ENLLAÇ COVALENT

 

L' enllaç covalent és el que té lloc quan els elements químics lo que fan és compartir electrons per a satisfer la regla de l' octet. Això depèn del número d' electrons que tenen en l' última capa. Per exemple, el carboni en té 4 i l' hidrogen en té 1. De manera que comparting electrons tal i com es veu en la imatge superior poden formar un compost covalent, el metà, de fórmula química CH4.

 

Per a representar de forma molt sencilla aquest tipus d' enllaç segons el número d' electrons de la capa de valència de cada element químic se sol utilitzar un tipus de notació que es coneix com estructura de Lewis.

 

Ves al subapartat dedicat a l' enllaç covalent dins de l' apartat 4 dedicat a l' enllaç químic de la unitat 8 del llibre online, i aprèn a dibuixar molècules segons l' estructura de Lewis. Prem el botó amb el símbol del llapis per a accedir a l' ampliació sobre aquest punt. Després, accedeix a la part de la dreta prement sobre la il·lustració que és igual a la que hem posat en aquesta entrada i juga sel·leccionant els diversos elements químics que pots triar a veure la seua configuració electrónica i intentar adivinar la seua notació de Lewis. Avança per a veure com es representen les molècules principals amb aquesta notació.

 

Adona-te'n que aquest tipus d' enllaç sempre es dóna entre elements no metalls.

 

Ara, mira't aquest vídeo per a reforçar el concepte i també per a aprendre què és un enllaç simple, uno de doble i uno de triple, com es formen, com es representen segons l' estructura de Lewis i els casos més importants en els que això passa.

 

 

Ara, hauries de ser capaç ja d' entendre com es formen les següents molècules tant importants: hidrogen (H2), oxigen (O2), nitrogen (N2),  aigua (H2O), amoníac (NH3), metà (CH4) i diòxid de carboni (CO2).

 

   

 

 

 

 

    

 

Si vols veure més exemples de molècules fes click aquí.

 

En la següent entrada pensarem per què el diòxid de carboni a temperatura ambient és un gas mentre que l 'aigua és un líquid. De fet, t' he deixat una pista i també pots consultar-ho en el subapartat dedicat a les forces intermoleculars dins de l' apartat 4 dedicat a l' enllaç químic de la unitat 8 del llibre online.

 

Si tens la resposta posa-la en un comentari i obtindràs un positiu si és satisfactòria. Ànim!

ENLLAÇ IÒNIC

 

Mira quina és la configuració electrònica del sodi (Na) i la del (Clor) i els seus possibles números d' oxidació en la pestanya d' Orbitals de la ptable. Què és lo més fácil que poden fer aquests dos elements químics per a satisfer la regla de l' octet?

 

Al sodi li convé cedir un electró. És un metall i com a tal té una gran tendència a cedir-lo. De totes maneres, necesita rebre algo d' energía (no hi ha res gratis) per a poder-lo cedir. Normalment, li pot arrancar un electró algún tipus de radiació (com pot ser la llum visible) que tinga la suficient energía (no ho hem estudiat encara).

 

Al clor li convé guanyar un electró. Si ho aconsegueix, la major estabilitat que li confereix adquirir la configuració electrónica d' un gas noble (en aquest cas, l' argó) fa que puga assolir un estat de menor energía (major estabilitat comporta menor energía), alliberant l' energía sobrant (ara ja saps que l' energía es conserva).

 

Al cedir un electró el sodi es converteix en un catió, ió positiu Na+. Al guanyar un electró el clor, es converteix en un anió, ió negatiu Cl-. Les càrregues de signe contrari s' atrauen i això és el que passa entre cations i anions. Però vigila. Això no passarà només entre un àtom de clor i un de sodi, sino entre una enorme quantitat d' àtoms d' aquests dos elements. De manera que al atraure's els de càrrega contraria buscaran envoltar-se d' ells, formant una estructura cristalina, la geometría de la qual dependrà dels radis respectius dels dos ions (ja ho sé, això ha sonat una mica tècnic). En l' exemple mencionat es formarà NaCl, clorur de sodi.

 

 

 

En l' imatge (en 3 dimensions) de l' esquerra els ions de sodi s' han pintat (simbòlicament) de color violeta i els de clor de color verd. L' imatge de la dreta (en 2 dimensions) mostra els símbols dels ions respectius.

 

Veiem com resulta l' estructura cristalina de l' òxid fèrric, del qual haviem mostrat el procés esquemàtic de transferència d' electrons en l' entrada dedicada als números d' oxidació.

 

 

En ocasions, no és fácil imaginar-se com és l' estructura interna d' un cristall iònic. Hi ha diverses topologies (cúbica, hexagonal, ...) i tota una branca de la física-química (la cristalografía) dedicada al seu estudi. Aquí no pretenem que hages d' aprendre aquests detalls; només que sigues conscient de com es forma l' enllaç iònic i que dóna lloc a estructura cristalines.

