....Tª ATÒMICA-SIST. PERIÒDIC ............   A LA PÀGINA PRINCIPAL TERMOQUÍMICA

2on BATXILLER 

ENLLAÇ QUÍMIC


1)    Donades les molècules de diòxid de carboni i de diòxid de sofre:

a)    Escriu les seues estructures de Lewis.

b)    Determina la geometria d'ambdós molècules i si seran o no pola
rs.
2)    Per a les molècules de BCl3 i H2O, indica:

a) La geometria de cada una utilitzant el model RPECV.
b) El tipus d'hibridació de l'àtom central.
c) La polaritat de les mateixes
.
3)    Raona quin tipus d'enllaç o força d'atracció es trenca al:

a) Fondre bromur de sodi.
b) Dissoldre clorur de potassi.
c) Dissoldre brom molecular en tetracloruro de carboni.
d) Evaporar aigua .

4)    Donats els compostos mgo, NaBr i KBr, ordena'ls de major a menor quant a la seua energia reticular. Quin d'ells serà el menys soluble?
5)    Escriu les estructures de Lewis per a cada una de les següents molècules o ions:

                                    NF3     CF4     H3O+     C2H
4
6)    A partir de la teoria d'hibridació d'orbitals justifica la geometria de les molècules de metà CH4 i eté (o etilé) C2H4.
7)    Calcula l'energia reticular del NaCl (s), a partir de les dades següents:

Energia de sublimació del sodi = 108 kJ/mol; Energia de dissociació del clor = 243,2 kJ/mol; Energia d'ionització del sodi = 495,7 kJ/mol; Afinitat electrònica del clor = –348,0 kJ/mol; Energia de formació del clorur de sodi = –401,8 kJ/mol.
SOLUCIONS
1)        a) Les configuracions electròniques de C, O i S són:

C: 1s2  2s2p2          O: 1s2  2s2p         S: 1s2  2s2p6  3s2p4

Pel que les estructures de Lewis del CO2 i del SO2 seran:

 (No hi he posat els parells d'electrons no enllaçants de l'O).

b) La geometria d'una molècula és conseqüència dels angles dels seus enllaços, els quals es determinen experimentalment. No obstant, per al cas de substàncies que presenten enllaç covalent hi ha el mètode  de la teoria de Repulsió de Parells d'Electrons de la Capa de València (RPECV), Així, en el cas del CO2 el C està rodejat de dos núvols electrònics d'alta densitat (o de dos parells d'electrons comptant els dobles enllaços com un parell), que distribuirà linealment, mentre que en el cas del SO2 el S està rodejat de tres núvols d'alta densitat electrònica, una d'elles és el parell d'e- no enllacen-te, que distribuirà cap als vèrtexs d'un triangle equilàter. Per tant, la molècula de CO2 serà lineal, i la de SO2 angular (un dels vèrtexs amb el parell d'e- no enllacen-te). La figura mostra la geometria d'ambdós molècules.
 
D'altra banda, la molècula de CO2 serà apolar i la de SO2 polar, ja que per raons de simetria en el primer cas els moments dipolars, resultat de la distinta electronegativitat dels àtoms que suporten l'enllaç, s'anul·len, però no així en el segon cas. La figura mostra ambdós situacions.

2)         a) El B, element del grup 13, estarà rodejat de tres parells d'electrons: tres de la seua capa de valència i els tres que aporten els tres àtoms de clor. (El Cl té un electró desaparionat que aporta a l'enllaç covalent). Estos tres parells es distribuïxen cap als vèrtexs d'un triangle equilàter, per la qual cosa la molècula serà trigonal plana.
En el cas de la molècula H2O, l'O té sis electrons en la seua capa de valència que, sumats als dos que aporten els dos àtoms de H (el H té 1 e- desaparionat), ens donen quatre parells d'electrons que es distribuiran tetraèdricament. En dos dels vèrtexs hi ha un parell d'electrons no enllaçants, per la qual cosa la molècula serà angular.

