Transcript Lotura Kimikoa

Lotura Kimikoa
1
Edukiak (1)
1.- Zergatik elkartzen dira atomoak?.Lotura motak.
2.- Lotura ionikoa.
2.1. Sare energia.
2.2. Born-Haber-en zikloa.
2.3. Konposatu ionikoen egitura.
3.- Konposatu ionioen propietateak
4.- Lotura kobalentea.
4.1. Lewis-en teoria.
4.2. Erresonantzia.
4.3. Balentzai mailako elektroien aldarapen metodoa. Geometria.
4.4. Polaritatea loturetan eta molekuetan.Momentu dipolarra.
5.- Balentzia loturaren teoria.
2
Edukiak (2)
6.- Hibridazioa.
7.- Konposatu kobalenteen propietateak.
8.- Molekula arteko indarrak.
8.1. Van der Waals indarrak.
8.2. Hidrógeno loturak.
9.- Lotura metalikoa.
10.-Metalen propietateak
3
Zergatik elkartzen dira
atomoak?.
• Atomo, molekula e ioiak elkartzean energía
minimoko egoera lortu nahi dute, hau da, ahal
denik eta egoerarik egonkorrena.
• Kanporengo elektroiak, balentzia elektroiak,
subtantzietan dauden lotura eta geometrairen
erantzukizuna dute.
4
5
Lotura motak
• Interatomikoak:
– Ionikoa.
– Kobalente.
• Intermolekularrak:
– Van de Waals indarrak
– Hidrogeno zubiak edo loturak.
• Metalikoa.
6
Lotura ionikoa
• Metal batek(elektropositiboa) elektroia/ak galdu eta ez
metalak(elektronegatiboa) elektroia/ak irabazi.
• Ioi positibo eta negatiboak sortu .Hauen arteako erakarpen
elektrostatikoei esker lotuta mantentzen direlarik(lotura
ionikoa).
• Ez da molekularik osatzen, ioi positibo eta negatiboz
osatutako kristal sarea baizik.
• Elektroiak irabazi eta galtze prozesu hau : ionizazio
erreakzioa
• Adibidea: Na  Na+ +1 e–
O + 2e–  O2–
Erreak. osoa: O + 2 Na  O2– + 2 Na+
• Konposatuaren formula (enpirikoa): Na2O
Sare-energia konposatu ionikoetan
(Herret edo U)
7
• Bere ioietatik abiatuta konposatu ioniko solidoaren sorreran
askatzen den energiaEs la energía desprendida en la
formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus
iones en estado gaseoso.
• Adibidea: NaCl-ren formazio edo sorreran ondokoa izango
genuke :
• Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (U < 0)
• Oso zaila denez kalkulatzea bere balioa zeharkako
metodoetara jotzen Hess-en legea erabiliz. Horixe da Born
eta Haber-en zikloa..
8
Sare energian ergiten duten faktoreak
• Ioien karga zenbat eta handiago, hainbat handiago
“U”.
Adibid.: CaO-ren (Ca2+ y O2–) “U” NaCl-rena
(Na+ y Cl–) baino handiagoa.
• Ioiak zenbat eta txikiago, “U” hainbat handiago.
Adibid.:NaCl-k (Na+ y Cl–) “U” handiago izango
du KBr-k (K+ y Br–) baino.
9
Born eta Haber-en zikloa
• NaCl-ren eraketa-erreakzio osoa:
• Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s)
(Hf = –411’1 kJ)
• Ondo erreakzioen batura kontsidera daiteke:
• Na (s)  Na (g)
(Hsubl = +107’8 kJ)
• ½ Cl2 (g)  Cl (g)
(½ Hdis= +121’3 kJ)
• Cl (g)  Cl– (g)
(AHAE = –348’8 kJ)
• Na (g)  Na+ (g)
(AHEI = +495’4 kJ)
• Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (Herret edo U = ?)
Ekuazio horietatik ondoriozta daiteke :
• Herret = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)
• Herret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) =
–786’8 kJ
10
Kristal egitura
• Konposatu ionikoen ioiak
erregulartasunez elkartzen dira ahal denik
eta erarik konpaktatuenean.
• Ioi bakoitza aurkako ikurreko ioiez
inguratzen da, espazioan behin eta berriz
errepikatzen diren gelaxka edo unitateak
sortuz.
11
Koordinazio indizea
• “Sare ionikoa osatzean ioi baten inguruan
aurkako ikurreko ioien kopurua “.
• Zenbat eta ioi bat bestearekiko handiago izan ,
orduan eta handiago izango da bere koordinazio
indizea.