 

 

Revisa ara el subapartat dedicat a l' enllaç iònic en l' apartat dedicat a l' enllaç químic en la unitat 8 del llibre online. Avança en les diverses opcions de la part animada de la dreta de la página i intenta constestar els exercicis interactius per a consolidar un autoaprenentatge.

De totes manera, aquesta entrada no té una tasca associada que hages d' entregar.

NÚMEROS D' OXIDACIÓ

 

Busca l' oxigen en la pestanya d' orbitals de la ptable i sel·lecciona'l per a observar la configuració electrònica que té i com es distribueixen (ho veus en el diagrama de caixes que està en la part central dalt de la taula periòdica) en el orbitals de l' última capa (coneguda com capa de valència).

 

Què és lo més fácil (lo que li costa menys energia) que pot fer un àtom d' oxigen per a satisfer la regla de l' octet? Guanyar dos electrons. Si guanya 2 electrons aconsegueix tenir-ne 8 en l' última capa (en aquest cas la corresponent a n = 2) i això fa que siga més estable. Si guanya dos electrons, quina será la càrrega "neta" de l' ió en el que es convertirá? -2.

 

Observa el número que hi ha baix del símbol de l' oxigen en la pestanya indicada de la ptable: -2. Aquest és el seu número d' oxidació. Te n' adones que:

• si necessita guanyar electrons: el seu número d' oxidació será negatiu.
• si necessita cedir electrons: el seu número d' oxidació será positiu.

Fes-li una ullada als números d' oxidació dels elements químics de la taula periòdica. La majoria d' ells només en tenen un posible. Però alguns en poden tenir varis. Posem, per exemple, el ferro. Veiem que pot tenir 2 possibles números d' oxidació: +2 i +3. Per què?

 

Lo que dota de major estabilitat a un element químic és tenir l' última capa plena amb tots els electrons que hi caben (8). Però això, en ocasions, "costa" massa energía, perquè serien masses els electrons que s' haurien de guanyar o de perdre. A vegades, hi ha situacions "intermitjes" que fan que l' àtom d' un element químic puga ser més estable que en el seu estat neutre, tot i que no tant com seria si satisfera la regla de l' octet. Aquestes situacions intermitjes poden ser:

• tenir tota l' última capa semiplena; és a dir, amb un únic electró en cada orbital.
• tenir una subcapa en l' última capa semiplena.
• tenir una subcapa en l' última capa totalment buida.

Observa la configuració electrónica del ferro i com es distribuiexen els seus electrons. Quines opcions té:

• per a quedar amb la tercera capa totalment plena hauria de guanyar 4 electrons. Però això li costaría molta energía. Pensa que una vegada haguera guanyat algún electró, guanyar-ne més li costarà més perquè serà un anió, un ió negatiu, i les càrregues elèctriques del mateix signe es repel·len. Per tant, en la pràctica, això no passarà.
• podria optar per a cedir els 6 electrons dels orbitals 3d. Però per a arrancar 6 electrons fa falta molta energia també. De manera, que en la pràctica, això tampoc passarà.
• podria cedir un electró de l' orbital 3d que en té dos i un de l' orbital 4s. Així es quedaria amb dos orbitals semiplens i només li costaria dos electrons. Això sí que pot passar i justifica el número d' oxidació +2.
• podria també cedir un electró de l' orbital 3d que en té dos i els dos de l' orbital 4s. Així no quedaria cap electró en la quarta capa i l' orbital 3d semiple. És un preu raonable, algo "més car que cedir-ne 2 d' electrons", però li confereix un carácter més estable. Així també passa i justifica el número d' oxidació +3.

Quan es combinen l' oxigen (amb número d' oxidació -2) i el ferro (amb número d' oxidació +3) formen el compost del que en veiem la fórmula en la part superior de l' entrada: Fe2O3. el qual s' anomena:

• triòxid de diferro (en la nomenclatura sistemática)
• òxid de ferro (III) (en la nomenclatura d' Stock)
• òxid fèrric (en la nomenclatura tradicional)

Per tant, per a justificar tots els possibles números d' oxidació hem de veure que li passa a nivel de distribució d' electrons en capes i subcapes del/s últim/s nivel/s a l' element químic considerat.

 

Per exemple, els principals números d' oxidació del nitrogen son -3, +3 i +5. Però, tot i que son menys probables (tant menys que ni tan sols apareixen en la ptable, però sí en altres taules periòdiques) també pot tenir números d' oxidació +1, +2 i +4 . Si volguera justificar tots els seus possibles números d' oxidació ho faria de la següent manera.

TASCA: seguint un procediment semblant que el que es mostra pel nitrogen justifica els possibles números d' oxidació dels següents elements químics: sodi, magnesi, sofre i  clor. Envia'm fotos de la tasca abans de la data i hora indicades. Ànims!