Química · 2n de Batxillerat · PAU

Lewis, RPECV, polaritat i forces intermoleculars

Com es dibuixa una estructura de Lewis amb enllaços múltiples, quina forma pren la molècula, quan és polar i quines forces hi ha entre molècules. I com fer-ho servir per justificar punts d’ebullició, estats i solubilitats a la PAU. Llegeix i juga amb cada figura.

17 min de lectura
7 figures interactives
3 exercicis resolts

llegeix i juga!

Per explicar les propietats d’una substància molecular, seguiràs aquesta cadena:

Electrons de valència → estructura de Lewis → geometria → polaritat → forces intermoleculars → propietats.

Cada pas et dona informació per al següent:

Lewis indica com s’uneixen els àtoms i on hi ha parells d’electrons no enllaçants.
La RPECV permet deduir la forma de la molècula a partir d’aquests enllaços i parells.
La geometria i l’electronegativitat permeten decidir si la molècula és polar.
Les forces entre molècules ajuden a explicar el punt d’ebullició, la solubilitat i l’estat físic.

La idea central és aquesta: no n’hi ha prou de saber quins enllaços té una molècula; també has de saber com estan orientats.

Abans de començar…

Mateixa fórmula: per què un és líquid i l’altre, gas?

L’etanol i el dimetil èter tenen exactament els mateixos àtoms: C₂H₆O, 46 g/mol. Però a temperatura ambient l’etanol és líquid, i el dimetil èter és un gas que bull a −25 °C.

La diferència no és la massa ni els àtoms: és com estan units. L’estructura de Lewis decideix la forma; la forma, si la molècula és polar; i tot plegat, quines forces hi ha entre molècules. Aquesta cadena és el que treballaràs en aquest tema.

Mira el vídeo i després escalfa els gots: compara l’aigua amb el metà, i l’etanol amb el metoximetà, un altre nom del dimetil èter.

Mira-ho en 40 segons

Ara prova-ho tu:

Punts de fusió i d’ebullició reals a 1 atm. Les molècules estan dibuixades en pla i molt ampliades.

Estructures de Lewis amb enllaços múltiples i ions

Una estructura de Lewis representa els electrons de valència:

Una ratlla entre dos àtoms representa un parell d’electrons compartit.
Un enllaç simple conté 2 electrons; un de doble, 4; i un de triple, 6.
Un parell no enllaçant, també anomenat parell lliure, pertany a un àtom i no forma cap enllaç.

Com construir una estructura de Lewis

1. Compta tots els electrons de valència.

Per als elements que trobaràs més sovint:

Element	Electrons de valència
H	1
C	4
N	5
O	6
F, Cl, Br, I	7

Si l’espècie és un ió:

Afegeix un electró per cada càrrega negativa.
Resta un electró per cada càrrega positiva.

Per exemple, en el nitrat, $\mathrm{NO_3^-}$ , el nombre total d’electrons de valència, $N_e$ , és:

N_e=5+3\cdot 6+1=24

La càrrega negativa significa que l’ió té un electró més que el conjunt d’àtoms neutres.

2. Tria l’àtom central i uneix els àtoms amb enllaços simples.

Habitualment, l’àtom central és el menys electronegatiu, amb una excepció important: l’hidrogen no és central, perquè només pot formar un enllaç.

3. Completa la capa dels àtoms terminals.

En els casos habituals, busca:

2 electrons al voltant de l’H: regla del duet.
8 electrons al voltant dels altres àtoms: regla de l’octet.

4. Col·loca els electrons que quedin a l’àtom central.

5. Si l’àtom central no arriba a l’octet, forma enllaços múltiples.

Per fer-ho, converteix un parell lliure d’un àtom veí en un parell compartit. No afegeixes electrons: redistribueixes els que ja tens.

6. Comprova el recompte i les càrregues formals.

En un ió, representa el conjunt entre claudàtors i indica’n la càrrega global.

L’octet no és una regla universal. L’H segueix el duet; el B pot quedar amb sis electrons, com en $\mathrm{BF_3}$ ; i alguns àtoms del tercer període i posteriors poden presentar estructures de Lewis amb més de vuit electrons al voltant. El C, el N i l’O no poden superar l’octet.

Què és la càrrega formal?

La càrrega formal és una eina de recompte que suposa que els electrons de cada enllaç es reparteixen a parts iguals entre els dos àtoms.