12
Elektrobalentzia( Balentzia ionikoa)
• Lotura inikoa osatzean atomo batek galtzen
edo irabazten duen elektroi kopurua.
• Elektroiak irabazi egiten baditu bere
balentzia negatiboa izango da (Cl : -1) .
• Elektroiak galduz, ordea, bere balentzia
positiboa litzateke (Na : +1)
13
Kristal-sare ioniko nagusiak
• NaCl (kubikoa aldeetan zentratua)
– Bi ioien koordinazio-indizea = 6
• CsCl (kubikoa)
– Bi ioien koordinazio-indizea = 8
• CaF2 (Ca2+-rentzat aldeetan zentratua eta
F–-rentzat tetraedrikoa)
– F–-ren koordinazio-indizea = 4
– Ca2+-ren koordinazio-indizeaImágenes:
= 8 © Ed. Santillana.
Química 2º Bachillerato
F
Ca2+
14
Konposatu ionikoen propietateak
• Fusio eta irakite puntu altuak . Urtzeko ioien arteko
indar elektrostatikoak gainditu behar dira, kristal-sarea
hautsi ahal izateko eta indar hauek oso sendoak dira.
Giro tenperaturan solidoak dira.
• Oso gogorrak dira(arrazoi berbera).
• Disolbagarriak disolbatzaile polarretan eta
disolbaezinak apolarretan.
• Eroaleak urtuta edo disolbatuta (lotura ionikoa apurtuta
eta ioiak mugikortasun osoa). Solido egoeran, ordea, ez
dira eroaleak(ioiak erabat lotuta, ez dute
mugikortasunik).
• Hauskorrak.
15
Kristal ionikoaren disoluzioa
disolbatzaile polarrean
Kristal ionikoaren
disolbagarritasuna
16
Kristal ionikoaren hauskortasuna
presioa
© Grupo ANAYA. Kimika 2. Batxilergoa.
17
Lotura kobalentea
• Lotura kobalentez elkartutako atomoak isolaturik baino
energia gutxiago dute.
• Lotura ionikoaren kasuan bezala, lotura kobalentea
osatzean energia askatzen da(lotura energia).
• Lotura energia : lotura mol bat apurtzeko behar den
energia.
• Adib.:1 mol H2 (g) apurtu eta 2 moles H (g) sortzeko
behar dira 436 kJ, 
Elotura(H–H) = + 436 kJ/mol
18
Lewis-en Teoria
Bere hipotesiak :
• Atomoek 8 e– izateko bere azken geruza
elektronioan behar adina elektroi konpartitzen
dute helburu hori lortzeko (zortzikotearen araua).
• Konpartitzen den elektroi bikote bakoitza lotura
kobalente bat da.
• Atomo batek lotura kobalente bakunak, bikoitzak
edo hirukoitzak osa ditzake.
19
Adibidea: Idatzi ondoko espezie kimikoen
Lewis-en egiturak :CH4, HCN, H2CO,
H2SO4, NH4+.
•
CH4
• HCN
• H2CO
H
H
·
··
|
· C · + 4 · H  H ··C ·· H ; H–C–H
·
··
|
H
H
H–CN :
H–C=O:
|
H
•
H2SO4
··
NH4+
H
|
H–N+H
|
H
:O:
||
··
··
H–O–S–O–H
:O:
:O:
||
·· ·· ··

:O:
H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
··
·· ·· 
:O:
··
:O:
··
20
Lewis-en teoriaren salbuespenak
• BeCl2 o BF3 molekuletan Be eta B aomoek
ez dute 8 elektroirik
• PCl5 o SF6 molekuletan atomo zentralak 10
eta 12 e– dituzte, hurrenez hurren.
– Teoria betetzen da, soilik, ez-metala 2.periodokoa
denean, 3.periodotik aurrera d orbitalak daude eta
promozioen bidez 4 elektroi desparekatu baino
gehiago egon daitezke eta,beraz, 4 lotura baino
gehiago.
21
Erresonantzia
• Molekula edo ioi batentzat ez dago
beti Lewis-en egitura bakarra.
• Adibidez, karbonato CO32–
ioian karbonoak lotura bikoitza osatu beharko
luke O batekin eta lotura bakunak bi ioi O–-ekin.
• Horren arabera C–O eta C=O lotura luzerak eta
lotura angeluak desberdinak izan beharko
lirateke.
• X izpien difrakzioen bidez jakin dakigu O–C–O
lotura luzerak eta angeluak berdinak direla.
22
Erresonantzia
• Hori azaltzeko suposatzen da lotura e- –ak eta e- ez
lotzaileak molekula edo ioian zehar desolaza
daitezkeela., Lewis-en egitura desberdinak osatuz.
