dos enllaços simples amb tres oxígens terminals en cadascuna de les tres estructures de Lewis equivalents. Per tant, hi ha 4 enllaços totals compartits entre 3 àtoms terminals equivalents: En l'híbrid, tots els enllaços C-O tenen exactament la mateixa longitud i una càrrega parcial de distribuïda equitativament sobre cada oxigen.

En l'ió nitrat ( ), el nitrogen central comparteix 4 enllaços totals entre 3 oxígens terminals, donant també un ordre d'enllaç de 4/3 1,33 amb distàncies N-O uniformes i intermèdies entre un enllaç simple i un doble. En el benzè ( ), la representació proposada històricament per Kekulé contempla dues estructures alternades d'enllaços simples i dobles. La molècula real no presenta alternança de distàncies: els sis enllaços C-C són equivalents, amb un ordre d'enllaç intermedi d'1,5. En el cas de l'ió sulfat ( ), el sofre admet l'expansió de la capa de valència per minimitzar les càrregues formals.

L'estructura predominant compta amb dos dobles enllaços S=O i dos enllaços simples S-O: Esquema de l'estructura de Lewis del sulfat amb càrregues formals minimitzades.

Atès que els dobles enllaços es deslocalitzen entre els 4 àtoms d'oxigen mitjançant diverses formes canòniques equivalents, l'ordre d'enllaç resultant és: CO 3 2 OE = 3 4 1,33 2/3 NO 3 C H 6 6 SO 4 2 OE = = 4 toms d'oxigen a ˋ 6 enlla os ç 1,50 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 14 PROCÉS Efecte de l'increment de l'ordre d'enllaç 1 Augment de l'OE Més parells d'electrons compartits entre els àtoms 2 Major atracció Atracció electroestàtica més intensa nucli- electrons 3 Augment d'energia Enllaç més fort i més difícil de trencar 4 Reducció de longitud Els àtoms s'apropen a una distància internuclear menor IDEES CLAU Les formes ressonants no són espècies en equilibri, sinó representacions extremes d'un únic híbrid real.

La deslocalització electrònica confereix estabilitat termodinàmica addicional a través de l'energia de ressonància. L'ordre d'enllaç mitjà en un híbrid equival al quocient entre el nombre total d'enllaços i els àtoms terminals equivalents. Un major ordre d'enllaç implica una energia d'enllaç més alta i una distància internuclear més curta. En espècies simètriques com el o el , tots els enllaços terminals presenten exactament la mateixa longitud. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 24. Com es calcula l'ordre d'enllaç mitjà en un híbrid de ressonància? 25. Quina relació existeix entre l'ordre d'enllaç, la longitud de l'enllaç i la seva energia? Test Encercla la resposta correcta.

Les solucions són al final. 26. Quin és l'ordre d'enllaç dels enllaços C-O a l'ió carbonat? 27. Què succeeix físicament en una molècula amb ressonància? CO 3 2 NO 3 1,33 a) 1,00 b) 1,50 c) 2,00 d) Alterna enllaços simples i dobles contínuament a) Oscil·la entre diferents estructures de Lewis b) Presenta un equilibri ràpid entre isòmers c) Posseeix electrons deslocalitzats en un híbrid d) Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 15 28. Com varia la longitud d'enllaç quan augmenta l'ordre d'enllaç? 29. Quin és l'ordre d'enllaç mitjà S-O a l'ió sulfat considerant 6 enllaços totals?

4 Model VSEPR i geometria molecular EN ACABAR SABRÀS Diferenciar clarament entre geometria electrònica i geometria molecular usant la notació AXnEm. Preveure les desviacions dels angles d'enllaç teòrics causades per parells solitaris i enllaços múltiples. Assignar la geometria molecular correcta per a qualsevol espècie química entre 2 i 7 núvols electrònics. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 30 Per què la molècula d'aigua és corbada en lloc de ser completament en línia recta com el CO ? Fonament de la teoria VSEPR La geometria espacial d'una molècula depèn de la distribució dels dominis electrònics al voltant de l'àtom central.

El model VSEPR (sigles en anglès de Valence Shell Electron Pair Repulsion) postula que els núvols electrònics es repel·leixen mútuament i s'orienten a l'espai per adoptar la màxima distància possible, minimitzant així l'energia electrostàtica del conjunt. A l'hora de comptar dominis, s'anomena núvol electrònic a qualsevol regió de densitat de càrrega negativa que envolta l'àtom central. Cada parell d'electrons solitaris constitueix un núvol propi. De la mateixa manera, qualsevol enllaç covalent compta com un únic núvol electrònic, amb independència de si és simple, doble o triple (com ocorre en el nitrogen central de l'ió nitrat, que presenta 3 núvols electrònics totals).

DEFINICIÓ El model VSEPR prediu la disposició tridimensional dels àtoms d'una espècie química a partir de la repulsió electrostàtica entre tots els núvols electrònics (enllaçants i no enllaçants) situats sobre la capa de valència de l'àtom central. Depèn només de la temperatura a) Augmenta proporcionalment b) Disminueix progressivament c) Es manté inalterada d) 1,75 a) 1,33 b) 1,50 c) 1,25 d) Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 16 Esquema d'un domini angular AX E amb angle menor de 120 graus.