\boxed{ CF=V-E_{\mathrm{NE}}-\frac{E_{\mathrm{E}}}{2} }

On:

$V$ : electrons de valència de l’àtom neutre.
$E_{\mathrm{NE}}$ : electrons dels seus parells lliures.
$E_{\mathrm{E}}$ : electrons de tots els seus enllaços.

La suma de les càrregues formals ha de ser igual a la càrrega global de l’espècie, $q$ , expressada en unitats de càrrega elemental:

\sum CF=q

En una molècula neutra, $q=0$ . En un ió, $q$ és el nombre amb signe que indica la seva càrrega; per exemple, $q=-1$ per al nitrat.

Per triar entre estructures possibles, en general prefereixes les que:

Respecten el duet i l’octet quan correspon.
Presenten càrregues formals petites i poca separació de càrregues.
Situen les càrregues negatives en els àtoms més electronegatius.

La càrrega formal no és la càrrega parcial real. Una molècula pot tenir totes les càrregues formals iguals a zero i, alhora, tenir enllaços polars.

Exemple resolt: diòxid de carboni, $\mathrm{CO_2}$

Recompte d’electrons:

4+2\cdot6=16

Comences amb l’esquelet $\mathrm{O-C-O}$ . Els dos enllaços simples consumeixen 4 electrons. Si poses els 12 restants als oxígens, els oxígens completen l’octet, però el carboni només queda envoltat de 4 electrons.

Com que el carboni no compleix l’octet, converteixes un parell lliure de cada oxigen en un enllaç addicional.

L’estructura final és:

\mathrm{O=C=O}

Cada oxigen té dos parells lliures i el carboni no en té cap.

Càrregues formals:

CF(C)=4-0-\frac{8}{2}=0

CF(O)=6-4-\frac{4}{2}=0

El recompte és correcte: 8 electrons en els dos enllaços dobles i 8 en els parells lliures.

Exemple resolt: cianur d’hidrogen, $\mathrm{HCN}$

Recompte d’electrons:

1+4+5=10

L’esquelet és $\mathrm{H-C-N}$ . Perquè el C i el N completin l’octet sense superar els 10 electrons disponibles, cal un enllaç triple:

\mathrm{H-C\equiv N:}

Els dos punts indiquen un parell lliure al nitrogen.

Enllaç H–C: 2 electrons.
Enllaç C≡N: 6 electrons.
Parell lliure del N: 2 electrons.

Total: 10 electrons.

Les càrregues formals són:

CF(H)=1-0-1=0

CF(C)=4-0-4=0

CF(N)=5-2-3=0

Exemple resolt: ió nitrat, $\mathrm{NO_3^-}$

Tens 24 electrons de valència.

Una estructura vàlida té el N central amb:

Un enllaç doble amb un O.
Dos enllaços simples amb els altres dos O.
Cap parell lliure al N.

L’oxigen amb enllaç doble té dos parells lliures. Cada oxigen amb enllaç simple en té tres.

Les càrregues formals són:

Àtom	Càlcul	Càrrega formal
N	$5-0-4$	$+1$
O amb enllaç doble	$6-4-2$	$0$
Cada O amb enllaç simple	$6-6-1$	$-1$

La suma és:

+1+0-1-1=-1

Per tant, coincideix amb la càrrega de l’ió.

Per què hi ha ressonància?

Pots situar l’enllaç doble amb qualsevol dels tres oxígens. Això dona tres estructures de ressonància equivalents.

La realitat no és que l’ió canviï contínuament d’un dibuix a un altre. Els electrons estan deslocalitzats, i cap dibuix de Lewis, per si sol, representa tota l’estructura.

Conseqüència: els tres enllaços N–O reals són equivalents i tenen una longitud intermèdia entre la d’un enllaç simple i la d’un de doble.

RPECV: de Lewis a la forma de la molècula

La repulsió dels parells d’electrons de la capa de valència, o RPECV, parteix d’aquesta idea:

Les regions amb electrons al voltant d’un àtom es repel·leixen; per això, s’orienten de manera que quedin tan separades com sigui possible.

Què has de comptar?

Compta les regions electròniques al voltant de l’àtom central:

Un enllaç simple és una regió.
Un enllaç doble és una regió.
Un enllaç triple és una regió.
Cada parell lliure és una regió.