• CO32–,-ren kasuan, Lewis-en hiru egitura sor zitezkeen
lotura bikoitza O atomo bakoitzarekin sortuz. Benteako
egitua hiruren nahastea izango litzateke.
23
Erresonantzia
• C–O hiru loturak lotura bikoitzaren 1/3 dute, lotura
luzera bitartekoa izanik.
• Oxigeno hiru atomoak karga negatiboaren 2/3 dute.
• Egitura erresonante desberdinen artean
ikurra
jartzen da.
http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope
24
Ariketa A: Azido nitrikoaren egitura
erresonante desberdinak adierazi.
· ·–
:O
·· + ··
N O H
··
:O
··
··
:O
+
N
· ·–
:O
··
edo :
··–
:O
+ ··
N O H
–
··
:O
··
··
O H
··
25
Molekulen geometria : Balentzia Mailako
Elektroi Bikoteen Aldarapena
• Lotura kobalenteak norabide zehatza dute eta
loturen arteko distantzia eta angelua X izpien
difrakzioen bitartez neur daitezke.
• Geometria atomo zentralaren e– bikoteen arteko
aldarapenak mugatzen du.
• Elektroi bikoteak ahal denik eta urrunen
kokatuko dira.
26
Molekulen geometria : Balentzia Mailako
Elektroi Bikoteen Aldarapena (jarrai.)
• Atomo zentralak elektroi lotzaileak baino ez ditu.
• Atomo zentralak lotura bikoitz bi edo hirukoitz bat
eta bakun bat ditu.
• Atomo zentralak konpartitu gabeko elektroi
bikoteak ditu.
• Atomo zentralak lotura bikoitz bat du.
Atomo zentralak lotura
elektroiak baino ez ditu.
• BeF2: Be-ak 2 e– bikote ditu  Lotura Ang.= 180º
• BCl3 : B-ak 3 e– bikote ditu  Lotura Ang. = 120º
• CH4 : C-ak 4 e– bikote ditu  Lotura Ang.= 109,4º
BeF2
Lerrokatua
BCl3
Triangeluarra
CH4
Tetraedrikoa
27
28
Atomo zentralak bi lotura bikoitz ditu
edo bat hirukoitza eta bestea bakuna
• Bi elementuri solik elkartzen denez geometria
lerrokatua da.
• Adibideak:
– Etinoa (azetilenoa)
– CO2
29
Atomo zentralak konpartitu
gabeko elektrioi bikoteak ditu.
e–
• Konpartitu gabeko aldarapena
lotura elektroien artekoa baino
handiagoa da.
– NH3: N 3 bikote e– ditu konpartituta
eta 1 konpartitu gabe  Lot .Ang.=
107’3º < 109’4º (tetraedrikoa)
– H2O: O-ak 2 e– konpartitua ditu eta
beste 2 konpartitu gabe  Lot. Ang.
= 104’5º < 109’5º (tetraédrico)
Metanoa
(109,4º)
Amoniakoa
(107,3º)
Ura (104,5º)
30
Atomo zentralak lotura bikoitza du.
• Konpartitutako 2 bikoteek egiten duten
aldarapena batek egiten duena baino handiago
da.
• CH2=CH2: C-k bi bikote
122º
ditu konpartituta beste
116º
C-rekin eta bikote bana
122º
bi hidrogeoekin 
– Lot .Ang. H–C=C: 122º > 120º (triangeluarra)
– Lot- Ang. H–C–H: 116º < 120º (triangeluarra)
31
Ariketa B: Azaldu: a) Lewis-en egiturak molekularen forma
geometriako adierazten du?. b) Molekula guztiak egitura bakarrez
adieraz daitezke?. c) Ondoko espezien Lewis-en egiturak adieari: H2O
y NO3– d) Aurreko adierazpen molekularrak justifikatzen dute beraien
egonkortasuna(8 e- azken maila elektronikoan)?
a) Lewis-en egiturak adierazten du zenbat lotura osa daitezkeen,
baina ez du adierazten haien norabidea eta, beraz, geometria.
Orduan, geometria esperimentalki lortu behar da edo
ezagutzen ditugun metodoetara jo: balentzia mailako elektroi
bikoteen aldarapena edo hibridazio teoria.
b) Hasiera batean bai, baina, forma erresonanteak daudenean
molekula berarentzat egitura desberdinak daude.
32
c)
··
··
NO3–
H2O
··
··
H–O–H ;
··
O=N+–O :–  –: O–N+=O  –: O–N+–O:–
·· | ··
·· | ··
·· ||
··
··
··
··
: O :–
: O :–
: O:
··
··
d) Bai, zortzikotearen araua atomo guztietan betetzen dekako,
salbu H-an, honek 2 izango baitu, noski.
