Enllaç Químic I Propietats Taula Periòdica

TEMA 2. ENLLAÇ QUÍMIC
2.1. ENLLAÇ COVALENT I GEOMETRIA MOLECULAR
2.1.1 Mètode de Lewis
Enllaç Covalent: Es dóna una compartició d’electrons entre els seus àtoms de tal manera que tots ells poden assolir la configuració electrónica del gas noble més proper. Aquest tipus d’enllaç justifica la formació de molec. a partir dels àtoms.
És un enllaç fort però les molec. formades no tenen unespropietats físiques general concretes.
REGLA DE L’OCTET. FÓRMULES DE LEWIS
Fonaments regles de Lewis:
1. Per formar un enllaç es necessita aparellar electrons. Perquè l’enllaç es formi els àtoms s’han d’acostar i els seus orbitals atòmics s’han de solapar. Aquests electrons han de ser descrits en l’estat atòmic per orbitals d’energia similar.
2. Un àtom representatiu té una tendència natural aassolir una configuració amb 8 electrons de valència. Per tant, moltes molècules tendiran a un màxim de 8 electrons a la capa de valència comptant els compartits -> Regla de l’octet.
3. A partir dels àtoms del tercer període, atès que disposen d’orbitals nd buits, es poden acomodar més de 8 e- a la capa de valència -> octet expandit. Casos més típics: P i S, que poden assolir fins a 10,12 o méselectrons a la capa de valència.
En totes les regles anteriors se suposa que la molècula assolirà la major estabilitat (la menor energia) possible. En general es formaran el màxim nombre d’enllaços possibles que seran els més forts possible i a més la disposició espacial dels àtoms serà la que els acomodi millor.
REGLES PER DIBUIXAR LES ESTRUCTURES DE LEWIS
a) Establir nombre total d’electrons devalència a partir dels àtoms constituents. Si és un anió o catió, sumar o restar tants electrons addicionals com indica la càrrega de l’ió.

b) Distribuir els àtoms per assolir estructures el més simètriques possible. L’element més electropositiu es l’àtom central. L’hidrogen i els halògens són àtoms terminals.

c) Unir els àtoms mitjançant una línia (enllaç senzill). Representacompartició de parell d’electrons.

d) Disposar els electrons de 2 en 2 fins aconseguir que els àtoms perifèrics estiguin envoltats de 8 electrons. La resta van a l’àtom central.

e) Si l’àtom central té menys de 8 electrons cal desplaçar parells dels àtoms perifèrics per formar dobles i triples enllaços fins la configuració de gas noble. L’hidrogen i halògens terminals només admeten enllaçossenzills.

f) La càrrega formal sobre cada àtom. Hi ha diverses maneres: a partir del nombre d’electrons de valència de l’àtom, que coincideix amb el grup de la taula periòdica:

|IA |IIIB |IVB |VB |VIB |VIIB |
|1 |13 |14 |15 |16 |17 |
|H |B |C|N P |O S |F Cl Br I |


A aquest valor s’hi ha de restar els electrons que pertanyen a l’àtom (electrons dels parells lliures no enllaçants o electrons no compartits) i la meitat dels que pertanyen als enllaços. El càlcul de la càrrega formal: .



g) Si l’àtom central té càrrega formal no nul·la i pertany al tercer periòde o superior, caldrà moure parellsd’electrons dels àtoms perifèric a situacions d’enllaç fins aconseguir que la càrrega formal de l’àtom sigui la més baixa possible ( 0 o 1). Si no es pot prescindir, els elements més electronegatius han d’assolir una càrrega negativa. Les càrregues formals de signes diferents es recomana que es trobin a prop. Exemple 2.1


Quan les càrregues formals implicades es l’estructura són nul·les, elsfragments moleculars més habituals són els de la taula que segueix, a partir dels elements del tercer període l’octet es pot expandir.


|Element |València habitual |Formes habituals |Parells lliures |Compleix regla octet? |
|H |1 |H- |0 |Si, a 2...