Geometria electrònica i geometria molecular Per descriure l'estructura s'utilitza la notació estàndard AX_nE_m, on A representa l'àtom central, X cadascun dels àtoms enllaçats ( = nombre de parells d'enllaç) i E els parells solitaris ( = nombre de parells no enllaçants). El nombre total de dominis o núvols electrònics és la suma . Geometria electrònica: distribució espacial de tots els dominis de valència ( ). Geometria molecular: disposició espacial real dels nuclis atòmics (determinada només per les posicions dels àtoms X). Els parells solitaris E modifiquen els angles, però no es comptabilitzen en el nom de la forma observada.

COMPROVA-HO 31 Quina és la diferència principal entre la geometria electrònica i la geometria molecular d'una espècie com l'aigua (H O)? Jerarquia de repulsió i desviacions angulars Tots els núvols electrònics no ocupen el mateix volum a l'espai. Els parells no enllaçants estan sotmesos a l'atracció d'un sol nucli positiu, de manera que ocupen un volum més gran i es troben més a prop de l'àtom central. En conseqüència, exerceixen una repulsió superior a la dels parells compartits. Aquesta asimetria comprimeix els angles entre enllaços veïns. Per exemple, en la sèrie tetraèdrica ( ), el CH pur té un angle de , mentre que en el NH ( ) la presència d'un parell lliure tanca l'angle enllaçant a .

En l'H O ( ), l'acció de dos parells solitaris redueix l'angle encara més, fins a 104,5°. Dos factors addicionals regulen la magnitud dels angles d'enllaç: n m n + m n + m Repulsi : solitari-solitari > o ˊ solitari-enlla ant > ç enlla ant-enlla ant ç ç n + m = 4 109,5 AX E 3 1 107,3 AX E 2 2 Multiplicitat de l'enllaç: Un enllaç múltiple conté major densitat de càrrega que un enllaç simple. Per tant, un enllaç triple genera més repulsió que un doble, i aquest més que un simple. En el formaldehid (H CO) o en l'oxifluorur de fòsfor (POF ), el doble enllaç amb l'oxigen empeny els enllaços simples adjacents i redueix l'angle entre ells per sota del valor ideal.

1 Electronegativitat dels lligands perifèrics: Si l'àtom terminal és fortament electronegatiu, atreu amb intensitat la densitat electrònica de l'enllaç cap a la perifèria. Com més allunyats estan els electrons de l'àtom central, menor és la repulsió mútua entre aquests enllaços. Per aquesta raó, en comparar H O i OF , l'angle d'enllaç F-O-F ( ) és menor que l'angle H-O-H ( ). 2 β β < α Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 17 ERROR FREQÜENT Oblidar que els parells solitaris de la bipiràmide trigonal ( ) se situen sempre a les posicions equatorials. Si es col·loquessin en posició axial tindrien tres repulsions greus a 90°, mentre que a l'equador només en pateixen dues.

Taula de geometries moleculars per a sistemes amb 4, 5 i 6 núvols.

Classificació sistemàtica de geometries (coordinació 2 a 7) La taula següent resumeix les configuracions moleculars derivades del nombre de dominis electrònics: Tipus Núvols totals Enllaços (n) Solitaris (m) Geometria molecular Angles característics Exemples 2 2 0 Lineal 180° CO , BeF , N O 3 3 0 Trigonal plana 120° BF , SO , NO , CO ² 3 2 1 Angular < 120° O , NO 4 4 0 Tetraèdrica 109,5° CH , SO ² , IO , NSF , POF , NH 4 3 1 Piramidal trigonal < 109,5° (107,3°) NH , NF , ClO , SO ² , PO ³ AX 5 AX E 2 0 AX E 3 0 AX E 2 1 AX E 4 0 AX E 3 1 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 18 Tipus Núvols totals Enllaços (n) Solitaris (m) Geometria molecular Angles característics Exemples 4 2 2 Angular << 109,5° (104,5°) H O, H S, OF , ClO 4 1 3 Lineal — ClO 5 5 0 Bipiràmide trigonal 90°, 120° PCl , AsCl , IO ³ 5 4 1 Balancí (papallona / seesaw) < 90°, < 120° SF , IF O 5 3 2 Forma de T (taburet) < 90°, < 120° ClF , BrF 5 2 3 Lineal 180° I , XeF 5 1 4 Lineal — Espècies diatòmiques 6 6 0 Octaèdrica 90° SF , PF , Te(OH) 6 5 1 Piràmide quadrada 90°, < 90° ClF , BrF , IF , SbCl ² 6 4 2 Pla quadrat 90° XeF 6 3 3 Forma de T < 90° Derivats polihalogenats 6 2 4 Lineal 180° Polihalurs lineals 7 7 0 Bipiràmide pentagonal 72°, 90° IF AX E 2 2 AX E 1 3 AX E 5 0 AX E 4 1 AX E 3 2 AX E 2 3 AX E 1 4 AX E 6 0 AX E 5 1 AX E 4 2 AX E 3 3 AX E 2 4 AX E 7 0 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 19 ESQUEMA Geometries moleculars segons dominis de valència COMPROVA-HO 32 Per què la molècula de XeF adopta una geometria de pla quadrat i no pas una piràmide quadrada?

