Enllaç químic
Fins ara hem estudiat únicament com es comporten els àtoms individualment, és a dir, quines són les seves principals característiques físico-químiques i les hem relacionat amb la seva ubicació a la taula periòdica fent ús de la seva configuració electrònica. Ara estudiarem com aquests àtoms són capaços de combinar-se entre ells per a formar entitats químiques superiors, el que coneixem com compostos. Aquests compostos es creen mitjançant la unió de diferents àtoms (del mateix element o no), a les unions els anomenarem enllaços químics i com veurem més endavant en trobarem de diversos tipus.
Pot ser la millor forma d’entendre què és un enllaç sigui fent un estudi energètic de la situació que es produeix quan aproximem dos àtoms.
Visió energètica de l’enllaç químic
A la naturalesa hi ha una premissa que permet explicar innombrables situacions i és la de l’economia energètica, tot sistema tendeix a la situació, estat, de menor energia o el que és el mateix, de major estabilitat. En química els conceptes d’estabilitat i energia van sempre lligats, quanta més energia té un sistema menys estable és, així que tan aviat com pot es desprèn de l’excés d’energia que té per tal d’estabilitzar-se.
L’enllaç químic el podem explicar de la següent manera. Dos àtoms tendeixen a unir-se, formar un enllaç, perquè així assoleixen un estat de major estabilitat (menys energètic), els dos àtoms són més estables junts que separats. Això ho podem explicar si ens fixem en l’estructura de l’àtom. Aquest està format per un nucli molt dens positiu i una escorça electrònica negativa. Suposem que es forma un enllaç entre un àtom A i un àtom B que inicialment estan separats. A mesura que s’aproximen l’un a l’altre els nuclis d’A i de B comencen a atraure al núvol electrònic de l’altre àtom, cosa que fa baixar l’energia del sistema fins estabilitzar-lo. Arriba un moment que aquesta estabilitat és màxima (energia mínima), si els nuclis segueixen aproximant-se, comencen a repel·lir-se i augmenta l’energia del sistema de forma desmesurada. Si representem l’energia del sistema en funció de la distància que separa els dos nuclis s’obté un gràfic com el de la figura. En aquest cas concret es representa la formació d’una molècula d’hidrogen (H2), cal observar que: quan la distància és molt gran l’energia tendeix a zero; quan l’energia és mínima (Eo) tenim l’estat més estable i anomenem a la distància corresponent (ro)
distància d’enllaç; i finalment quan la distància entre els nuclis tendeix a zero l’energia tendeix a infinit (cosa lògica).
De la mateixa manera podem fàcilment interpretar que per a trencar un enllaç, o el que és el mateix, separar els dos àtoms, s’haurà d’aportar al sistema una energia igual a Eo. La informació que es pot obtenir d’aquests diagrames d’energia és impressionant, el seu estudi permet explicar perquè es formen uns enllaços i no uns altres, o perquè hi ha enllaços molt estables (poc reactius) i d’altres molt reactius (poc estables). L’estabilitat d’un enllaç és funció de la profunditat del pou de potencial, és a dir, del valor d’Eo. Un altre aspecte important és que un enllaç químic no té una distància fixa ro, sinó que en realitat es troba vibrant. L’energia de l’enllaç (del sistema) pot ser diferent a Eo, pot prendre valors més grans que Eo de manera que si s’observa el gràfic anterior és fàcil veure que li correspondran dos valors de r, aquests seran la distància màxima i mínima entre els nuclis per a aquell determinat estat de vibració. Als diferents estats de vibració també se’ls coneix com nivells de vibració molecular, aquests al igual que els nivells energètics de l’àtom (els orbitals atòmics) estan quantitzats. Això vol dir que un enllaç únicament vibra entre unes posicions definides i concretes que determina cada estat de vibració, cada Ei1.
1 i pot prendre valors enters des de 1 fins infinit
Eo E ro r Eo E ro r
Cal observar que la diferència d’energia (ΔE) entre dos nivells consecutius disminueix a mesura que anem sortint del pou de potencial, de fet quan ens aproximem als nivells superiors les diferències d’energia són tan petites que es consideren nul·les, aquí el tractament quàntic deixa pas al clàssic (és el que es coneix com principi de superposició). I quina utilitat té que aquests nivells estiguen quantitzats? doncs la utilitat és obvia, al igual que podíem obtenir espectres d’emissió (i absorció) atòmics, també en podrem obtenir de vibració molecular. L’enllaç podrà passar d’un estat de vibració a un altre absorbint o emetent una determinada radiació. Recorda que Planck va establir la relació entre l’energia d’un fotó i la freqüència de la seva radiació associada.