33
Molekulen polaritatea.
Momentu dipolarra.
• Lotura kobalente polarrak dituzten molekulek
positiboki eta negatiboki kargatutako atomoak
dituzte.
• Lotura bakoitzak bere momentu dipolarra du
“” .Magnitude bektorial hau, elkartzen diren
atomoen elektronegatibitate diferentzien
menpekoa da. Bere norabidea bi atomoak
elkartzen dituen lerroa da eta norantza atomo
elektropositiboagotik elektronegatiboagora
doana.
34
Momentu dipolarra (jarrai.).
• Molekula osatzen duten loturen momentu
dipolarren   arabera, haiek honela sailka
daitezke :
• Molekula polarrak.   ez da nulua:
– Lotura kobalente bakarreko molekulak : Ad: HCl.
– Molekula angeluarrak , piramidalak, . Ad: H2O,
NH3.
• Molekula apolarrak.   nulua da:
– Lotura apolarrak dituzten molekulak :Ad: H2, Cl2.
– Lotura polarrak dituztenak :  = 0. Ad: CH4, CO2.
35
Momentu dipolarrak.
Geometria molekularra.
CO2
BF3
CH4
H2O
NH3
36
Adibidea: Kontuan izanik taulan agertzen diren
elektronegatibitate balioak, ordenatu txikitik handira ondoko
loturen polaritatea: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl
Elementua
F O
Cl
N
C
S
H
Elektronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F
Adibidea C: Lau elemetu desberdinek A,B,C,D ondoko 37
zenbaki atomikoak dituzte, hurrenez hurrun, 6, 9,13 eta 19.
Ondokoa jakin nahi da:
a) Bakoitzaren balentzia elektroiak.
b) Zein den metala eta zein ez-metala.
c) B elementuak
gainontzekoekin osa ditzakeen konposatuen formula, ordenatuta
ionikoenetik kobalenteenera.
a) A
B
C
D
Z=6
Z=9
Z = 13
Z = 19
2-4
2-7
2-8-3
2-8-8-1
c) DB (ionikoena)
CB3
b) No etal
No metal
Metal
Metal
AB4 (kobalenteena)
38
Balentzi loturaren teoria
• Oinarria : lotura kobalenteak atomo desberdinen
orbitalen gainezarpenez ematen da, orbital erdibeteetan
elektroi bikoteak osatuz. .
• Horrela, 2 atomo H (1s1) bakoitza 1 e– desparekatuarekin
“s” orbitalean, orbital molekularra ostuko lukete, non 2 e–
-ak partekatuko ziren.
• “Kobalentzia”-k elemetu batek osa dezakeen lotura
kobalente kopurua da; beraz, dituen elektroi desparekatu
kopurua.
39
Lotura kobalente bakuna
• Orbital atomikoen arteko gainezarpen bakarra
gertatzen da.Aurrez aurrekoa da eta “” (sigma)
lotura deritzo.
• Izan daitezke:
a) Bi “s” orbitalen artekoa
b) “s” eta “p” orbitalen artekoa
c) B “p” orbitalen artekoa.
© Grupo ANAYA S.A.
Química 2º Bachillerato
40
Lotura kobalente anizkoitza
• Bi atomen orbital atomikoen arteko bi edo hiru
gainzarpen ematen dira.
• Beti dago “” lotura (1 bakarrik).
• Lotura bikoitza bada bigarren gainezarpena alboka
ematen da, “” (pi) lotura.
• Lotura hirukoitzean bat da “” eta bi dira “”.
© Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato
41
Orbital atomikoen hibridazioa.
• Molekulen geometria (angeluak eta distantziak) eta
zenbait elementuren kobalentzia azaltzeko “
hibridazioaren teoria ” asmatu zen.
• Horrela, adibidez C-ak lau lotura osatzen ditu bere
konposatuetan(adib : CH4) horretarako 2s-ko elektroi bat
2p-ra kitzikatu eta ostean energia berdineko lau orbital
osatu 2s eta 2p orbitaletatik.
42
Hibridazioa
• Hibridatzen dira:
– “”loturak osatzen duten orbitalak.
– Partekatu gabeko e– bikoteak.
• Ez dira hibridatzen :
– Bigarren edo hirugarren lotura sortuko duten
orbitalak.
– Orbital atomiko hutsak.