Un enllaç múltiple conté més electrons, però ocupa una sola direcció al voltant de l’àtom central.

Geometria electrònica i geometria molecular

Geometria electrònica: descriu la disposició de totes les regions electròniques, inclosos els parells lliures.

Geometria molecular: descriu només la disposició dels àtoms.

Per tant, si l’àtom central té parells lliures, les dues geometries poden ser diferents.

La notació $AX_mE_n$ t’ajuda a classificar-les:

$A$ : àtom central.
$X$ : àtom unit a l’àtom central.
$E$ : parell lliure de l’àtom central.

Geometries més habituals

Regions electròniques	Tipus	Geometria electrònica	Geometria molecular	Angles orientatius
2	$AX_2$	Lineal	Lineal	$180^\circ$
3	$AX_3$	Trigonal plana	Trigonal plana	$120^\circ$
3	$AX_2E$	Trigonal plana	Angular	Generalment $<120^\circ$
4	$AX_4$	Tetraèdrica	Tetraèdrica	$109,5^\circ$
4	$AX_3E$	Tetraèdrica	Piramidal trigonal	Generalment $<109,5^\circ$
4	$AX_2E_2$	Tetraèdrica	Angular	Generalment $<109,5^\circ$
5	$AX_5$	Bipiràmide trigonal	Bipiràmide trigonal	$90^\circ$ , $120^\circ$ i $180^\circ$
6	$AX_6$	Octaèdrica	Octaèdrica	$90^\circ$ i $180^\circ$

Els angles ideals poden variar. Els parells lliures acostumen a repel·lir més intensament que els parells enllaçants; per això, solen reduir els angles entre els enllaços. Els enllaços múltiples també poden modificar els angles.

Exemples resolts de geometria

$\mathrm{CO_2}$

El C té dos enllaços dobles i cap parell lliure:

2\text{ regions}\Rightarrow AX_2

Geometria electrònica: lineal.
Geometria molecular: lineal.
Angle O–C–O: $180^\circ$ .

$\mathrm{NH_3}$

El N té tres enllaços N–H i un parell lliure:

4\text{ regions}\Rightarrow AX_3E

Geometria electrònica: tetraèdrica.
Geometria molecular: piramidal trigonal.
Angle H–N–H: aproximadament $107^\circ$ .

Causa i conseqüència: el parell lliure exerceix una repulsió més gran i aproxima les direccions dels enllaços; per això, l’angle és inferior a $109,5^\circ$ .

$\mathrm{H_2O}$

L’O té dos enllaços O–H i dos parells lliures:

4\text{ regions}\Rightarrow AX_2E_2

Geometria electrònica: tetraèdrica.
Geometria molecular: angular.
Angle H–O–H: aproximadament $104,5^\circ$ .

En aquest cas, els dos parells lliures contribueixen a reduir l’angle encara més.

$\mathrm{NO_3^-}$

El N està unit a tres O i no té parells lliures:

3\text{ regions}\Rightarrow AX_3

La geometria és trigonal plana, amb angles O–N–O de $120^\circ$ . La ressonància fa que els tres enllaços siguin equivalents.

Polaritat: els dipols se sumen com a vectors

Polaritat d’un enllaç

Si dos àtoms tenen electronegativitats diferents, no atrauen els electrons compartits amb la mateixa intensitat.

Com que l’àtom més electronegatiu atrau més els electrons:

Adquireix una càrrega parcial negativa, $\delta^-$ .
L’altre adquireix una càrrega parcial positiva, $\delta^+$ .

Això origina un dipol d’enllaç. En els esquemes químics, la fletxa del dipol apunta cap a l’àtom més electronegatiu.

Polaritat de tota la molècula

Per decidir si una molècula és polar, has de combinar:

Els dipols dels enllaços.
La geometria molecular.

\boxed{\vec{\mu}=\sum_i \vec{\mu}_i}

Aquí $\vec{\mu}$ és el moment dipolar molecular i cada $\vec{\mu}_i$ representa un dipol d’enllaç en aquest model.

Si els dipols es cancel·len, la molècula és apolar.
Si no es cancel·len, la molècula és polar.

Tenir enllaços polars no implica necessàriament tenir una molècula polar.

Exemples resolts

$\mathrm{CO_2}$ : enllaços polars, molècula apolar

L’O és més electronegatiu que el C. Per tant, cada dipol C=O apunta cap a l’oxigen.