E =hν
Ara, aquesta energia ha de coincidir amb la diferència d’energia entre dos nivells vibracionals. Així en fer l’espectre de vibració d’un determinat compost s’obté el conjunt de freqüències que els enllaços del compost ha absorbit. Aquestes freqüències gairebé sempre cauen dins de l’infraroig (IR).
Aquests espectres són de gran utilitat des del punt de vista analític, ja que permeten identificar compostos, són com l’empremta digital de cada compost.
Espectre d’IR del metà
A cada tipus d’enllaç li correspon una longitud d’ona determinada, de manera que podem anar esbrinant les peces del trencaclosques tot mirant l’absorció d’energia corresponent a cadascuna de les longituds d’ona amb què irradiem la mostra.
A l’annex s’afegeix un llista de les correspondències entre tipus d’enllaç i longitud d’ona d’absorció. La interpretació d’espectres d’infraroig per tal de determinar estructures moleculars cau fora del temari de 1r de batxillerat però no de la selectivitat, per la qual cosa el rpoer curs ho treballarem. Cal però tenir-ho present.
Regla de l’octet
Ja hem justificat energèticament la formació d’un enllaç químic, però ens quedaria una petita qüestió per resoldre, per què s’estabilitzen els àtoms en enllaçar-se? Com recordaràs, la configuració electrònica més estable és la d’un gas noble (ns2 np6) i tots els elements de la taula periòdica s’estabilitzen si l’aconsegueixen d’una manera o d’una altra. Un mètode és formar un enllaç de forma que els àtoms que hi intervenen acaben envoltats de vuit electrons de valència, com un gas noble. Aquesta és l’anomenada regla de l’octet encara que té algunes excepcions, com per exemple:
- l’hidrogen sempre està envoltat de dos electrons (estructura del gas noble següent, l’heli).
- En el BF3 el B tan sols té sis electrons al seu voltant (més endavant ho justificarem).
- En el SF4 el S té deu electrons al seu voltant, ha ampliat l’octet, també ho pot fer el fòsfor en el PCl5 i en general qualsevol element pertanyent al tercer període o superior.
- En el SF6 el S torna a ampliar el seu octet, ara en són 12 els electorns que l’envolten.
Per a entendre un poc millor la regla de l’octet farem servir un exemple, la molècula de metà (CH4). El carboni és un 2s2 2p2 i l’hidrogen un 1s1, per a estabilitzar-los el carboni necessita guanyar quatre electrons i cada un dels quatre hidrògens, un electró.
Analitzem el que ocorre, en primer lloc el carboni és capaç de formar orbitals híbrids sp3 a partir del seu orbital s i dels tres orbitals p, de manera que els electrons es distribueixen un en cadascun dels quatre orbitals híbrids.
Així doncs, podem combinar cada un dels quatre orbitals híbrids sp3 que contenen un electró amb els orbitals 1s de cada àtom d’hidrogen. El resultat són quatre enllaços simples que contenen dos electrons cada un, els quals són compartits pels dos àtoms implicats en l’enllaç. Això implica una estabilització del carboni al tenir vuit electrons al seu voltant (octet complet) i una estabilització dels quatre àtoms d’hidrogen, que també han aconseguit estructura de gas noble, en aquest cas l’heli.
Estructures de Lewis
El químic G. N. Lewis va proposar un mètode per a representar la formació dels enllaços basant-se en la regla de l’octet. Consisteix en representar cada àtom amb el seu símbol i al seu voltant els electrons de valència simbolitzats com a punts, aquests electrons s’agrupen de dos en dos sempre i quan es troben en el mateix orbital atòmic (emparellats), de lo contrari es representen individualment.
Quan s’enllacen diferents àtoms es representa l’enllaç com un parell de punts entre els dos símbols, així el metà de l’exemple anterior:
4
+
Aquestes representacions permeten interpretar molts possibles enllaços, únicament necessitem dos àtoms que tinguin algun electró desemparellat.
