L'enllaç químic és la força d'atracció que manté units els àtoms en les molècules i els cristalls. Els àtoms s'uneixen per assolir una configuració electrònica més estable, generalment seguint la regla de l'octet (8 electrons a la capa de valència).
Tipus principals d'enllaç:
Enllaç covalent - Compartició d'electrons entre àtoms (normalment no metalls)
Enllaç iònic - Transferència d'electrons entre àtoms (metall + no metall)
Enllaç metàl·lic - Mar d'electrons deslocalitzats entre cations metàl·lics
En un enllaç covalent, dos àtoms comparteixen parells d'electrons per assolir la configuració d'un gas noble. Els electrons de valència són els electrons de la capa més externa que participen en la formació d'enllaços.
Gilbert N. Lewis va desenvolupar una notació per representar els electrons de valència mitjançant punts al voltant dels símbols atòmics. Les estructures de Lewis mostren com es distribueixen els electrons en una molècula.
Regles per dibuixar estructures de Lewis:
1. Comptar el nombre total d'electrons de valència
2. Dibuixar l'esquelet de la molècula (àtom central menys electronegatius)
3. Col·locar enllaços simples entre àtoms (2 electrons per enllaç)
4. Distribuir els electrons restants per completar octets
5. Si cal, formar enllaços múltiples (dobles o triples)
La càrrega formal és una manera de determinar la distribució de càrrega en una molècula. Ajuda a identificar l'estructura de Lewis més probable.
Fórmula de la càrrega formal:
L'estructura de Lewis més estable és aquella amb les càrregues formals més properes a zero i les càrregues negatives sobre els àtoms més electronegativos.
Algunes molècules no es poden representar adequadament amb una sola estructura de Lewis. La ressonància descriu la deslocalització d'electrons mitjançant diverses estructures contribuents.
Exemple: Ozó (O₃)
No tots els compostos segueixen la regla de l'octet. Hi ha tres tipus principals d'excepcions:
1. Molècules amb electrons desaparellats
Exemple: NO (òxid nítric) - 11 electrons de valència (nombre imparell)
2. Molècules amb menys de 8 electrons (deficients d'electrons)
Exemple: BF₃ (trifluorur de bor) - B només té 6 electrons
Exemple: BeH₂ (hidrur de beril·li) - Be només té 4 electrons
3. Molècules amb més de 8 electrons (expansió de l'octet)
Exemple: PCl₅ (pentaclorur de fòsfor) - P té 10 electrons
Exemple: SF₆ (hexafluorur de sofre) - S té 12 electrons
L'expansió de l'octet només és possible per elements del període 3 o superior, que tenen orbitals d disponibles.
Base de Lewis - Espècie que dóna un parell d'electrons (donador d'electrons)
Àcid de Lewis - Espècie que accepta un parell d'electrons (acceptor d'electrons)
La teoria de la Repulsió dels Parells d'Electrons de la Capa de València (RPECV o VSEPR en anglès) prediu la geometria molecular basant-se en la repulsió entre parells d'electrons.
Geometries segons el nombre de parells d'electrons:
2 parells - Lineal (180°) - Exemple: CO₂, BeH₂
3 parells - Triangular plana (120°) - Exemple: BF₃
4 parells - Tetraèdrica (109.5°) - Exemple: CH₄
5 parells - Bipiràmide trigonal (90°/120°) - Exemple: PCl₅
6 parells - Octaèdrica (90°) - Exemple: SF₆
Efecte dels parells solitaris:
Els parells no enllaçants ocupen més espai que els enllaçants i modifiquen els angles d'enllaç.
H₂O - 2 enllaços + 2 parells solitaris = Angular (104.5°)
NH₃ - 3 enllaços + 1 parell solitari = Piramidal trigonal (107°)
CH₄ - 4 enllaços + 0 parells solitaris = Tetraèdrica (109.5°)
La teoria de la hibridació explica la geometria molecular mitjançant la mescla d'orbitals atòmics per formar nous orbitals híbrids amb orientacions específiques.
sp - Lineal (180°)
2 orbitals híbrids sp formats per 1 orbital s + 1 orbital p
Exemple: BeH₂, CO₂
sp² - Triangular plana (120°)
3 orbitals híbrids sp² formats per 1 orbital s + 2 orbitals p
Exemple: BF₃, C₂H₄ (etilè)
sp³ - Tetraèdrica (109.5°)
4 orbitals híbrids sp³ formats per 1 orbital s + 3 orbitals p
Exemple: CH₄, NH₃, H₂O
sp³d - Bipiràmide trigonal (90°/120°)
5 orbitals híbrids sp³d formats per 1s + 3p + 1d
Exemple: PCl₅
sp³d² - Octaèdrica (90°)
6 orbitals híbrids sp³d² formats per 1s + 3p + 2d
Exemple: SF₆
Els enllaços covalents es classifiquen en dos tipus segons com se superposen els orbitals:
Enllaç sigma (σ)
Superposició frontal d'orbitals (axial)
Major força d'enllaç
Permet rotació lliure
Tot enllaç simple és un enllaç σ
Enllaç pi (π)
Superposició lateral d'orbitals p
Menor força d'enllaç que σ
No permet rotació (rigidesa)
Només present en enllaços múltiples
Aquests tres paràmetres estan interrelacionats i determinen les propietats de l'enllaç:
Ordre d'enllaç
Nombre d'enllaços entre dos àtoms
Simple = 1, Doble = 2, Triple = 3
En ressonància: ordre intermedi (ex: O₃ → ordre = 1.5)
Longitud d'enllaç
Distància entre els nuclis dels àtoms enllaçats
A major ordre d'enllaç → menor longitud
Exemple per C-C: Simple (154 pm) > Doble (134 pm) > Triple (120 pm)
Energia d'enllaç
Energia necessària per trencar un mol d'enllaços en fase gasosa
A major ordre d'enllaç → major energia (enllaç més fort)
Exemple per C-C: Triple (839 kJ/mol) > Doble (614 kJ/mol) > Simple (348 kJ/mol)
1. Estructura de Lewis - Sempre verifica que el nombre total d'electrons sigui correcte
2. Càrrega formal - Utilitza-la per escollir l'estructura més estable
3. Geometria - Recorda que els parells solitaris afecten la geometria molecular
4. Hibridació - La geometria determina el tipus d'hibridació necessari
5. Enllaços π - Només poden formar-se si hi ha orbitals p disponibles