Però la molècula és lineal:

\mathrm{O\leftarrow C\rightarrow O}

Com que els dos dipols són iguals i tenen sentits oposats, es cancel·len. El moment dipolar total és zero i el $\mathrm{CO_2}$ és apolar.

$\mathrm{H_2O}$ : molècula polar

Els dipols O–H apunten cap a l’oxigen. Com que la molècula és angular, no tenen sentits oposats i no es cancel·len.

Per això, l’aigua té un moment dipolar total diferent de zero.

$\mathrm{CH_4}$ i $\mathrm{CH_3Cl}$

En el $\mathrm{CH_4}$ , els quatre enllaços equivalents s’orienten simètricament en un tetraedre. Els dipols es cancel·len: és apolar.
En el $\mathrm{CH_3Cl}$ , el C–Cl no és equivalent als C–H. La suma dels dipols no és zero: és polar.

Així doncs, una geometria tetraèdrica no garanteix que la molècula sigui apolar: també importa quins àtoms ocupen les seves posicions.

$\mathrm{HCN}$ : lineal però polar

Els extrems de la molècula són diferents, H i N. Per tant, la forma lineal no produeix una cancel·lació dels dipols. L’HCN és polar.

No confonguis càrrega global i polaritat. Un ió té càrrega elèctrica neta. No l’has de tractar com una molècula neutra quan expliques les seves interaccions: per exemple, en aigua pot presentar interaccions ió–dipol.

Forces intermoleculars: què manté juntes les molècules?

Cal separar dos nivells:

Enllaços intramoleculars: uneixen els àtoms dins d’una molècula.
Forces intermoleculars: actuen entre molècules.

Quan una substància molecular bull, se separen les molècules; normalment no es trenquen els seus enllaços covalents. Per exemple, el vapor d’aigua continua format per molècules $\mathrm{H_2O}$ .

Forces de dispersió de London

Són presents en totes les molècules, tant polars com apolars.

Els electrons es mouen i la seva distribució pot ser momentàniament desigual. Això crea un dipol instantani que pot induir un dipol en una molècula veïna.

En general, la dispersió augmenta quan:

El núvol electrònic és més polaritzable, és a dir, es deforma més fàcilment.
Hi ha més superfície de contacte entre les molècules.

Dins d’una família de substàncies semblants, tenir més electrons i un núvol més extens acostuma a augmentar la dispersió.

Exemple: el $\mathrm{I_2}$ té un núvol electrònic més polaritzable que el $\mathrm{Cl_2}$ . Per això, les atraccions entre molècules de iode són més intenses.

Interaccions dipol–dipol

Apareixen entre molècules polars.

La zona parcialment positiva d’una molècula pot atreure la zona parcialment negativa d’una altra.

Conseqüència: si compares molècules de mida i forma semblants, aquestes interaccions poden fer que la substància polar tingui un punt d’ebullició més alt.

Recorda que una substància polar presenta dispersió i interaccions dipol–dipol, no només dipol–dipol.

Enllaços d’hidrogen

En els casos habituals de Batxillerat, es formen quan:

Un H està unit directament a N, O o F.
Aquest H interacciona amb un parell lliure adequat de N, O o F d’una altra molècula.

La primera molècula dona l’enllaç d’hidrogen i la segona l’accepta.

Exemples:

Aigua, $\mathrm{H_2O}$ .
Amoníac, $\mathrm{NH_3}$ .
Fluorur d’hidrogen, $\mathrm{HF}$ .
Alcohols, perquè tenen el grup $\mathrm{-OH}$ .

No n’hi ha prou de tenir H i O en una mateixa molècula. Cal que l’H estigui directament unit a O, N o F perquè pugui actuar com a donador.

Per exemple, un èter té un O amb parells lliures, però no té enllaços O–H. Pot acceptar enllaços d’hidrogen de l’aigua, però no pot formar una xarxa d’enllaços d’hidrogen entre les seves pròpies molècules.

Tipus de molècula	Interaccions habituals entre les seves molècules
Apolar	Dispersió
Polar sense grup donador d’enllaç d’hidrogen	Dispersió i dipol–dipol
Amb grup donador i grup acceptor adequats	Dispersió, dipol–dipol i enllaços d’hidrogen

Aquesta taula serveix per identificar les interaccions. No és una regla automàtica per ordenar tots els punts d’ebullició: també compten la mida, la forma i la polaritzabilitat.