b) La teoria de l'enllaç de valència justifica l'existència d'algunes molècules per mitjà de la utilització d'orbitals híbrids, els quals s'obtenen a partir de la combinació de determinats orbitals atòmics. Així, en la molècula de BCl3 el B forma, per combinació d'un orbital atòmic 2s i dos orbitals atòmics 2p (en cada u dels quals hi ha un electró desaparionat), tres orbitals híbrids sp2, els quals tenen geometria triangular. En el cas de la molècula de H2O, l'O, amb sis electrons en la capa de valència, combina els seus quatre orbitals atòmics, un 2s i tres del tipus 2p, formant quatre orbitals híbrids sp3, els quals es dirigixen cap als vèrtexs d'un tetraedre. Dos dels híbrids estan ocupats per un parell d'electrons no enllacen-te, i els altres dos els utilitza per a unir-se als 2 H. La molècula és, per tant, angular.

c) La polaritat d'una molècula és resultat de la distinta electronegativitat dels àtoms que s'unixen per a formar l'enllaç. Així, en el triclorur de bor, els enllaços  B-Cl estaran fortament polaritzats cap a l'àtom més electronegatiu, el clor, per la qual cosa apareixeran tres moments dipolars; no obstant, per raons de simetria els dits moments s'anul·len entre si, per la qual cosa al ser la resultant nul·la la molècula és apolar. Per a l'aigua, i seguint un raonament anàleg, ens trobaríem amb dos enllaços OH fortament polaritzats cap a l'O, però ara els respectius moments dipolars no s'anul·len, per la qual cosa la molècula serà pola
r.
3)        a) El bromur de sodi és una substància típicament iònica formada per un metall, el sodi, i un no-metall, el brom. En la dita substància els ions estan ordenats geomètricament constituint una xàrcia cristal·lina, i atraient-se entre si per forces de tipus electrostàtic. El procés de fusió suposa certa separació entre els ions fortament atrets, per la qual cosa caldrà véncer les forces elèctriques existents entre els ions de distint signe per a fondre el cristall.

b) El clorur de potassi és igualment una substància iònica formada per ions clorur, Cl-, i ions potassi, K+, els quals s'atrauen intensament per forces de tipus elèctric. Ja que la dissolució del compost suposa la ruptura de l'estructura cristal·lina, és a dir, de les unions iòniques, seran les forces electrostàtiques entre ions de signe contrari les que cal véncer.

c) El brom molecular, Br2, és una substància típicament molecular, on les molècules, totalment apolars, estan unides entre si per forces de Van der Waals de dispersió. Tenint en compte que el procés de dissolució és la interacció entre les molècules del dissolvent, en este cas CCl4, i les del solut per a així substituir unes per altres, és immediat vore que les forces que cal véncer són les de Van der Waals que són les que mantenen unides a les molècules de Br2.

d) La molècula d'aigua presenta enllaç covalent, per la qual cosa en principi és d'esperar unions del tipus de Van der Waals. No obstant, l'elevada diferència d'electronegativitat que existix entre els àtoms de H i els d'O, origina una unió addicional, molt més intensa, que és l'anomenat enllaç d'hidrogen. Per tant, per a evaporar aigua cal trencar este enllaç
.
4)          Tenint en compte el concepte d'energia reticular (energia necessària per a separar les partícules d'un mol de substància cristal·lina), és evident que com més intenses siguen les forces entre els ions que componen el cristall, major serà l'energia reticular. Despreciant altres factors, podem suposar que les interaccions vénen donades per la llei de Coulomb (f = k qq’/d2), per la qual cosa analitzarem en les tres substàncies la càrrega i el radi dels ions.

Si analitzem primer NaBr i KBr, substàncies amb igual valor de les càrregues i amb un ió comú, el Br-, està clar que decidirà la grandària del catió. Ja que Na+ és menor que K+, les unions seran més intenses en el cas del NaBr, sent, per tant, este compost (d'eixos dos) el de major energia reticular.