IDEES CLAU La teoria VSEPR determina la geometria minimitzant les repulsions electrostàtiques entre els núvols d'electrons de la capa de valència. Cada parell solitari o cada enllaç covalent (simple, doble o triple) compta com un sol domini o núvol electrònic. La força repulsiva segueix l'ordre: parell solitari-solitari > solitari-enllaçant > enllaçant- enllaçant. Els parells solitaris i els enllaços múltiples redueixen els angles entre els enllaços simples veïns. Com més gran és l'electronegativitat de l'àtom terminal, més s'allunya la densitat electrònica de l'àtom central i menor és la repulsió de l'enllaç.

En estructures de bipiràmide trigonal ( ), els parells solitaris ocupen sempre les posicions equatorials per evitar interaccions desfavorables a 90°. 2 núvols (Lineal) AX lineal (180°) 3 núvols (Plana) Distribució base a 120° AX (Trigonal) Plana perfecta (120°) AX E (Angular) Angle comprimit (< 120°) 4 núvols (Tetraèdrica) Distribució base a 109,5° AX (Tetraedre) Angle ideal 109,5° AX E (Piramidal) Angle reduït a 107,3° AX E (Angular) Angle comprimit a 104,5° AX 5 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 20 COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 33. Com s'explica que l'angle H-N-H en el NH sigui de 107,3° en lloc dels 109,5° de la geometria tetraèdrica ideal? 34.

A quines posicions es col·loquen els parells lliures en una molècula amb geometria electrònica de bipiràmide trigonal com ClF ? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 35. Com compta un enllaç doble segons el model VSEPR? 36. Quina geometria molecular té una espècie del tipus AX E com l'H O? 37. Quina interacció repulsiva és la més intensa segons la jerarquia de VSEPR? 38. Per què l'angle d'enllaç a l'OF és menor que a l'H O?

5 Teoria de l'Enllaç de València i hibridació d'orbitals EN ACABAR SABRÀS Distingir un solapament frontal sigma d'un solapament lateral pi segons la seva simetria Determinar el tipus d'hibridació de l'àtom central segons el nombre de dominis electrònics Identificar els orbitals purs que queden disponibles per a la formació d'enllaços múltiples PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 39 Com pot el carboni formar quatre enllaços iguals si la seva configuració de valència té un orbital s i tres orbitals p diferents?

Com un parell solitari perifèric a) Com un únic núvol electrònic b) No computa en la geometria c) Com dos dominis electrònics separats d) Lineal a) Angular b) Piramidal trigonal c) Tetraèdrica d) Totes tenen la mateixa força a) Enllaçant contra enllaçant b) Solitari contra enllaçant c) Solitari contra solitari d) L'oxigen canvia la seva hibridació a) El fluor té menys parells d'electrons b) El fluor és més electronegatiu que l'hidrogen c) L'H O presenta enllaços triples ocults d) Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 21 Principis de la Teoria de l'Enllaç de València (TEV) La Teoria de l'Enllaç de València (TEV) descriu l'enllaç covalent a partir de la juxtaposició de les regions de densitat electrònica de dos àtoms.

Perquè s'estableixi un enllaç, cal un solapament d'orbitals atòmics degudament orientats a l'espai, cadascun aportant habitualment un electró desaparellat amb spins oposats. Els orbitals implicats en el solapament poden ser purs o procedents d'un procés de combinació matemàtica anomenat hibridació. Segons la simetria geomètrica del recobriment respecte a l'eix internuclear, distingim dos tipus fonamentals de solapament: Esquema dels tipus de solapament frontal sigma entre orbitals atòmics. Solapament frontal sigma ( ): presenta simetria cilíndrica al voltant de l'eix de l'enllaç (simetria axial).

Es pot produir entre orbitals purs (com en l' , en l'HCl o en el ), o bé mitjançant la participació d'orbitals híbrids (s-híbrid, p-híbrid o híbrid-híbrid). Tot enllaç simple és de tipus . Solapament lateral pi ( ): es produeix pel recobriment lateral de dos orbitals paral·lels que no han patit hibridació. Presenta simetria especular respecte a un pla nodal que conté els nuclis atòmics.

Tipus d'enllaç Components orbitals Descripció del solapament Simple Solapament frontal cilíndric únic Doble 1 frontal ( ) i 1 lateral ( ) Triple 1 frontal ( ) i 2 laterals ( ) mútuament perpendiculars σ s s H 2 s p p p Cl 2 σ π p 1 σ 1 σ + 1 π σ π 1 σ + 2 π σ π Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 22 COMPROVA-HO 40 Per quina raó un enllaç múltiple només pot contenir un únic enllaç sigma (σ)? El fenomen de la hibridació d'orbitals La hibridació consisteix en la combinació lineal de funcions d'ona atòmiques d'un mateix àtom per originar un nou conjunt d'orbitals anomenats orbitals híbrids.