Com justificar el punt d’ebullició i l’estat físic

Punt d’ebullició

Un líquid bull quan la seva pressió de vapor iguala la pressió externa.

Si les atraccions entre molècules són més intenses, costa més que les molècules passin al gas. Per això, en general, cal una temperatura més alta perquè el líquid bulli.

Per comparar substàncies:

Identifica totes les forces intermoleculars.
Compara la mida i la polaritzabilitat.
Considera la forma i la superfície de contacte.
Fes la comparació a la mateixa pressió.

Exemple resolt: etanol i dimetil èter

Tots dos tenen fórmula molecular $\mathrm{C_2H_6O}$ i massa molar aproximada de $46\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ .

Etanol: $\mathrm{CH_3CH_2OH}$ .
Dimetil èter: $\mathrm{CH_3OCH_3}$ .

Tots dos són polars i presenten dispersió i interaccions dipol–dipol.

La diferència decisiva és el grup O–H:

L’etanol pot formar enllaços d’hidrogen entre les seves molècules.
El dimetil èter no té H unit a O i no pot fer-ho.

Com que l’etanol presenta aquestes atraccions addicionals, cal més energia per separar-ne les molècules i té un punt d’ebullició molt més alt.

A una atmosfera, aproximadament:

Etanol: $78\,^\circ\mathrm{C}$ .
Dimetil èter: $-25\,^\circ\mathrm{C}$ .

Estat físic

Per determinar l’estat físic, compara la temperatura considerada amb els punts de fusió i d’ebullició, a la pressió indicada:

Per sota del punt de fusió: sòlid.
Entre el punt de fusió i el d’ebullició: líquid.
Per sobre del punt d’ebullició: gas.

Exemple: a uns $25\,^\circ\mathrm{C}$ i una atmosfera, el clor és gas, el brom és líquid i el iode és sòlid. Tots tres estan formats per molècules diatòmiques apolars, però la polaritzabilitat augmenta de $\mathrm{Cl_2}$ a $\mathrm{I_2}$ . Això reforça la dispersió i contribueix a explicar les diferències.

Per al punt de fusió, també és important com s’ordenen les molècules en el cristall. Per això, les comparacions poden ser menys regulars que les de punts d’ebullició.

Com justificar la solubilitat

La regla «semblant dissol semblant» és útil com a primera orientació:

Els dissolvents polars solen afavorir la dissolució de substàncies polars.
Els dissolvents apolars solen afavorir la dissolució de substàncies apolars.

Però a la PAU has d’explicar quines interaccions es formen.

Dissoldre una substància implica:

Separar part de les seves partícules.
Separar part de les partícules del dissolvent.
Formar interaccions noves entre solut i dissolvent.

Si les noves interaccions compensen prou les que s’han separat, la dissolució resulta afavorida. L’augment de desordre en barrejar també hi influeix; per això, la polaritat no és l’únic factor.

Exemple resolt: etanol i hexà en aigua

Etanol

El grup $\mathrm{-OH}$ pot formar enllaços d’hidrogen amb l’aigua. Com que la part hidrocarbonada és petita, la interacció amb l’aigua és favorable.

Conseqüència: l’etanol i l’aigua són miscibles, és a dir, es barregen en qualsevol proporció.

Hexà, $\mathrm{C_6H_{14}}$

És apolar i no pot formar enllaços d’hidrogen amb l’aigua. Les interaccions hexà–aigua no compensen prou la separació de molècules d’aigua que s’atrauen intensament entre si.

Conseqüència: l’hexà té una solubilitat molt baixa en aigua.

En els alcohols, si augmenta la longitud de la cadena hidrocarbonada, augmenta la part apolar i, en general, disminueix la solubilitat en aigua.

Exemple resolt: un èter en aigua

Un èter no forma enllaços d’hidrogen entre les seves pròpies molècules, però el seu oxigen pot acceptar enllaços d’hidrogen de l’aigua.

Per tant, no formar enllaços d’hidrogen en la substància pura no significa que no en pugui formar amb un dissolvent. La solubilitat concreta també dependrà de la mida de la part apolar.

