Què passa amb els electrons compartits quan els àtoms no són iguals?

Als enllaços covalents, els electrons que participen en l'enllaç estan compartits, és a dir, estan sota la influència de dos nuclis. És obvi que quan els dos àtoms son iguals (com a les molècules de Cl₂ o O₂) els electrons es comparteixen de forma igualitària i la densitat electrònica de la molècula és simètrica.

 

Diagrama de densitat electrònica d'un enllaç covalent simètric (font)

Però, què passa quan els dos àtoms són distints i la seva afinitat electrònica és diferent? Doncs els electrons són atrets més fortament pel nucli del àtom més electronegatiu, de forma que la densitat electrònica serà major al voltant d'aquest nucli.

 

Diagrama de densitat electrònica dún enllaç covalent polar (HF, font)

La distribució desigual d'electrons en una molècula d'aquest tipus fa que apareixen càrregues parcials. No estem parlant d'una càrrega pròpiament dita, sinó d'una manca o excés de càrrega menut en parts de la molècula.

La densitat electrònica no simètrica d'aquests enllaços proporciona polaritat a la molècula. La polaritat permet interaccions electrostàtiques febles que fan que les propietats de substàncies polars siguen diferents de les no polars (per exemple, tenen major punt de fusió per aquestes interaccions). Quan major és la diferència en electronegativitat dels àtoms, aquestes característiques s'aproximen a les de les substàncies iòniques. Existeix una gradació entre enllaç iònic i covalent, de manera que s'ha establert un límit, més o menys arbitrari, per determinar si un enllaç és d'un tipus o de l'altre. Aquest límit ve donat pel percentatge de caràcter iònic de l'enllaç (80%) o per diferencia d'electronegativitat dels àtoms constituents (2,5).  

Cal tenir en compte que si una molècula té més d'un enllaç polar, es poden orientar de manera que la polaritat total de la molècula siga nul·la.

La geometria lineal del CO2 i tetraèdrica del CH4 anul·la la polaritat molecular, encara que els enllaços individuals són polars (font)

En què es diferencien el diamant i el grafit?

Pot ser ja sabeu que el diamant i el grafit tenen la mateixa composició: ambdues són formes al·lotròpiques de carboni. Probablement també coneixeu les diferències obvies: el grafit s'usa per escriure i el diamant en joies. Però sabeu quines són les diferencies a nivell atòmic?

El grafit està format per una estructura laminar en la que els àtoms es distribueixen de forma hexagonal. Cada àtom de carboni està enllaçant amb 3 àtoms formant un triangle. Aquesta estructura fa que el material es puga dividir en làmines i, per això, és un bon material per a escriure. A més a més, la disposició dels orbitals atòmics del carboni en el grafit permet la mobilitat electrònica i, per tant, la conductivitat elèctrica.

Estructura laminar del grafit (font)

El diamant cristal·litza formant xarxes tridimensionals d'àtoms de carboni en un sistema cúbic. Cada àtom de carboni està enllaçant amb quatre àtoms que formen els vèrtexs d'un tetraedre. Aquesta és una estructura molt estable i fa que el diamant siga el mineral més dur que existeix en la naturalesa (nivell 10 a l'escala de Mohs). L'estabilitat també és patent en altres característiques ja que el diamant és insoluble, inert i no condueix electricitat.

Animació que mostra la xarxa cúbica del diamant (font)

Electrons al pati de l'escola (l'enllaç metàl·lic)

Com hem estat veient en altres posts d'aquest bloc, algunes característiques de les substàncies es poden explicar amb el tipus d'enllaç. La conductivitat elèctrica dels metalls és una d'aquestes característiques.

Els àtoms de substàncies metàl·liques tenen deficiència electrònica a la seua capa de valència, es a dir, tenen pocs electrons. A més a més, aquests electrons no són atrets pel nucli amb massa eficiència degut als electrons més interns que bloquegen la càrrega del nucli. 

Per afavorir la interacció entre àtoms metàl·lics, aquests es distribueixen en una xarxa geomètrica i es desprenen dels seus electrons de valència. Açò els converteix en cations formals, però no cedeixen els electrons a altres àtoms, sinó que aquests són compartits per tots els àtoms de la xarxa.

Representaciò d'àtoms metàl·lics amb electons lliures (font)

D'aquesta manera, els àtoms encara tenen els seus electrons sense cedir-los, però no pertanyen a cap àtom en particular i poden moure's lliurement dins la xarxa. Aquesta llibertat de moviment permet que els electrons reaccionen quan una càrrega elèctrica es aplicada a un objecte metàl·lic. Quan açò ocurreix, els electons es mouen i condueixen l'electricitat.

Solubilitat i altres contes

Se n'haveu adonat que la sal de cuina es fàcilment soluble en aigua, però que si intentes dissoldre arena de platja (un silicat cristal·lí que pot semblar una sal) mai es dissol?

Encara que pareixen similars, aquestes dues substàncies presenten una diferència essencial. Endevineu? Correcte! El seu tipus d'enllaç.

