Enllaç covalent
De Viquipèdia
L'enllaç covalent és un tipus d'enllaç quÃmic en què dos à toms comparteixen un o més parells d'electrons. L'atracció resultant de la compartició d'aquests parells d'electrons manté junta la molècula. Els à toms tendeixen a compartir electrons de tal manera que la seva escorça quedi plena. Aquest tipus d'enllaç és més fort que l'enllaç d'hidrogen i similar en força a l'enllaç iònic.
L'enllaç covalent es dóna habitualment entre à toms amb electronegativitat semblant, on cap dels dos à toms té prou energia per a arrencar un electró d'un altre à tom. L'enllaç covalent és més comú entre els à toms de no metalls, mentre l'enllaç iònic és més comú entre dos à toms de metall o entre un à tom de metall i un de no metall.
L'enllaç covalent sol ser més fort que els altres tipus d'enllaç, com ara l'enllaç iònic. A diferència de l'enllaç iònic, en què la força d'atracció elèctrica no direccional manté junts els ions, l'enllaç covalent és altament direccional. És per això que les molècules covalents tendeixen a formar-se en un nombre relativament petit de formes caracterÃstiques, amb els enllaços disposats en uns determinats angles.
Taula de continguts[amaga] |
[edita] Història de l'enllaç covalent
La referència més antiga a la idea d'enllaç covalent la trobem en Gilbert N. Lewis, qiu el 1916 va descriure la compartició de parells d'electrons entre à toms. Va introduir l'anomenada Notació de Lewis, on els electrons de valència (els de l'escorça) són representats per punts entorn dels sÃmbols atòmics. Els parells d'electrons situats entre els à toms representen enllaços covalents. Diversos parells d'electrons representen enllaços múltiples, com ara el doble enllaç o el triple enllaç. A la figura es mostren diversos exemples de notació de Lewis. Es mostra en color blau una forma alternativa, on els electrons enllaçants es representen mitjançant lÃnies.
Tot i que la idea de la compartició de parells d'electrons ofereix una explicació efectiva i qualitativa de l'enllaç covalent, ens cal la mecà nica quà ntica per a entendre la naturalesa d'aquest tipus d'enllaç i predir les estructures i les propietats de molècules simples. Walter Heitler i Fritz London són considerats els primers en obtenir amb èxit una explicació quà ntica de l'enllaç quÃmic, concretament el de la molècula d'hidrogen, el 1927. El seu treball es basa en el model d'enllaç de valència, que assumeix que un enllaç quÃmic es forma quan se superposen els orbitals atòmics dels à toms que participen en l'enllaç.
[edita] Ordre d'un enllaç
L'ordre d'un enllaç és el nombre de parells d'electrons compartits en un enllaç. El tipus més habitual d'enllaç covalent és l'enllaç simple, la compartició d'un parell d'electrons entre dos à toms. Tots els enllaços amb més d'un parell d'electrons compartit són anomenats enllaços covalents múltiples. Aquell enllaç covalent on es comparteixen dos parells d'electrons és anomenat enllaç doble i aquell on es comparteixen tres parells d'electrons és anomenat enllaç triple. Un exemple d'enllaç doble és a l'à cid nitrós (entre N i O) , i un exemple d'enllaç triple és al cianur d'hidrogen (entre C i N.)
L' enllaç covalent quà druple és molt més rar que els simples, dobles i triples. Tant el carboni com el silici poden en teoria formar un enllaç quà druple; tanmateix, les molècules que formen són extremadament inestables. Si ens imaginem els tres orbitals que es comparteixen en un enllaç triple com esquerra, dreta i amunt, el quart orbital ha de fer-se lloc entre aquests tres, cosa que duu a l'inestabilitat. Les molècules de C2 sols poden ser observades observades en el buit, i les molècules de Si2 són encara més inestables. S'observen enllaços quà druples estables entre un element de transició i un metall, o bé entre dos elements de transició, formant compostos organometà l·lics.
S'ha observat l'enllaç sèxtuple, encara més rar, entre elements de transició en estat gasós.
[edita] Ressonà ncia
Algunes estructures poden ser representades per més d'una estructura de Lewis và lida; per exemple, l'ozó, O3. La notació de Lewis ens diu que l'O central formarà un enllaç simple amb un O i un enllaç doble amb l'O restant, però no ens diu pas amb quin O ha d'haver el doble enllaç i amb quin el simple; per tant, tant el primer O com el segon tenen igual probabilitat de formar l'enllaç doble. Les dues estructures de Lewis resultants són anomenades estructures de ressonà ncia. De fet es considera que l'estructura vertadera és un hÃbrid de ressonà ncia entre totes les estructures de ressonà ncia. En l'exemple, en lloc de tenir un enllaç doble i un enllaç simple, hi ha de fet dos enllaços d'ordre 1.5 amb aproximadament tres electrons a cada un.
Un cas especial de ressonà ncia es dóna en els anells aromà tics d'à toms; per exemple en el benzè. Els anells aromà tics són composats per à toms en forma de cercle i enllaçats per enllaços covalents que, segons l'estructura de Lewis, són alternadament simples i dobles. De fet, els electrons tendeixen a distribuir-se uniformement a l'anell d'à toms. En les estructures aromà tiques els electrons es representen freqüentment mitjançant un cercle dins el cercle d'à toms en lloc de lÃnies o punts.
[edita] Teoria actual
En l'actualitat el model d'enllaç de valència ha estat substituït pel model d'orbitals moleculars. En aquest model, a mesura que els à toms s'apropen, els orbitals atòmics interactuen per formar orbitals moleculars hÃbrids. Aquests orbitals moleculars són un hÃbrid dels orbitals atòmics originals i s'estenen entre els dos à toms enllaçats.
Emprant mecà nica quà ntica és possible de calcular l'estructura electrònica, els nivells d'energia, els angles d'enllaç, les distà ncies d'enllaç, els moments dipolars i l'espectre de freqüències de les molècules amb gran precisió. Avui en dia les distà ncies i els angles d'enllaç poden calcular-se amb la mateixa precisió en què poden ser mesurades (les distà ncies fins a uns pocs pm i els enllaços fins a uns pocs graus.) En el cas de molècules petites, els cà lculs d'energia són prou precisos per ser útils per determinar-ne l'entalpia de formació.