Exemple integrat de tipus PAU: metanal i metanol

Considera:

Metanal: $\mathrm{H_2CO}$ .
Metanol: $\mathrm{CH_3OH}$ .

Estructura de Lewis

Metanal

N_e=2\cdot1+4+6=12

L’estructura té dos enllaços C–H i un enllaç C=O. L’O té dos parells lliures. Totes les càrregues formals són zero.

Metanol

N_e=4\cdot1+4+6=14

L’estructura és $\mathrm{CH_3-O-H}$ , amb enllaços simples. L’O té dos parells lliures. Totes les càrregues formals són zero.

Geometria

Metanal: al voltant del C hi ha tres regions electròniques i cap parell lliure. Per això, la disposició al voltant del C és trigonal plana, amb angles propers a $120^\circ$ .

Metanol:

Al voltant del C hi ha quatre enllaços: geometria tetraèdrica.
Al voltant de l’O hi ha dos enllaços i dos parells lliures: geometria electrònica tetraèdrica i disposició angular dels àtoms C–O–H.

En una molècula amb diversos àtoms centrals, analitzes la geometria al voltant de cadascun, no assignes necessàriament una única forma a tota la molècula.

Polaritat i forces intermoleculars

Tots dos són polars perquè els dipols dels seus enllaços no es cancel·len.

Metanal: dispersió i dipol–dipol. No té H unit a O i, per tant, no pot donar enllaços d’hidrogen.
Metanol: dispersió, dipol–dipol i enllaços d’hidrogen entre les seves molècules.

Comparació del punt d’ebullició

Les masses molars són semblants: aproximadament 30 i $32\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$ .

Com que el metanol pot formar enllaços d’hidrogen i el metanal no, les atraccions entre molècules de metanol són més intenses. Per això, el metanol té un punt d’ebullició més alt.

A una atmosfera:

Metanal: aproximadament $-19\,^\circ\mathrm{C}$ .
Metanol: aproximadament $65\,^\circ\mathrm{C}$ .

A uns $25\,^\circ\mathrm{C}$ , això explica que el metanal sigui gas i el metanol sigui líquid.

Què ha de quedar clar en una resposta de PAU?

Una bona justificació connecta les dades amb la conclusió. Evita respostes com «bull més alt perquè té forces més fortes» sense identificar-les.

Pots seguir aquest esquema:

La substància té aquesta estructura i aquesta geometria. Per això, els dipols es cancel·len o no es cancel·len. En conseqüència, presenta aquestes forces intermoleculars. En comparar-les amb les de l’altra substància, i tenint en compte la mida i la forma, se’n dedueix aquesta propietat.

Abans de donar una resposta per acabada, comprova:

Lewis: has comptat els electrons, ajustat la càrrega i comprovat les càrregues formals?
RPECV: has comptat regions electròniques, no el nombre total de parells dins dels enllaços múltiples?
Geometria: has distingit la geometria electrònica de la molecular?
Polaritat: has sumat els dipols tenint en compte la forma?
Forces: has inclòs la dispersió i comprovat si hi pot haver enllaços d’hidrogen?
Propietats: has explicat la causa concreta de la diferència, sense confondre forces intermoleculars amb enllaços covalents?

La clau és mantenir tota la cadena de raonament: estructura → forma → polaritat → interaccions → propietats.

Practica

Posa’t a prova

Tres exercicis resolts pas a pas, de menys a més difícils. Intenta’ls abans d’obrir la solució; si t’encalles, obre les pistes d’una en una.

Bàsic

1Geometria electrònica i geometria molecular

Considera $\mathrm{CH_4}$ , $\mathrm{NH_3}$ , $\mathrm{H_2O}$ , $\mathrm{CO_2}$ i $\mathrm{BF_3}$ .

a
Representa les estructures de Lewis. En el $\mathrm{BF_3}$ , utilitza tres enllaços simples B–F i assenyala l’excepció a l’octet.

b
Per a cada molècula, indica:

Nombre de regions electròniques al voltant de l’àtom central.
Nombre de parells lliures de l’àtom central.
Notació $AX_mE_n$ .
Geometria electrònica.
Geometria molecular.
Angle d’enllaç aproximat.

c
Explica per què $\mathrm{NH_3}$ i $\mathrm{H_2O}$ no tenen geometria molecular tetraèdrica, tot i tenir quatre regions electròniques.

d
Justifica l’ordre dels angles:

\angle\mathrm{H-O-H}<\angle\mathrm{H-N-H}<\angle\mathrm{H-C-H}

Pista 1

Un enllaç múltiple compta com una regió electrònica.