Hibridazio motak
• sp3
– 4 lotura bakun : Adib.: metanoa
– 3 lotura bakun + 1 e– bikote konpartitu gabe.Ad: NH3
– 2 lotura bakun + 2 e– bikote konpartitu gabe. Ad: H2O
• sp2
– 3 lotura bakun. Adib: BF3
– 1 lotura bikoitz + 2 lotura bakun. Adib.: etenoa
• sp
– 2 lotura bakun. Adib.: BeF2
– 2 lotura bikoitz. Adib.: CO2
– 1 lotura hirukoitz eta 1 bakuna. Adib.: etinoa
43
44
Orbital hibrido motak
Adibideak :
Imágenes: © Ed Santillana. Kimika 2. de Batxilergoa
45
Substantzia kobalenteen
propietateak
• Solido kobalenteak
(atomikoak):
•
•
•
•
•
• Subst. molekularrak:
• Molekula soilez osaturik
daude.
Kristal osoan lotura
kobalenteak baino ez daude. . • Fusio eta irakite puntu baxuak
Oso gogorrak eta Fusio puntu (gasak).
altuak.
• Solidoak direnak oso bigunak.
Solidoak dira.
• Disolbatzaile organikoetan
disolbagarriak(apolarrak).
Ez dira ezertan disolbatzen.
• Eroale txarrak.
Eroale oso txarrak.
• Subs. Polarrak disolbagarriak
uretan.
46
Molekulen arteko indarrak
47
• Hidrogeno loturak edo zubiak.
– Beste indar intermolekularrak baino sendoagoa. Bi atomoen artean
hidrogeno zubiak izateko, ondoko baldintzak :
– Atomoen artean elektronegatibitate diferentzia handia. (Beste
atomoa H baino askoz ere elektronegatiboagoa)
– H atomoa txikia bestearen hodei elektronikoan txertatu (horretarako
beste atomoa ere txikia : F , O edo N).
– Substantzia hauen fusio eta irakite puntuak, izan beharko luketenak
baino askoz ere handiagoak.
• Van der Waals indarrak.
– Dipolo-Dipolo indarrak : dipolo iraunkorren artekoak (molekula
polarrak). Ahulak dira.
– Sakabanaketa indarrak: aldiuneko dipoloen artekoak (molekula
apolarrak). Molekula handietan nabarmentzen dira. Ahulak dira.
Izotzaren egitura tetraedrikoa
(Hidrogeno zubiak)
48
49
Lotura metalikoa
•
•
•
•
•
•
Metaletan ematen da.
Nahikoa lotura sendoa da (salbu metal alkalinoak).
Metal atomoak, balentzia elektroi gutxi izanik, ez dute
lotura kobalenterik osatzen.
Balentzia elektroiak atomo guztien artean konpartitzen
dira.
Hodei elektroniko batek inguratzen ditu sorturiko
metalen katioiak, oso era ordenatuan paketaturik eta
koordinazio indize altuko kristalak osatuz (Hodei
elektronikoaren teoria)
Bi eredu daude lotura metalikoa azaltzeko :
– Hodei edo itxaso elektronikoaren teoria
– Banda teoria
50
Substantzia metalikoen
propietateak.
• Harikorrak eta xaflakorrak dira, ez daudelako
norabide jakin bateko loturarik. Egitura aldatzen
bada elektroia berriz orekatzen dute katioien
artean kokatuz, horregatik, distorsia jasatean ez
dira apurtzen, moldatu egiten dira.
• Elektroiak deslekuratuta daude eta erabateko
mugikortasuna dute eta horregatik metalak oso
eroale onak dira..
51
Substantzia metalikoen
propietateak (jarrai.).
• Bero eroale onak dira: atomoak oso konpaktatu egonik
bakoitzak jasatzen dituen bibrazioak erraz transmititzen
dira beste atomoetara..
• Oro har fusio eta irakite puntu altuak dituzte(alkalinoak
ez) sarearen egituraren arabera. Gehienak solidoak dira.
• Distira berezia dute (distira metalikoa): metal atomoek
hurbil dauden maila energetiko asko dute eta ia edozein
uhin luzerako energia zurgatzen dute, berehala igorriz
(islapena eta distira).
53
Ariketa D: Ondoko kuadroa bete, gelazka bakoitzean dagokion
elementu edo konposatuaren formula adieraziz, lotura mota jarriz (K
= kovalente, I = ioniko, M = metaliko) eta egragazio egoera(S =
solido, L = likido, G= gas), adibidean agertu bezala.
Cl
H
Cl Cl2 K G HCl K
H
H2 K
O
Ca
O
Ca
G Cl2O K G CaCl2 I S
G H2O K L CaH2 I S
O2 K G CaO I S
Ca M S