A + B → A:B ó A-B
Encara que això no és del tot precís, alguns àtoms que tinguin dos electrons desemparellats en dos orbitals diferents (com l’oxigen) els poden agrupar en un únic orbital per a que l’altre quedi buit per a albergar un parell d’electrons d’un altre àtom:
:O → :O + Mg: → :O:Mg ó O-Mg
Als parells d’electrons d’un àtom que no es veuen alterats per la formació d’un enllaç se’ls anomena parells solitaris. Si observem la molècula d’aigua podem veure com en té dos:
parells solitaris
Orbitals i geometria molecular
Un aspecte que no considerava inicialment Lewis era la geometria de la molècula, però les seves estructures són perfectament vàlides si tenim en compte les seves notacions. La geometria de la molècula és de gran importància ja que ens permet predir el comportament químic d’una substància. Aquesta geometria ve
predeterminada pels orbitals atòmics que es fiquen en joc en formar-se la molècula, en particular estudiarem la geometria resultant de l’acció dels orbitals híbrids sp, sp2 i sp3 per la seva gran importància en química orgànica2. Recordem doncs en primera instància com es formen aquests orbitals híbrids:
Orbitals sp .- es formen a partir de la combinació d’un orbital s i un dels tres orbitals p. La seva geometria és lineal.
Orbitals sp2 .- es formen a partir de la combinació d’un orbital s i dos dels tres orbitals p. La seva geometria és plana.
Orbitals sp3 .- es formen a partir de la combinació d’un orbital s i els tres orbitals p. La seva geometria es tetraèdrica.
Aquests orbitals híbrids els formen generalment àtoms com el carboni, el nitrogen, l’oxigen, el silici, el fòsfor o el sofre. Començarem estudiant el metà, aquesta molècula és tetraèdrica, cosa que fàcilment pots deduir si combines els quatre orbitals sp3 del carboni amb els orbitals s dels quatre àtoms d’hidrogen. Si canviem un dels quatre hidrògens per un altre àtom la geometria deixarà de ser tetraèdrica, ja que la molècula perdrà simetria.
El mateix passarà si en lloc de tindre quatre substituents l’àtom central, tan sols en té tres i el lloc del quart l’ocupa un parell solitari d’electrons, com és el cas de l’amoníac.
Si l’àtom central té dos parells d’electrons solitaris, com l’aigua, la geometria de la molècula deixarà de ser tridimensional (tres punts defineixen un pla) i passarà a ser plana angular. L’angle que formaran els dos enllaços existents dependrà
del tipus d’àtoms enllaçats i lògicament de les repulsions electrostàtiques que generen els parells solitaris.
En el cas que tinguem enllaços formats per àtoms amb hibridació sp2 ens apareixerà un nou tipus d’enllaç, l’enllaç doble. Un àtom amb hibridació sp2 serà capaç de formar fins a tres enllaços simples (com els que hem vist fins ara) i un enllaç doble. Els enllaços simples els formarà combinant els tres orbitals híbrids sp2 amb altres àtoms, i l’enllaç doble el formarà amb l’orbital p que no ha format part de la hibridació i un altre orbital p d’un altre àtom que es trobi en les mateixes
condicions que el primer, és a dir que també tingui hibridació sp2. Per a entendre-ho millor estudiarem la molècula d’etè (CH2CH2).
Com pots veure en la figura anterior els dos carbonis formen d’una banda un enllaç simple al aportar cadascun d’ells un electró d’un orbital sp2 i a més en formen un altre (el doble) al combinar els dos electrons que tenen als seus respectius orbitals pz (cada àtom té un electró). Aquest enllaç es forma tant per dalt com per baix del pla format per la molècula (ja te n’hauràs adonat que és plana...), de manera que la zona de l’espai on podem trobar aquell parell d’electrons és realment àmplia. Això fa que els enllaços formats amb orbitals p siguin més dèbils que els simples, o dit d’una altra manera, són menys estables.
