Transcript Lotura energia

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.
8.2.
Van der Waals indarrak.
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
Lotura motak

Interatomikoak:



Intermolekularrak:



Ionikoa.
Kobalente.
Van de Waals indarrak
Hidrogeno zubiak edo loturak.
Metalikoa.
5
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
6
Sare-energia konposatu ionikoetan
(Herret edo U)




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.
Ejemplo: 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..
7
Sare energian ergiten duten faktoreak


Ioien karga zenbat eta handiago, hainbat
handiago “U”.
Adibid.: CaO-ren (Ca2+ y O2–) “U” NaClrena (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.
8
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

9
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.
10
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.
11
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)
12
Kristal-sare ioniko nagusiak

NaCl (kubikoa aldeetan zentratua)


CsCl (kubikoa)


Bi ioien koordinazio-indizea = 6
Bi ioien koordinazio-indizea = 8
CaF2 (Ca2+-rentzat aldeetan zentratua
eta F–-rentzat tetraedrikoa)
 F–-ren koordinazio-indizea = 4

Ca2+-ren koordinazio-indizea = 8
Imágenes: © Ed. Santillana.
Química 2º Bachillerato
F
Ca2+
13
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.
14
Kristal ionikoaren disoluzioa
disolbatzaile polarrean
Kristal ionikoaren disolbagarritasuna
© Grupo ANAYA. Kimika 2. Batxilergoa.
15
Kristal ionikoaren hauskortasuna
presioa
© Grupo ANAYA. Kimika 2. Batxilergoa.
16
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
17
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.
18
Adibid.: Idatzi ondoko espezie kimmikoen Lewis-en
egiturak :CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+.
H

H
CH4
·
··
|
· C · + 4 · H  H ··C ·· H ; H–C–H
·
··
H
H

HCN
H–CN :

H2CO
H–C=O:
|
H

H2SO4
··
NH4+
|
H
|
H–N+H
|
H
··
··
:O:
:O:
·· ··
··

H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
:O:
||
·· ·· ··

:O:
:O:
H–O–S–O–H
··
··
||
:O:
19
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.
20
Erresonantzia




Molekula edo ioi batentzat ez dago
bete Lewis-en egitura bakarra.
Adibidez, karbonato CO32–
ioian karbonoak lotura bikoitza osatu beharko
luke O bateik 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.
21
Resonancia.


Hori azaltzeko suposatzen da lotura e- –ak eta eez 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.
22
Erresonantzia



Los tres enlaces 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.
23
http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope
Ariketa A: Azido nitrikoaren egitura erresonante
desberdinak adierazi.
· ·–
:O
·· + ··
N O H 
··
:O
··
··
:O
+
N
· ·–
:O
··
··
O H
··
edo :
··–
:O
+ ··
N O H
–
··
:O
··
24
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.
25
Molekulen geometria : Balentzia Mailako
Elektroi Bikoteen Aldarapena (jarrai.)




Atomo zentralak
ditu.
Atomo zentralak
hirukoitz bat eta
Atomo zentralak
bikoteak ditu.
Atomo zentralak
elektroi lotzaileak baino ez
lotura bikoitz bi edo
bakun bat ditu.
konpartitu gabeko elektroi
lotura bikoitz bat du.
26
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
Atomo zentralak bi lotura bikoitz ditu
edo bat hirukoitza eta bestea bakuna


Bi elementuri solik elkartzen denez
geometria lerrokatua da.
Adibideak:


Etinoa (azetilenoa)
CO2
28
Atomo zentralak konpartitu
gabeko elektrioi bikoteak ditu.

Konpartitu gabeko e–
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)
29
Atomo zentralak lotura bikoitza du.


Konpartitutako 2 bikoteek egiten duten
aldarapena batek egiten duena baino
handiago da.
122º
CH2=CH2: C-k bi bikote
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)
30
Hautaprobakoa
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)?
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.
a)
31
Ejercicio B:
c)
H2O
NO3–
··
·· ··
·· ··
·· ··
+
–
–
+
–
H–O–H ; O=N –O :  : O–N =O  : O–N+–O:– ··
·· |
··
·· |
··
·· ||
··
–
–
: O:
:O:
: O:
··
··
d) Sí, pues se cumple la regla del octeto para todos los
átomos, exceptuando como es lógico, al H que
únicamente posee un enlace (2 electrones).
32
33
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.
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,
35
CO2.
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
37
Adibidea C: Lau elemetu desberdinek A,B,C,D ondoko 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
Z
Z
Z
=
=
=
=
6
9
13
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.
“Kovalencia”-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
Hibridación (cont).

Se hibridan:



Los orbitales atómicos que van a formar
enlaces “”
Las parejas de e– sin compartir.
No se hibridan:


Los orbitales atómicos que van a formar el
segundo o tercer enlace.
Los orbitales atómicos vacíos.
43
Hibridazio motak

sp3




sp2



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
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
44
Orbital hibrido motak
Adibideak :
Imágenes: © Ed Santillana. Kimika 2. de Batxilergoa
45
Substantzia kobalenteen
propietateak






Solido kobalenteak
(atomikoak):
Kristal osoan lotura
kobalenteak baino ez
daude. .
Oso gogorrak eta Fusio
puntu altuak.
Solidoak dira.
Ez dira ezertan
disolbatzen.
Eroale oso txarrak.







Subst. molekularrak:
Molekula soilez osaturik
daude.
Fusio eta irakite puntu
baxuak (gasak).
Solidoak direnak oso
bigunak.
Disolbatzaile organikoetan
disolbagarriak(apolarrak).
Eroale txarrak.
Subs. Polarrak
disolbagarriak uretan.
46
47
Molekulen arteko indarrak

Hidroeno 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.
48
Ahulak dira.
Izotzaren egitura tetraedrikoa
(Hidrogeno zubiak)
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).
52
Ariketa D: Ondoko kuadroa bete, gelazka bakoitzean
54
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
Cl
H
Cl2 K
H
G
HCl K
H2 K
O
Ca
G Cl2O K G CaCl2 I S
G H2O K L CaH2 I S
O O2 K G CaO I S
Ca
Ca M S