Aquest model permet justificar les geometries espacials observades experimentalment (vegeu «Model VSEPR i geometria molecular»). DEFINICIÓ La hibridació és una barreja matemàtica d'orbitals atòmics purs d'energies similars que dóna lloc a nous orbitals degenerats (d'igual energia i forma), orientats en direccions definides de l'espai. Aquest procés matemàtic compleix una condició fonamental: el nombre d'orbitals híbrids obtinguts és estrictament igual al nombre d'orbitals atòmics purs combinats: Diagrama de la formació de quatre orbitals híbrids tetraèdrics sp³. Els orbitals híbrids formats s'utilitzen per allotjar parells d'electrons que formen enllaços o parells no enllaçants.

Els orbitals purs que no es combinen es mantenen inalterats en energia i forma, i queden disponibles per formar enllaços o romandre buits. {ψ , ψ , … , ψ } 1 2 n {ψ , ψ , … , ψ }, ψ = 1 2 n i a ψ k=1 n k k σ p π Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 23 ESQUEMA Classificació dels orbitals híbrids segons dominis Hibridació Orbitals purs que es barregen Orbitals purs restants Geometria de la hibridació Angles ideals Exemples ( ) Lineal 180° ( ) ( ) Plana trigonal 120° ( ) Cap Tetraèdrica 109,5° Bipiràmide trigonal 90°, 120° Octaèdrica 90° ERROR FREQÜENT Confondre els orbitals utilitzats per a l'enllaç amb els orbitals híbrids.

Els orbitals híbrids mai formen enllaços : allotgen exclusivament enllaços simples o parells solitaris. Els enllaços provenen sempre d'orbitals purs que no han entrat en la hibridació. COMPROVA-HO 41 Quants orbitals purs queden lliures en un àtom central amb hibridació sp2 i per a què serveixen? Descripció d'enllaços múltiples en espècies poliatòmiques Per descriure la connectivitat segons la TEV en molècules amb enllaços múltiples, cal determinar la distribució de densitat electrònica de cada centre atòmic.

sp Lineal, 2 dominis electrònics sp² Plana trigonal, 3 dominis sp³ Tetraèdrica, 4 dominis sp³d Bipiràmide trigonal, 5 dominis sp³d² Octaèdrica, 6 dominis sp 1 s + 1 p x 2 p p , p y z BeF 2 sp2 1 s + 2 p p , p x y 1 p p z BF 3 sp3 1 s + 3 p p , p , p x y z CH , H O 4 2 sp d 3 1 s + 3 p + 1 d 4 d AB 5 sp d 3 2 1 s + 3 p + 2 d 3 d AB 6 π π σ π p Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 24 Formaldehid ( ) L'àtom central és el carboni, que té menys electronegativitat que l'oxigen. El carboni compta amb 3 dominis o núvols electrònics al seu voltant (dos enllaços simples C-H i un enllaç doble C=O), per la qual cosa adopta una geometria triangular i una hibridació sp².

Ió cianat ( ) En l'anió , l'àtom central de carboni està unit a dos àtoms (N i O) i no posseeix parells solitaris. Presenta 2 dominis electrònics, fet que determina una disposició lineal i una hibridació sp. El carboni genera dos híbrids colineals a 180° i conserva dos orbitals purs ( i ) inalterats. A l'estructura amb menor separació de càrregues formals ( ), el carboni estableix un enllaç frontal cap al nitrogen i un altre enllaç frontal cap a l'oxigen mitjançant els seus dos orbitals . Els dos orbitals purs i del carboni s'utilitzen per solapar lateralment amb els respectius orbitals del nitrogen, donant lloc als dos enllaços perpendiculars que configuren el triple enllaç.

COMPROVA-HO 42 Quina és la hibridació de l'àtom central a l'ió NCO i quants enllaços pi forma? IDEES CLAU La TEV descriu l'enllaç covalent com el solapament d'orbitals que allotgen electrons aparellats. El nombre d'orbitals híbrids generats és sempre exactament igual a la quantitat d'orbitals atòmics purs que es combinen. Un enllaç té simetria cilíndrica axial frontal, mentre que un enllaç resulta d'un solapament lateral entre orbitals purs. Cada enllaç simple conté ; un enllaç doble conté ; i un enllaç triple conté . Els àtoms amb hibridació retenen un orbital lliure per a enllaços , i els de tipus en retenen dos. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 43.