El mateix tractament podem donar a l’estudi dels orbitals sp, un àtom amb aquesta hibridació podrà formar un total de quatre enllaços (sempre i quan no tingui parells solitaris, s’entén), dos simples i dos amb els orbitals p que no han format part de la hibridació. Al conjunt d’aquests dos enllaços amb orbitals p i l’enllaç simple amb orbitals sp se l’anomena enllaç triple. Com a exemple ficarem la
molècula d’acetilè (CHCH). Com pots veure, l’estabilitat d’aquest
enllaç triple serà semblant a la de l’enllaç doble. D’altra banda cal dir que la geometria d’aquests compostos formats a partir d’orbitals híbrids sp serà lineal. Deixant de banda els compostos formats a partir de combinació d’orbitals híbrids acabarem aquest petit resum de geometria molecular amb un comentari sobre els àtoms capaços d’expandir l’octet, com ara el fòsfor o el sofre. El primer és capaç de formar orbitals híbrids fent participar de l’a hibridació a un orbital d, mentre que el sofre en pot fer participar dos. A la figura es mostren la forma d’aquests orbitals híbrids i com donen lloc a compostos com ara el PCl5 o el SF6.
Efecte de l’electronegativitat
Com recordaràs, l’electronegativitat és aquella propietat periòdica dels àtoms segons la qual tenien més o menys facilitat per a atraure els electrons d’un enllaç. Augmenta en pujar en una família i en avançar en un període. L’electronegativitat pren valors des de 0,79 fins a 4,00, corresponent el primer valor a l’element menys electronegatiu (el Cs) i el segon al més electronegatiu (el F).
Fins ara hem considerat l’enllaç químic com la compartició d’un parell d’electrons per part de dos àtoms per tal d’assolir un estat energètic més estable. Aquest parell d’electrons compartit l’hem considerat compartit per igual, com si diguéssim al 50%, però això només ocorre si els dos àtoms que intervenen en l’enllaç són idèntics.
En el cas que l’enllaç estigui format per àtoms diferents, el parell d’electrons de l’enllaç estarà situat més a prop de l’àtom més electronegatiu, és a dir, la zona de l’espai on la probabilitat de trobar aquells electrons és màxima no serà simètrica respecte els dos nuclis, sinó que estarà deformada cap al més electronegatiu. Direm que l’enllaç està polaritzat, això implicarà l’aparició d’un cert excés de càrrega negativa (δ-) sobre l’àtom més electronegatiu i un cert excés de càrrega positiva (δ+) sobre el menys electronegatiu.
Si la diferència d’electronegativitats entre tots dos és suficientment gran (ΔEN > 2,0), l’àtom més electronegatiu captura totalment el parell d’electrons, llavors aquest es converteix en un anió i el menys electronegatiu en un catió. L’enllaç deixa de ser per compartició d’electrons i passa a ser per atracció electrostàtica. Quan l’enllaç té un cert grau de compartició d’electrons per part dels dos àtoms involucrats (cas 1 i 2) direm que l’enllaç és covalent i si per contra aquesta compartició és pràcticament nul·la (cas 3) direm que l’enllaç és iònic. Dins dels enllaços covalents farem una distinció entre el pur o apolar (format per àtoms iguals, cas 1) i el polar (format per àtoms diferents, cas 2).
Respecte al tipus de compostos formats mitjançant uns enllaços o uns altres cal deixar clar el següent: aquells compostos formats mitjançant enllaços covalents
s’anomenen compostos moleculars o molècules, mentre que aquells formats mitjançant enllaços iònics s’anomenen compostos iònics o cristalls iònics.
Les molècules tenen una estructura i mida diferent, mentre que els cristalls iònics tan sols tenen estructura definida, no tenen una mida concreta, ja que són un agregat ordenat d’entitats mínimes que els donen nom (NaCl p.ex.), resumint:
Enllaç ΔEN Compost
format
Estructura mida
covalent < 2,0 molècula definida definida
iònic > 2,0 cristall iònic definida indefinida
Enllaç iònic
Com el seu propi nom indica està format per ions, aquests són el resultat de que l’àtom més electronegatiu capturi totalment el parell d’electrons de l’enllaç, el resultat és que guanya un electró (q-) mentre que l’altre àtom, el menys electronegatiu, el perd quedant-se amb càrrega positiva. Quins àtoms formaran habitualment enllaços iònics? doncs aquells que tinguin una electroafinitat (EA) molt elevada amb aquells que tinguin un potencial d’ionització (PI) molt gran. Recorda que electroafinitats molt grans comporten electronegativitats molt grans i que potencials d’ionització grans comporten electronegatives baixes, de manera que la ΔEN d’aquests àtoms serà > 2,0. Els àtoms que compleixen això són d’una banda els halògens i d’altra banda els alcalins i alcalino-terris, formant les anomenades sals binàries (NaCl, LiF, KBr;...). Però no són els únics, altres compostos també formen cristalls iònics, com ara alguns òxids de metalls alcalins i alcalino-terris (Li2O, CaO,...), les sals ternàries (CaSO4, KClO3, K2Cr2O7,...) i alguns hidròxids (NaOH, KOH,...).
