TEMA 2: ENLLAÇ
1. TIPUS D’ENLLAÇ
1.1.TEORIA DE LEWIS:
Electrons externs – paper fonamental de l’enllaç
1.1.1. ENLLAÇ IÒNIC : transferència d’electrons , formació d’ions, atraccions
electrostàtiques
1.1.2. ENLLAÇ COVALENT: compartició d’electrons entre àtoms. Transferència o
compartició per adquirir una configuració estable.
1.1.3. ENLLAÇ METÀLIC
1.2.ELECTRONEGATIVITAT
És la capacitat d’un àtom per competir pels electrons amb altres àtoms als que està unit.
EN disminueix al baixar en un grup i augmenta cap a la dreta
Excepció: fluor molt més electronegatiu que l’oxigen.
1.3.ENLLAÇ COVALENT – TEORIA DE LEWIS
Nota: l’hidrogen es una excepció, busca omplir la única capa que te.
Nota: els àtoms de nitrogen comparteixen els electrons per tal d’acabar d’omplir la seva
ultima capa. La molècula de nitrogen la podrem representar com 3 parells d’electrons que
estan compartint amb l’altre i després un altre parell d’electrons individuals, és a dir que no
els comparteixen amb cap altra molècula de nitrogen.
2. ENLLAÇ COVALENT – ESTRUCTURES DE LEWIS – HIBRIDACIÓ
1) Sumem els electrons de valència. Sumar o restar si són espècies carregades.
2) Escriure els símbols dels àtoms i conectar aquells que estan units segons la formula
molecular.
3) Completar l’octet dels àtoms units a l’àtom central.
4) Col·locar la resta d’electrons a l’àtom central.
, 2.1.CÀRREGA FORMAL A CADA ÀTOM
Ens ajuda a distingir entre varies estructures de Lewis possibles. Per calcular-la:
1. Tots els electrons no compartits s’assignen a l’àtom on es troben
2. Els electrons enllaçats s’assignen la meitat a cada àtom enllaçat
Carrega formal de cada àtom = n. Electrons de valencià – n. Electrons a l’estructura de
Lewis.
Nota: Considerem que l’enllaç es perfectament covalent per tant assignem un electró a
cada àtom de l’enllaç. Contem els electrons que te, per tant els individuals + un de l’enllaç i
comparem amb els electrons que venia, és a dir els de la configuració electrònica inicial. Si
son els mateixos, la carrega formal es 0.
Ens ajuda a saber quina estructura és més estable.
ESTRUCTURES MÉS ESTABLES:
a) Àtoms amb carregues formals més properes a 0
b) Més àtoms amb l’octet complert
c) Àtoms on les carregues negatives estiguin en els àtoms més electronegatius i que
tinguin les carregues formals més petites.
Per molt que -1 +1 sigui zero serà
molt més estable la primera .
1. TIPUS D’ENLLAÇ
1.1.TEORIA DE LEWIS:
Electrons externs – paper fonamental de l’enllaç
1.1.1. ENLLAÇ IÒNIC : transferència d’electrons , formació d’ions, atraccions
electrostàtiques
1.1.2. ENLLAÇ COVALENT: compartició d’electrons entre àtoms. Transferència o
compartició per adquirir una configuració estable.
1.1.3. ENLLAÇ METÀLIC
1.2.ELECTRONEGATIVITAT
És la capacitat d’un àtom per competir pels electrons amb altres àtoms als que està unit.
EN disminueix al baixar en un grup i augmenta cap a la dreta
Excepció: fluor molt més electronegatiu que l’oxigen.
1.3.ENLLAÇ COVALENT – TEORIA DE LEWIS
Nota: l’hidrogen es una excepció, busca omplir la única capa que te.
Nota: els àtoms de nitrogen comparteixen els electrons per tal d’acabar d’omplir la seva
ultima capa. La molècula de nitrogen la podrem representar com 3 parells d’electrons que
estan compartint amb l’altre i després un altre parell d’electrons individuals, és a dir que no
els comparteixen amb cap altra molècula de nitrogen.
2. ENLLAÇ COVALENT – ESTRUCTURES DE LEWIS – HIBRIDACIÓ
1) Sumem els electrons de valència. Sumar o restar si són espècies carregades.
2) Escriure els símbols dels àtoms i conectar aquells que estan units segons la formula
molecular.
3) Completar l’octet dels àtoms units a l’àtom central.
4) Col·locar la resta d’electrons a l’àtom central.
, 2.1.CÀRREGA FORMAL A CADA ÀTOM
Ens ajuda a distingir entre varies estructures de Lewis possibles. Per calcular-la:
1. Tots els electrons no compartits s’assignen a l’àtom on es troben
2. Els electrons enllaçats s’assignen la meitat a cada àtom enllaçat
Carrega formal de cada àtom = n. Electrons de valencià – n. Electrons a l’estructura de
Lewis.
Nota: Considerem que l’enllaç es perfectament covalent per tant assignem un electró a
cada àtom de l’enllaç. Contem els electrons que te, per tant els individuals + un de l’enllaç i
comparem amb els electrons que venia, és a dir els de la configuració electrònica inicial. Si
son els mateixos, la carrega formal es 0.
Ens ajuda a saber quina estructura és més estable.
ESTRUCTURES MÉS ESTABLES:
a) Àtoms amb carregues formals més properes a 0
b) Més àtoms amb l’octet complert
c) Àtoms on les carregues negatives estiguin en els àtoms més electronegatius i que
tinguin les carregues formals més petites.
Per molt que -1 +1 sigui zero serà
molt més estable la primera .