En què es diferencien geomètricament un solapament de tipus sigma ( ) i un de tipus pi ( )? 44. Com s'explica la formació de l'enllaç doble de la molècula segons la TEV? H CO 2 Distribució al carboni: barreja l'orbital amb dos orbitals per crear 3 orbitals híbrids , deixant un orbital pur no hibridat. 1 2s 2p sp2 p z Enllaços : dos orbitals del carboni solapen frontalment amb els orbitals dels hidrògens. El tercer híbrid solapa frontalment amb un orbital híbrid de l'oxigen formant l'enllaç . 2 σ sp2 1s sp2 σ C-O Enllaç : els orbitals purs paral·lels del carboni i de l'oxigen solapen de manera lateral per generar l'enllaç , completant el doble enllaç.

3 π p z π NCO NCO sp p y pz N C O ˉ σ σ sp p y pz p π σ π p 1 σ 1 σ + 1 π 1 σ + 2 π sp2 p π sp σ π H CO 2 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 25 Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 45. Quants orbitals híbrids resulten de barrejar un orbital s i dos orbitals p? 46. Quin tipus de solapaments constitueixen un enllaç triple covalent? 47. Quina hibridació presenta l'àtom de carboni en el formaldehid (H CO)? 48. Quina condició és indispensable per formar un solapament de tipus pi? 6 Dipols d'enllaç i moment dipolar molecular EN ACABAR SABRÀS Definir el moment dipolar d'enllaç a partir de la separació de càrregues i la diferència d'electronegativitat.

Calcular o predir el caràcter polar d'una molècula mitjançant la suma vectorial dels dipols d'enllaç. Avaluar el paper de la simetria geomètrica en l'anul·lació de dipols moleculars en espècies com el CO2 o el -. PENSA-HI ABANS DE LLEGIR 49 Pot una molècula formada per enllaços fortament polars ser totalment apolar? Polaritat de l'enllaç i dipol elèctric Quan dos àtoms comparteixen electrons en un enllaç covalent (vegeu «Naturalesa de l'enllaç químic i classificació general»), la distribució de la densitat electrònica depèn directament de la seva diferència d'electronegativitat ( ).

Si els dos àtoms són idèntics, com en la molècula homonuclear d'hidrogen ( ), el parell electrònic es distribueix de manera perfectament simètrica, donant lloc a un enllaç totalment apolar.

Quatre orbitals híbrids sp² a) Tres orbitals híbrids sp² b) Tres orbitals híbrids sp³ c) Dos orbitals híbrids sp d) Un enllaç sigma i dos pi a) Tres enllaços frontals sigma b) Dos enllaços sigma i un pi c) Tres enllaços laterals pi d) sp a) sp² b) sp³d c) sp³ d) Un solapament estrictament frontal a) Orbitals p purs i paral·lels b) L'ús d'orbitals híbrids sp³ c) Simetria cilíndrica axial d) SO42 χ H 2 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 26 Per contra, quan els àtoms enllaçats presenten electronegativitats diferents ( ), els electrons de l'enllaç són atrets amb més força cap a l'element més electronegatiu.

Aquesta asimetria origina un enllaç covalent polar, en el qual es generen fraccions de càrrega o densitats de càrrega parcials sobre els àtoms: una densitat negativa ( ) a sobre de l'element més electronegatiu i una densitat positiva ( ) a sobre del menys electronegatiu. DEFINICIÓ Un dipol elèctric consisteix en un sistema format per dues càrregues puntuals d'igual magnitud però de signe contrari ( i ), separades per una distància determinada . El seu moment dipolar ( ) és una magnitud vectorial definida com: Convencionalment en química, el vector del dipol d'enllaç es dibuixa orientat des de l'extrem positiu ( ) cap a l'extrem negatiu ( ).

COMPROVA-HO 50 Què passa amb la polaritat d'un enllaç si augmenta la diferència d'electronegativitat entre els dos àtoms? Suma vectorial de dipols i geometria molecular Dins d'una molècula poliatòmica trobem habitualment múltiples enllaços, cadascun amb el seu propi moment dipolar associat. El moment dipolar molecular global ( ) correspon a la suma vectorial de tots els dipols individuals dels enllaços presents: Com a conseqüència d'aquesta naturalesa vectorial, la geometria molecular (vegeu «Model VSEPR i geometria molecular») és el factor determinant per saber si una substància serà polar o apolar.

Una molècula pot contenir enllaços molt polars i, tanmateix, tenir un moment dipolar net igual a zero si la seva disposició espacial fa que els vectors es cancel·lin mútuament.

χ = A χ B δ δ+ +q q r μ = μ q r δ+ δ μtotal = μtotal i μi Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 27 ESQUEMA Classificació de molècules segons polaritat Molècula / Espècie Geometria Enllaços polars Moment dipolar net ( ) Comportament global Lineal Sí ( ) Apolar per simetria Angular Sí ( ) Polar Tetraèdrica Sí ( ) Dipol nul (ió amb càrrega neta) En el cas del diòxid de carboni ( ), la seva geometria lineal fa que els dos dipols individuals dels enllaços tinguin la mateixa magnitud però sentits oposats, de manera que la seva suma vectorial és exactament nul·la ( ), resultant en una molècula apolar.