Els cristalls iònics es formen a base de combinar d’una manera ordenada els cations i anions corresponents de forma que la càrrega final de tot el cristall sigui neutra. Lògicament un catió s’envoltarà d’un determinat nombre d’anions, i al mateix temps s’envoltarà de cations. Al nombre de cations que envolten un anió se’l coneix com nombre de coordinació de l’anió, de la mateixa manera podem definir el nombre de coordinació d’un catió. Però com s’ordenen els cations i anions? En primer lloc, com que el cristall ha de donar estabilitat al sistema, el nombre de forces atractives ha de ser superior al nombre de forces repulsives, és a dir, els cations i anions estaran en contacte directe, evitant al màxim que dos cations o dos
anions estiguin junts. D’altra banda s’ha de tindre en compte la mida dels ions involucrats, aquests s’agruparan deixant el mínim de buits possibles. Amb tot això podem trobar diferents estructures iòniques, ficarem com a exemple les quatres següents. Es representa la cel·la unitat, aquesta és la unitat estructural mínima d’un cristall iònic, ens dóna informació tant de l’estructura com dels nombres de coordinació, com de la fórmula estequiomètrica del compost (sumant el nombre d’ions que hi ha a la cel·la unitat).
Xarxa del NaCl.- empaquetament cúbic centrat a les cares
Anions clorur = [8 (vèrtex) x 1/8] + [6 (centre cara) x ½] = 4 Cations sodi = [12 (centre aresta) x ¼] + [1 (centre cel·la)] = 4
Fórmula estequiomètrica = Na4Cl4 →NaCl
Xarxa del CsCl.- empaquetament cúbic centrat al cos
Anions clorur = 8 (vèrtex) x 1/8 = 1 Cations cesi = 1 (centre cel·la) = 1
Fórmula estequiomètrica = CsCl
Xarxa de l’esfalerita o blenda de zinc.- empaquetament cúbic centrat a les cares dels anions sulfur i els cations calci ocupant la meitat dels forats tetraèdrics
Anions sulfur = [8 (vèrtex) x 1/8] + [6 (centre cara) x ½] = 4 Cations zinc = 4 (forats tetraèdrics) = 4
Si substituïm tots els àtoms per carboni tenim l’estructura del diamant.
L’estabilitat de qualsevol cristall iònic ve donada per la seva energia de xarxa o reticular. Si recordes el principi del tema, dèiem que l’energia necessària per a trencar un enllaç era Eo (el fons del pou de potencial), ara com que el que tenim és un cristall iònic amb molts enllaços, l’energia necessària serà la suma de totes aquestes Eo, cosa realment difícil de calcular. Però també sabem que aquesta energia és igual a la de formació del compost (però de signe contrari). Al formar el compost el sistema s’estabilitza, perd energia, doncs si som capaços de mesurar-la podrem calcular l’energia que busquem. Aquesta és l’energia de xarxa o reticular (U). Es defineix com l’energia despresa al formar un mol de cristall iònic a partir dels corresponents ions en estat gasós. Aquesta energia reticular sempre és negativa, així podem explicar que hi hagi compostos que al dissoldre’s (es trenquen tot els enllaços iònics) refreden la dissolució, perquè necessiten prendre energia tèrmica per a sortir del pou de potencial. En canvi d’altres com el NaOH al dissoldre’s desprenen energia, sabries explicar-ho?3.
Enllaç covalent
L’enllaç covalent es caracteritza per la compartició dels dos electrons de l’enllaç. En funció de si es tracte un enllaç format per dos àtoms iguals (electronegativitats iguals) o diferents (electronegativitats diferents) tindrem un enllaç covalent pur o apolar o un enllaç covalent polar. La formació dels enllaços covalents s’explica mitjançant la teoria del orbitals moleculars (TOM). Aquesta teoria està basada en la teoria de l’enllaç de valència (que és el model energètic que hem estudiat fins ara) però millorada. La teoria dels orbitals moleculars considera l’enllaç covalent com la formació d’un nou orbital a partir dels orbitals atòmics dels àtoms involucrats en l’enllaç. Aquest nou orbital serà tant més estable quant més gran sigui el solapament entre els orbitals atòmics inicials. En la figura de la pàgina següent es
mostren tres possibles situacions de solapament de dos orbitals atòmics de tipus p. La primera donarà lloc a l’orbital molecular més estable (enllaç més fort), mentre que la tercera donarà lloc al menys estable (enllaç més dèbil). Fixat que aquest tercer solapament és el que es produeix entre els orbitals p dels àtoms de carboni de l’acetilè per a formar l’enllaç triple.
