Lotura Kimikoa.

Presentación del tema: "Lotura Kimikoa."— Transcripción de la presentación:

1 Lotura Kimikoa

2 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.

3 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

4 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.

5 Lotura motak Interatomikoak: Intermolekularrak: Metalikoa. 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

7 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. 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-indizea = 8 F Ca2+ Imágenes: © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato

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 © Grupo ANAYA. Kimika 2. Batxilergoa.

16 Kristal ionikoaren hauskortasuna
© Grupo ANAYA. Kimika 2. Batxilergoa. presioa

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) = 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+.
H H · ·· | CH4 · C · + 4 · H  H ··C ·· H ; H–C–H · ·· | H H HCN H–CN : H2CO H–C=O: | ·· H ·· ·· :O: :O: ·· ·· ··  H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H ·· ·· ··  :O: :O: ·· ·· H | NH H–N+H | H : O : || H–O–S–O–H || : 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.

24 Ariketa A: Azido nitrikoaren egitura erresonante desberdinak adierazi.
+ N O H : O · · – N O H : O + – · · edo : N O H · · : O – +

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.

27 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

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.
Metanoa (109,4º) 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) 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 ditu konpartituta beste C-rekin eta bikote bana bi hidrogeoekin  Lot .Ang. H–C=C: 122º > 120º (triangeluarra) Lot- Ang. H–C–H: 116º < 120º (triangeluarra) 122º 116º

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)? 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) H2O NO3– ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 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

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 Z = B Z = C Z = D Z = b) No etal No metal Metal c) DB (ionikoena) CB3 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: Ez dira hibridatzen :
“”loturak osatzen duten orbitalak. Partekatu gabeko e– bikoteak. Ez dira hibridatzen : Bigarren edo hirugarren lotura sortuko duten orbitalak. Orbital atomiko hutsak.

43 Hibridazio motak sp3 sp2 sp 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

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
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.

48 Izotzaren egitura tetraedrikoa (Hidrogeno zubiak)

49 Lotura metalikoa Hodei edo itxaso elektronikoaren teoria Banda teoria
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 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 O Ca Cl H CaH2 I S O Ca Cl2 K G HCl K G Cl2O K G CaCl2 I S H2 K G H2O K L O K G CaO I S Ca M S