Comparem ara NaBr i MgO. Quant a la càrrega, en el cas de MgO, estem parlant d'ions amb càrrega 2 (-2 per a l'O i +2 per al Mg), mentre que per a NaBr la càrrega dels ions és 1 (-1 i +1). Després este primer factor és clarament favorable a l'òxid de magnesi. D'altra banda, l'ió Mg2+ és menor que l'ió Na+ (recorde's com varien els radis atòmics o iònics dins del SP), i l'ió O2- també és menor que l'ió Br-, per la qual cosa també este segon factor és clarament favorable al MgO. Per tant, el MgO serà el compost de major energia reticular, i ordenats els tres seria:
                   MgO > NaBr > KBr

Quant a quina substància serà la menys soluble, és immediat vore la relació existent entre la solubilitat i l'energia reticular. Ja que dissoldre un compost és “trencar” l'estructura cristal·lina, aquell compost amb menor valor de l'energia reticular serà el més soluble, açò és, el bromur de potassi, KBr
.
5)    NF3 : Tenint en compte les configuracions electròniques de N i F:
N: 1s2  2s2p3     F: 1s2  2s2p5        

pel que per a la molècula de trifluorur de nitrogen, l'estructura de Lewis, serà:
                             
(On el parell d'electrons que constituïxen l'enllaç s'ha substituït per un guió; d'altra banda, no s'han posat els parells d'electrons no enllaçants del F).

CF4:  Utilitzant un plantejament anàleg al cas anterior, i tenint en compte que per al C és: C: 1s2  2s
2p2 , per tant, la molècula de tetrafluormetà (que és un derivat del CH4 substituint els quatre H per quatre F), presentarà l'estructura de Lewis:
                                  
 
H3O+ : Estem ara davant de l'ió hidroni, resultat de la unió (per enllaç covalent datiu) entre el H2O  i el H+. L'oxigen presenta la següent configuració electrònica:
O: 1s2  2s2p4 i l'hidrogen és: H: 1s1, per la qual cosa serà:
                                   
 
C2H4 : En l'eté (o etilé) el C s'unix a l'altre C per mitjà d'un enllaç doble, i cada àtom de C a dos H A la vista de les configuracions electròniques de C e H vistes anteriorment, l'estructura de Lewis per a l'eté serà:
                                     
 
(Recorda que s'ha substituït el parell d'electrons d'enllaç per un guió. D'altra banda, s'ha representat l'estructura plana de la molècula d'eté)
.
6)    La geometria d'una molècula és conseqüència dels angles d'enllaç, els quals es determinen experimentalment. No obstant, la utilització dels orbitals atòmics purs no justificaria mai ni els angles d'enllaç ni la geometria de les molècules proposades.

La teoria de l'enllaç de valència suposa la formació d'orbitals híbrids a partir de la combinació dels orbitals atòmics 2s i 2p de l'àtom de carboni. Açò és:

C (Z =6): 1s2  2s2p2  o bé:
                                       
 

Així, per a la molècula de metà, el C utilitza orbitals híbrids sp3, per la qual cosa la dita molècula tindrà geometria tetraèdrica. Açò és així ja que a cada orbital híbrid sp3 s'unirà un àtom de H per mitjà del seu orbital atòmic 1s, el qual conté un electró desaparionat. La figura mostra el procés de formació de la dita molècula
                                     
 

En el cas de l'eté, CH2=CH2,  el carboni utilitza orbitals híbrids sp2, els quals tenen geometria triangular. Per tant, així serà la molècula d'eté. La figura mostra el procés explicat
.
                        
 
7)   El cicle de Born-Haber permet calcular, per aplicació de la llei d'Hess (Unitat 6), energies (o entalpies) no mesurables directament. Suposa, que la formació del sòlid iònic en estat cristal·lí, en este cas NaCl, donat per la reacció:
                                   

té lloc segons el següent mecanisme que podem dividir en cinc etapes.
                     


En el procés global, l'obtenció del clorur de sodi, es desprén l'energia de formació, és a dir, –401,8 kJ/mol, que serà, precisament, la suma de les energies posades en joc en cada etapa. És a dir:

Ef = És + Ei + ½ Ed + Ae + Er

Substituint dades, i aïllant l'energia reticular, Er, ens queda:

–401,8 = + 108 + 495,7 + 121,6 + (–348,0) + Er

d'on: Er = –779,1 kJ/mol, que lògicament ix amb signe negatiu al ser l'energia despresa al formar-se el reticle cristal·lí
.
 

....Tª ATÒMICA-SIST. PERIÒDIC .............   A LA PÀGINA PRINCIPAL TERMOQUÍMICA