Tipus d'Enllaços Químics i les seves Característiques

Enllaç Iònic

Un àtom de l'enllaç (metall (catiò) ) cedeix electrons de la capa de valència a l'altre àtom (no metall (aniò) ). Aquest enllaç sempre forma estructures cristal·lines, per tant no és un enllaç dirigit, sinó que intervé en els àtoms més pròxims que ve donat pel nombre de coordinació, el qual pot ser 12, 8, 6 o 4 segons l'estructura.

Propietats

• Són sòlids a temperatura ordinària.
• Tenen un elevat punt de fusió i ebullició i són durs.
• Són fràgils.
• Fosos o en dissolució són conductors.
• Són solubles en dissolvents polars però no en apolars.

Enllaç Covalent

Consisteix en què cada àtom de l'enllaç cedeix un electró de l'última capa, per tant queda com a electrons de l'enllaç un de cada àtom. També pot donar-se el cas que en lloc de cedir un electró es cedeixin més, llavors parlem d'un enllaç doble o triples enllaços covalents.

Propietats

• No polars: no tenen punts d'ebullició i fusió baixos i són gasos.
• Polars: punts d'ebullició i fusió alts i són poc conductors, també cal dir que els apolars només són solubles en apolars, però no en polars i viceversa.

Forces Intermoleculars

Les forces intermoleculars són les forces que hi ha entre les molècules i el que permeten les seves unions.

Pont d'Hidrogen

Es basa en la poca electronegativitat de l'àtom d'hidrogen i que fa una força d'atracció amb els àtoms amb més electronegativitat de les molècules properes.

Forces de Van Der Waals

L'enllaç per forces de Van Der Waals es basa en les forces d'atracció que hi ha entre els pols de les molècules polars.

(DIBUIX)

Enllaç Metàl·lic

Es forma quan els electrons es cedeixen amb facilitat i, per tant, el nucli electrònic queda distribuït al voltant de tots els nuclis dels àtoms de la molècula quedant així enllaçats. Depenent de la forma o estructura que es formi poden tenir nombre de coordinació 8 o 12.

Propietats

• Brillantor metàl·lica.
• Punts d'ebullició i fusió alts.
• Conductivitat alta.
• Són dúctils i maleables.
• Només es dóna als metalls.

Polaritat

Un enllaç és polar quan un dels dos àtoms de l'enllaç té més electronegativitat que l'altre, per tant els electrons de l'enllaç estaran més pròxims a l'àtom amb més electronegativitat. Així doncs, l'àtom amb més electronegativitat queda amb una petita càrrega negativa i l'altre amb una petita càrrega positiva.

• La molècula és polar quan té pols, és a dir, quan hi ha enllaços polars. També pot ser que la seva polaritat quedi anul·lada per la geometria de la molècula.

Geometries

BF₃

Tipus AX₃. Angles de 120º, trigonal, plana i apolar.

CH₄

És de tipus AX₄. Angles de 109,5º, és tetraèdrica, en forma de piràmide i és apolar.

NH₃

Els electrons no enllaçats del N repelen els H i impedeixen que sigui de tipus AX₃.

PCl₅

Té forma de prisma amb el fòsfor al mig.

Punts de Vista

• A) Des del punt de vista energètic, un enllaç químic es basa en què els àtoms són més estables junts, formant una molècula o estructura, que separats.
• B) Un enllaç químic, des del punt de vista electrònic, es basa en la cessió d'electrons de la capa de valència entre dos àtoms per formar un enllaç.

Exemples d'Enllaços

Iònics

• SrCl₂
• LiF
• KI
• FeO
• FeBr₃

Covalents

• CCl₄
• PCl₃
• SF₆

Comportament de l'Aigua

L'aigua no es comporta igual que els altres líquids. En estat sòlid, al ser menys densa que la del líquid, flota. L'aigua de 0º a 4º la seva densitat augmenta a causa dels enllaços d'hidrogen, en més quantitat que l'agitació tèrmica. De 4º en endavant, això canvia ja que l'agitació tèrmica és major que la ruptura d'enllaços d'hidrogen.