Per a formar-se l’enllaç s’han d’emparellar dos electrons, aquests per a ocupar el mateix orbital han de tindre spin oposat (com recordaràs del primer tema), així que si representem el solapament dels orbitals atòmics en un diagrama d’energies obtenim el següent: _____________ o. m. antienllaçant _____________ _____________ o. atòmic o. atòmic ______________ o.m. enllaçant
Sempre que combinem dos orbitals s’obtenen dos orbitals nous, en aquest cas si combinem dos orbitals atòmics obtenim dos orbitals moleculars. Un d’ells més estable que els inicials, l’anomenarem orbital molecular enllaçant, i un altre més energètic anomenat orbital molecular antienllaçant, aquest es representa habitualment amb un asterisc (*). Els electrons que inicialment estaven en els orbitals atòmics es situen en l’orbital molecular enllaçant, de manera que l’energia del sistema es rebaixa, s’estabilitza.
Si l’orbital molecular creat es troba situat entre els nuclis dels àtoms implicats direm que és un orbital molecular de tipus σ (sigma), l’antienllaçant serà σ*, i si no es troba en aquesta direcció direm que és tracta d’un orbital molecular de tipus π (l’antienllaçant serà π*). Així si recordem l’estructura d’orbitals de l’etè (pag 6) podem dir que entre els dos carbonis es formen dos tipus d’enllaços covalents, un σ de la combinació de dos orbitals sp2 i un
π de la combinació de dos orbitals pz. Entre els carbonis i els hidrògens es formen enllaços de tipus σ de la combinació d’un orbital sp2 i l’orbital s de l’hidrogen.
La teoria d’orbitals moleculars permet explicar amb facilitat que es puguin formar enllaços covalents entre dos àtoms sense que sigui necessari que un d’ells aporti
cap electró, és el que s’anomena enllaç covalent coordinat. El diagrama d’energies seria: _____________ o. m. antienllaçant _____________ _____________ o. atòmic o. atòmic ______________ o.m. enllaçant
Un àtom aporta un orbital atòmic i els dos electrons i l’altre l’orbital atòmic que necessitem per a formar l’orbital molecular enllaçant. Així doncs, no hem de perdre de vista la reactivitat dels parells d’electrons solitaris d’alguns àtoms com ara l’oxigen i el nitrogen.
Pel que fa a l’efecte de l’electronegativitat hem de prestar especial atenció als enllaços covalents polars, com hem dit, aquests fan aparèixer sobre els àtoms implicats una certa càrrega positiva i negativa, de manera que l’enllaç queda polaritzat, apareix un moment dipolar que quantifica aquesta polarització. Aquesta polarització pot arribar a nivell molecular en funció de la geometria de la molècula. Així el CCl4 és una molècula apolar encara que l’enllaç C-Cl és polar, però en canvi el cloroform, CHCl3, sí que és polar. Una molècula polar és capaç d’orientar-se d’una manera determinada sota l’acció d’un camp magnètic extern, actua com un dipol, com un iman. La polaritat és tremendament important en química, ja que permet explicar per què una sal es dissol en un dissolvent polar i no en un d’apolar, per exemple.
Aprofitarem que estem estudiant l’enllaç covalent i els efectes de l’electronegativitat per introduir dos conceptes molt útils en química orgànica, l’electrofilia i la nucleofilia4.
Electrofilia.- és la manca de densitat electrònica que presenta un àtom en una molècula al estar enllaçat amb àtoms molt més electronegatius que ell.
Nucleofilia.- és l’excés de densitat electrònica provocada en un àtom pel fet d’estar envoltat d’àtoms menys electronegatius.
Així el carboni del grup àcid de qualsevol àcid carboxílic és un centre electrofílic a l’estar enllaçat a dos oxígens.
En canvi l’oxigen d’un alcohol o el nitrogen d’una amina són centres nucleòfils.