La sal comú (NaCl) te un enllaç iònic. Els àtoms de sodi (Na) tenen tendència a perdre un electró i quedar ionitzats positivament formant cations (Na⁺), mentre que els àtoms de clor (Cl) tendeixen a guanyar electrons formant anions (Cl^-). Una vegada ionitzats, els àtoms suporten una càrrega electrònica no neutra que els desestabilitza. Per tant s'ordenen en xarxes cristal·lines de càrrega neta neutra molt estable.

 

Xarxa cristal·lina del NaCl, els ions Na(+) estan representats en lila i els Cl(-) en verd (font)

Donat que els àtoms en una xarxa iònica no comparteixen electrons i es mantenen units per interaccions electrostàtiques, si existeix una altra interacció que estabilitzi les càrregues dels ions, aquest es poden separar de la xarxa.

Les molècules d'aigua presenten una elevada polaritat (distribució de càrregues desigual). Individualment no contenen suficient càrrega per estabilitzar un ió, però si es distribueixen suficients molècules d'aigua, aquestes poden compensar la càrrega completa dels ions. El conjunt de molècules d'aigua al voltant d'un ió s'anomena esfera de solvatació.

 

Esfera de solvatació d'aigua al voltant d'un catió de sodi (font)

La capacitat de l'aigua per estabilitzar càrregues fa que els sòlids iònics siguin fàcilment solubles en aigua i altres solvents polars.

Per altra banda, les xarxes covalents dels silicats (arena de platja) son molt més estables i no poden ser trencades mitjançant interaccions electrostàtiques.

Estructura cristal·lina del diòxid de silici, també conegut com a quars (font)

Per què els àtoms s'enllacen (la regla de l'octet)

A l'univers tot tendeix a una mínima energia per tindre una major estabilitat. Sembla una mica contradictori que els àtoms "decideixen" acoblar-se entre si per formar molècules, ja que mantenir aquesta unió ha de suposar una mica d'esforç (energia). Açò vol dir que ha d'existir una certa estabilització quan dos àtoms s'enllacen.

Molècula d'aigua (font)

Històricament, científics tractaren d'explicar aquesta estabilització mitjançant interaccions electrostàtiques entre els protons i electrons dels àtoms implicats. Encara que aquesta interacció dóna crèdit a part d'aquesta energia d'estabilització, quan es realitzaven càlculs precisos, l'enllaç no sortia energèticament favorable. Al 1916, el fisicoquímic nord-americà Gilbert Newton Lewis va adonar-se de que els gasos nobles no formaven enllaços i que, quan els àtoms formen molècules, els electrons implicats (bé sigui per cessió, captura o compartició) es distribueixen en una configuració electrònica equivalent a la dels gasos nobles. Aquesta configuració conté huit electrons a la capa de valència, fent que els orbitals atòmics més externs estiguin plens quan l'àtom està en repòs i aconseguint una estabilitat addicional. Aquest fenomen es coneix amb el nom de la regla de l'octet i, conjuntament amb les interaccions electrostàtiques mencionades abans, expliquen la formació dels enllaços amb un balanç energètic favorable. 

Formació d'una molècula de NaF amb la visualització dels octets (font)

Propietats distintes, enllaços distints

Pot ser no es hageu parat a pensar-ho, però de segur que es haveu adonat de que no totes les substàncies són iguals o es comporten de la mateixa manera. Poden ser sòlides, líquides o gasoses, dures o blanes, solubles o no... Moltes d'aquestes característiques venen determinades pel tipus d'enllaç que existeix entre els àtoms que les componen.

Les substàncies que comunament es coneixen com a metalls estan formades mitjançant enllaç metàl·lic. Si penseu en metalls (ferro, coure, or, plata...) tots comparteixen trets que son propis d'aquests materials: son durs i resistents (no es trenquen amb facilitat), es pot canviar la seva forma mitjançant força física (son dúctils) i condueixen tant l'electricitat com el calor. Totes aquestes característiques tenen explicació a nivell atòmic i que veurem en altes entrades de bitàcola.

Coure (font)

L'enllaç iònic està representat per les substàncies que coneixem com sals (no únicament la que utilitzem en la cuina, sinó també les anomenades sals minerals). També aquest grup comparteix una mateixa descripció: son substàncies cristal·lines, molt dures però fràgils, amb elevat punt de fusió, solubles en aigua i altres dissolvents polars i condueixen l'electricitat quan estan dissoltes o en estat líquid. Com en el cas anterior, aquestes característiques poden explicar-se per la seva naturalesa iònica. 

Sal de roca (font)

Les substàncies amb enllaços covalents son molt més variades ja que poden formar-se molècules molt més grans i complexes. Si tenim en compte els compostos amb pocs àtoms per molècula, tots tenen baix punt de fusió (la majoria son gasos a temperatura ambient) i no solubles en aigua. Existeixen les substàncies covalents no moleculars, formades per xarxes contínues d'enllaços (diamant, silicats...) que poden parèixer sals, però que no son solubles en cap dissolvent, son més dures i mai condueixen l'electricitat.

Diamant (font)

Veurem en altres publicacions explicacions d'algunes d'aquestes característiques, com i per què es relacionen amb el tipus d'enllaç.