Per contra, l'aigua ( ) té una geometria angular a causa dels parells d'electrons no enllaçants de l'oxigen; els dos dipols no s'oposen frontalment i generen un moment dipolar net diferent de zero, per la qual cosa és una molècula polar. ERROR FREQÜENT Confondre un enllaç polar amb una molècula polar. L'existència d'enllaços polars és una condició necessària però no suficient per tenir una molècula polar. Si els enllaços polars es distribueixen de forma altament simètrica (lineal, planar triangular, tetraèdrica regular), els vectors es cancel·len i la molècula és totalment apolar. COMPROVA-HO 51 Per què el CO2 és una molècula apolar si els seus enllaços C=O són marcadament polars?

Molècules Segons el moment dipolar net Molècules Apolars μ_total = 0 Enllaços apolars Com H2 o àtoms idèntics Cancel·lació simètrica Com CO2 o SO4^2- Molècules Polars μ_total 0 Geometria asimètrica Com H2O o enllaços polars μtotal CO 2 C = δ+ Oδ = μ 0 H O 2 O δ Hδ+ = μ 0 SO 4 2 S O = μ 0 CO 2 C = O = μtotal 0 H O 2 O H Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 28 Simetria en espècies ressonants i ions poliatòmics L'anàlisi dels moments dipolars també s'aplica a espècies que presenten estructures ressonants (vegeu «Ressonància i ordre d'enllaç»), com l'anió sulfat ( ).

L'híbrid de ressonància del sulfat presenta quatre enllaços sofre-oxigen absolutament equivalents disposats en una geometria tetraèdrica perfecta, amb una càrrega parcial idèntica repartida sobre cadascun dels àtoms d'oxigen. Aquesta alta simetria espacial provoca que la suma vectorial de tots els dipols d'enllaç sigui nul·la ( ). Tanmateix, és fonamental distingir entre un compost neutre apolar i un ió poliatòmic: tot i que el sulfat té un moment dipolar nul per simetria, posseeix una càrrega iònica neta (-2) que determina fonamentalment les seves interaccions electrostàtiques en dissolució o en xarxes cristal·lines.

COMPROVA-HO 52 Quina diferència fonamental hi ha entre la condició d'apolartat del CO2 i la de l'anió sulfat (SO4^2-)? IDEES CLAU Un enllaç covalent polar sorgeix per la diferència d'electronegativitat entre els àtoms enllaçats, creant densitats de càrrega parcials ( i ). El moment dipolar molecular és la suma vectorial dels moments dipolars de cadascun dels enllaços individuals: . La geometria molecular és crucial: molècules amb enllaços polars com el poden ser apolars si els dipols s'anul·len per simetria. L'anió té un moment dipolar nul gràcies a la simetria tetraèdrica del seu híbrid de ressonància, tot i tenir una càrrega neta de -2. COMPROVA EL QUE HAS APRÈS 53.

Com es defineix matemàticament el moment dipolar d'un dipol elèctric? 54. Com influeix la geometria angular de l'aigua en la seva polaritat molecular? Test Encercla la resposta correcta. Les solucions són al final. 55. Com es calcula el moment dipolar global d'una molècula? SO 4 2 = μi 0 δ+ δ = μtotal μi CO 2 SO 4 2 Dividint la càrrega neta per l'enllaç a) Sumant escalarment els dipols individuals b) Fent la suma vectorial dels dipols d'enllaç c) Multiplicant les càrregues formals dels àtoms d) Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 29 56. Per què el CO2 és una molècula apolar? 57. Què caracteritza el moment dipolar de l'anió sulfat ( -)? 58.

Quina condició genera densitats de càrrega parcials en un enllaç covalent? 7 Formulari Càlculs d'enllaç i estructures de Lewis Fórmula o procediment Significat dels símbols Aplicació eV: electrons valència àtom lliure; eS: electrons solitaris; eE: electrons enllaçants Determinació de la càrrega formal de cada àtom per triar l'estructura de Lewis més estable. OE: ordre d'enllaç mitjà entre l'àtom central i els terminals Càlcul de l'ordre d'enllaç en híbrids de ressonància (ex: 4/3 = 1,33 al ).

Connectivitat Càlcul d'electrons de valència totals Enllaços simples centrals Octet a perifèrics Electrons restants al central Dobles/triples si cal octet Optimització de càrregues formals Passos ordenats del mètode de Lewis Construcció sistemàtica d'estructures de Lewis de molècules i ions poliatòmics.