R-OH R-NH2
Això implica que un nucleòfil (amb excés de càrrega) ataqui un centre electròfil (amb manca de densitat electrònica) provocant una reacció química. Aquests dos conceptes permeten explicar un gran nombre de reaccions en química orgànica.
Enllaç metàl·lic
Aquest és un tipus d’enllaç especial, diferent als estudiats fins ara i que es dóna entre els àtoms d’un mateix element dels anomenats metàl·lics. En aquest enllaç els diferents nuclis s’acoblen formant una estructura semblant a les estudiades en l’enllaç iònic, aportant cadascun d’ells els seus electrons de valència a un núvol electrònic que envolta tota l’estructura.
Ens podem imaginar una estructura formada pels nuclis positius dels àtoms i estabilitzada per un “orbital gegant” que conté tots els electrons de valència. Aquests electrons es poden moure lliurement per tota aquesta zona de l’espai. Aquest orbital gegant s’ha format per la combinació de tots els orbitals atòmics que contenien inicialment als electrons de valència.
En realitat es formen tants orbitals com orbitals atòmics es combinen, així si tenim N àtoms amb electrons en un orbital s i en els tres orbitals p, apareixeran dos bandes energètiques amb N orbitals la primera i 3N la segona. En la primera caben 2N electrons i en la segona 6N. Una banda energètica és un conjunt d’orbitals separats per diferències d’energia tant petites que es consideren inapreciables, de manera que dins de la banda no sembla que hi hagi quantització.
Aquest model (teoria de bandes) permet explicar la conductivitat electrònica dels metalls. Aquell metall que té la seva banda de valència completa no deixa cap tipus de mobilitat als seus electrons, per la qual cosa es converteix en un aïllant. En canvi si la banda de valència està semicompleta o senzillament la banda superior (de conducció) està buida, els electrons es poden moure amb gran facilitat per tot el metall, rebent aquest el nom de conductor. Entre tots dos casos tenim el cas d’aquells metalls en els quals la separació entre la banda de valència i la de conducció és petita, llavors amb l’aportació d’una petita quantitat d’energia es promocionen electrons a la banda de conducció i el metall és capaç de conduir l’electricitat, aquest tipus de metalls són anomenats semiconductors.
Banda de conducció
Banda de valència
conductor semiconductor aïllant
Enllaços intermoleculars
Fins ara només hem tractat enllaços químics entre àtoms per formar entitats químiques superiors com ara molècules, cristalls iònics o sòlids metàl·lics, però hi ha uns altres tipus d’enllaços capaços d’estabilitzar un sistema químic, són els anomenats enllaços intermoleculars. Aquests apareixen entre àtoms de diferents molècules principalment, tot i que es poden presentar dins d’una mateixa molècula, són enllaços més dèbils que els
En
e
r
gi
estudiats fins el moment, però suficientment forts com perquè l’aigua sigui líquida a temperatura ambient per exemple.
Aquest tipus d’enllaç esdevé com a conseqüència de la polarització de la majoria d’enllaços covalents, els polars, que són els formats per àtoms diferents com recordaràs. En un enllaç covalent polar l’àtom més electronegatiu és capaç d’atraure l’àtom menys electronegatiu d’una altra molècula veïna, formant-se una espècie d’enllaç electrostàtic. S’anomena atracció dipol-dipol5, perquè cada molècula es comporta com un petit dipol.
De vegades aquestes forces d’atracció també apareixen en molècules apolars, això s’explica perquè prèviament alguna força externa a creat un dipol induït en una molècula i aquesta indueix l’aparició d’un dipol en la molècula veïna, i així successivament.
Un cas particular de la formació de dipols és quan aquest està format per l’hidrogen i un àtom molt electronegatiu com ara el fluor, l’oxigen o el nitrogen. Ara l’hidrogen és molt electropositiu i és atret amb gran facilitat pel
parell solitari d’electrons de qualsevol altre àtom d’oxigen o nitrogen. Aquest tipus d’enllaç tan característic s’anomena pont d’hidrogen i el trobem a l’aigua o en l’estructura secundària i terciària de les proteïnes per exemple. A la imatge de la dreta es mostra un exemple de ponts d’hidrogen en l’estructura de la cel·lulosa.
Les bases nitrogenades del DNA també s’uneixen d’aquesta manera, ara pots entendre perquè l’adenina s’uneix a la timina i perquè la guanina ho fa a la citosina.