Té enllaços covalents totalment purs apolars a) No presenta cap parell d'electrons compartits b) Els seus dipols s'anul·len per geometria lineal c) L'oxigen i el carboni tenen igual electronegativitat d) SO42 Depèn del nombre de dobles enllaços localitzats a) No es pot calcular en espècies ressonants b) És molt gran per tenir càrrega neta c) És nul gràcies a la simetria tetraèdrica d) L'excés de càrrega neta de la molècula a) La diferència d'electronegativitat entre els àtoms b) La pèrdua d'electrons d'un orbital híbrid c) L'atracció magnètica dels nuclis atòmics d) CF = eV eS eE 2 1 OE = nre. d' toms terminals a ˋ nre.

total d'enlla os (inclosos π) ç CO 3 2 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 30 Predicció de geometries (Model VSEPR) Tipus ( ) i dominis totals Geometria molecular i angles ideals Exemples típics (2 dominis) Lineal (180°) (3 dominis) Trigonal plana (120°) (3 dominis) Angular (< 120°) (4 dominis) Tetraèdrica (109,5°) (4 dominis) Piramidal trigonal (< 109,5°, ~107,3°) (4 dominis) Angular (<< 109,5°, ~104,5°) (5 dominis) Bipiràmide trigonal (90°, 120°) (5 dominis) Balancí / Seesaw (< 90°, < 120°) (5 dominis) Forma de T (< 90°) (5 dominis) Lineal (180°) (6 dominis) Octaèdrica (90°) (6 dominis) Piràmide quadrada (< 90°) (6 dominis) Pla quadrat (90°) Hibridació i Teoria de l'Enllaç de València Hibridació / Tipus d'enllaç Orbitals combinats i característiques Paper estructural (Lineal, 180°) (resten 2 orbitals purs) Allotja 2 dominis / parells solitaris; permet 2 enllaços .

(Trigonal plana, 120°) (resta 1 orbital pur) Allotja 3 dominis / parells solitaris; permet 1 enllaç . (Tetraèdrica, 109,5°) (sense orbitals lliures) Allotja 4 dominis o parells solitaris (sense enllaços ). (Bipiràmide trigonal) Àtom central amb 5 dominis (requereix període ). (Octaèdrica) Àtom central amb 6 dominis (requereix període ).

AX E n m AX E 2 0 CO , BeF , N O 2 2 2 AX E 3 0 BF , SO , NO , CO 3 3 3 3 2 AX E 2 1 O , NO 3 2 AX E 4 0 CH , SO , NH 4 4 2 4 + AX E 3 1 NH , NF , SO 3 3 3 2 AX E 2 2 H O, H S, OF 2 2 2 AX E 5 0 PCl , AsCl , IO 5 5 5 3 AX E 4 1 SF , IF O 4 2 2 AX E 3 2 ClF , BrF 3 3 AX E 2 3 XeF , I 2 3 AX E 6 0 SF , PF 6 6 AX E 5 1 ClF , BrF , IF 5 5 5 AX E 4 2 XeF 4 sp 1 s + 1 p p σ π sp2 1 s + 2 p p σ π sp3 1 s + 3 p p σ π sp d 3 1 s + 3 p + 1 d n 3 sp d 3 2 1 s + 3 p + 2 d n 3 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 31 Hibridació / Tipus d'enllaç Orbitals combinats i característiques Paper estructural Enllaç Solapament frontal amb simetria cilíndrica axial Present en tot enllaç simple, doble o triple (exactament 1 per unió).

Enllaç Solapament lateral d'orbitals purs paral·lels Acompanya el en enllaços dobles (+1 ) i triples (+2 ). Polaritat i moments dipolars Magnitud Definició matemàtica Criteri d'anàlisi Dipol d'enllaç ( ) Dirigit de a ; creix amb . Moment dipolar molecular ( ) Suma vectorial: si els dipols s'anul·len per simetria, la molècula és apolar ( ). Errors típics de repàs Expansió de l'octet: Els elements del segon període (C, N, O, F) mai poden expandir l'octet per absència d'orbitals . Només s'expandeix a partir del període 3 ( ). Posició de parells a VSEPR: En la bipiràmide trigonal ( ), els parells solitaris es col·loquen sempre a les posicions equatorials (menys repulsions a 90°).

Orbitals a l'enllaç π: Els orbitals híbrids mai formen enllaços ; només formen enllaços o allotgen parells lliures. σ π p σ π π μ = μ q r δ+ δ Δχ μtotal = μtotal μi = μ 0 d n 3 AX 5 π σ Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 32 Solucions de les preguntes de repàs 1. Perquè en aproximar-se fins a la distància d'equilibri, l'atracció mútua entre càrregues oposades minimitza l'energia potencial del sistema, assolint un estat de màxima estabilitat. 2. L'energia potencial augmenta de forma molt sobtada perquè les repulsions electrostàtiques entre els dos nuclis positius superen les atraccions nucli-electró. 3.

Pel fet que el volum dels àtoms és extremadament reduït, provocant fortes repulsions electrostàtiques entre els parells d'electrons no enllaçants. 4. El compost covalent forma molècules discretes independents, mentre que el compost iònic constitueix una xarxa cristal·lina tridimensional indefinida de cations i anions. 5. A major radi atòmic, els orbitals de valència són més difusos i allargats, la qual cosa disminueix el solapament efectiu i redueix l'energia d'enllaç. 6. Es considera un enllaç predominantment iònic quan la diferència d'electronegativitat és igual o superior a 2 ( ). 7. c) En el mínim d'energia potencial.

La distància d'enllaç coincideix amb el mínim d'energia, on les atraccions i repulsions queden perfectament equilibrades. 8. b) Per la repulsió dels parells no enllaçants. La mida tan petita del fluor confina els parells no enllaçants en poc espai, generant fortes repulsions interelectròniques. 9. a) Xarxes cristal·lines tridimensionals. L'atracció electrostàtica omnidireccional entre cations i anions s'estén formant xarxes cristal·lines tridimensionals. 10. b) Enllaç metàl·lic. L'enllaç entre àtoms de baixa electronegativitat (metalls) origina una xarxa de cations amb electrons deslocalitzats: enllaç metàl·lic. 11.

Perquè el fòsfor disposa d'orbitals d buits a la capa n=3 per expandir el seu octet, mentre que el nitrogen està limitat als orbitals 2s i 2p amb un màxim estricte de 8 electrons. 12. L'oxigen té 6 electrons de valència. A l'aigua en comparteix 2 formant dos enllaços simples amb els hidrògens, deixant 4 electrons no enllaçants organitzats en 2 parells solitaris. 13. El nitrogen pertany al segon període i no disposa d'orbitals d per encabir més de vuit electrons. El fòsfor, en canvi, és del tercer període i pot emprar els orbitals 3d buits per allotjar deu electrons. 14.

La suma és exactament igual a -1, coincidint amb la càrrega neta de l'anió, d'acord amb el principi de conservació de la càrrega formal. 15. El nitrogen té 5 electrons de valència, zero electrons solitaris i 8 electrons enllaçants (4 enllaços simples): . 16. El sofre és al període 3 i disposa d'orbitals 3d buits energèticament accessibles per a l'expansió de la valència; l'oxigen és al període 2 i només disposa dels orbitals 2s i 2p. 17. c) Nitrogen. El nitrogen pertany al segon període i manca d'orbitals d buits a la seva capa de valència. 18. d) 3 electrons. El bor pertany al grup 13 i per tant posseeix 3 electrons de valència (configuració 2s² 2p¹). 19. b) eV - eS - 0.5·eE.

La fórmula resta als electrons de valència lliures els no compartits i la meitat dels enllaçants. 20. c) És un radical lliure. Té un nombre imparell d'electrons (17 e totals de valència), donant lloc a un electró desaparellat. Δχ 2 CF = 5 0 (8) = 2 1 +1 Apunts d'Enllaç Químic i Estructura Molecular 33 21. Perquè la molècula no intercanvia enllaços simples i dobles, sinó que existeix com un híbrid de ressonància únic amb enllaços parcialment dobles equivalents. 22. No. La molècula té una única estructura estàtica real (l'híbrid), on els tres enllaços C-O són idèntics en tot moment gràcies a la deslocalització. 23.

L'espècie amb OE = 1,33, ja que un augment de l'ordre d'enllaç escurça la distància entre nuclis per una major atracció electroestàtica. 24. Dividint el nombre total d'enllaços covalents (simples i π) distribuïts pel nombre d'àtoms terminals equivalents que participen en la ressonància. 25. En augmentar l'ordre d'enllaç, s'incrementa l'energia d'enllaç (més fort) i disminueix la distància o longitud d'enllaç entre els nuclis. 26. a) 1,33. L'anió carbonat distribueix 4 enllaços entre 3 oxígens terminals equivalents, resultant en 4/3 1,33. 27. d) Posseeix electrons deslocalitzats en un híbrid.

La ressonància reflecteix electrons deslocalitzats; la molècula té una única estructura estàtica anomenada híbrid. 28. c) Disminueix progressivament. Un major nombre d'electrons compartits atreu més fortament els nuclis, reduint la distància d'enllaç. 29. c) 1,50. En comptar 6 enllaços repartits entre 4 àtoms d'oxigen terminals, 6/4 dóna exactament 1,50. 30. Perquè l'oxigen conté dos parells d'electrons solitaris que repel·leixen els enllaços cap avall, mentre que el carboni del CO no en té cap a la capa de valència. 31. La geometria electrònica considera els quatre núvols totals (tetraèdrica), mentre que la molecular només descriu la posició dels àtoms enllaçats (angular). 32.

Presenta 6 dominis (AX E ); per minimitzar la repulsió més intensa (solitari-solitari), els dos parells lliures se situen en posicions trans oposades a 180°, deixant els quatre àtoms de fluor en un pla quadrat. 33. El NH té estructura . El parell solitari de nitrogen ocupa un volum més gran que els parells enllaçants i els empeny, tancant l'angle d'enllaç. 34. Se situen a les posicions equatorials perquè així només pateixen repulsions a 90° amb dos enllaços axials, mentre que a les posicions axials en tindrien tres a 90°. 35. b) Com un únic núvol electrònic. Tots els electrons que uneixen dos mateixos àtoms es consideren un únic núvol o domini electrònic. 36. b) Angular.

La seva geometria electrònica és tetraèdrica, però la disposició dels nuclis atòmics és angular. 37. d) Solitari contra solitari. Els parells lliures estan lligats a un sol nucli, s'expandeixen més i produeixen la màxima…