Pista 2

La geometria electrònica inclou els parells lliures; la molecular només descriu els àtoms.

Pista 3

Amb quatre regions electròniques, la geometria electrònica és tetraèdrica.

Pista 4

Els parells lliures solen reduir els angles entre enllaços. Recorda els valors aproximats $109,5^\circ$ , $107^\circ$ i $104,5^\circ$ .

Mostra la solució

a) Lewis

Molècula	Electrons totals	Enllaços i parells lliures centrals
$\mathrm{CH_4}$	8	Quatre C–H; cap parell lliure al C
$\mathrm{NH_3}$	8	Tres N–H; un parell lliure al N
$\mathrm{H_2O}$	8	Dos O–H; dos parells lliures a l’O
$\mathrm{CO_2}$	16	Dos C=O; cap parell lliure al C
$\mathrm{BF_3}$	24	Tres B–F; cap parell lliure al B

En $\mathrm{CO_2}$ , cada O té dos parells lliures. En $\mathrm{BF_3}$ , cada F en té tres.

El B del $\mathrm{BF_3}$ queda envoltat de sis electrons: és una excepció habitual a l’octet.

b) RPECV

Molècula	Regions	Parells lliures centrals	Tipus	Geometria electrònica	Geometria molecular	Angle
$\mathrm{CH_4}$	4	0	$AX_4$	Tetraèdrica	Tetraèdrica	$109,5^\circ$
$\mathrm{NH_3}$	4	1	$AX_3E$	Tetraèdrica	Piramidal trigonal	$107^\circ$
$\mathrm{H_2O}$	4	2	$AX_2E_2$	Tetraèdrica	Angular	$104,5^\circ$
$\mathrm{CO_2}$	2	0	$AX_2$	Lineal	Lineal	$180^\circ$
$\mathrm{BF_3}$	3	0	$AX_3$	Trigonal plana	Trigonal plana	$120^\circ$

c) Diferència entre les geometries

En $\mathrm{NH_3}$ i $\mathrm{H_2O}$ , les quatre regions electròniques s’orienten aproximadament com les direccions d’un tetraedre.

Però una o dues regions corresponen a parells lliures, no a àtoms. Com que la geometria molecular només considera els àtoms, resulta piramidal en l’amoníac i angular en l’aigua.

d) Ordre dels angles

Els parells lliures solen exercir una repulsió més intensa que les regions enllaçants. Això comprimeix els angles entre enllaços.

En aquests tres casos:

104,5^\circ<107^\circ<109,5^\circ

L’aigua té dos parells lliures centrals; l’amoníac, un; i el metà, cap.

Intermedi

2Identificar les forces intermoleculars

Considera les substàncies moleculars següents:

\begin{aligned} &\mathrm{CH_4,\ HCl,\ NH_3,}\\ &\mathrm{CH_3OH,\ CH_3OCH_3,\ CH_3COCH_3} \end{aligned}

Les tres últimes són metanol, dimetil èter i propanona, respectivament. La propanona també s’anomena acetona.

a
Dibuixa les estructures de Lewis de metanol, dimetil èter i propanona.

b
Per a cadascuna de les sis substàncies, indica si presenta, entre les seves pròpies molècules:

Dispersió de London.
Interaccions dipol–dipol.
Enllaços d’hidrogen.

c
Identifica quines poden donar i quines poden acceptar enllaços d’hidrogen quan es barregen amb aigua.

d
Representa un enllaç d’hidrogen entre dues molècules de metanol. Distingeix-lo de l’enllaç covalent O–H.

e
Explica per què el dimetil èter pot formar enllaços d’hidrogen amb l’aigua, però no entre les seves pròpies molècules.

Pista 1

Totes les substàncies moleculars presenten dispersió.

Pista 2

Per donar un enllaç d’hidrogen, busca H unit directament a N, O o F.

Pista 3

Per acceptar-lo, busca un parell lliure adequat. L’O dels èters i del grup C=O pot acceptar-lo.

Pista 4

En el metanol, dibuixa $\mathrm{O-H\cdots O}$ : la línia contínua és covalent i els punts representen l’enllaç d’hidrogen.

Mostra la solució

a) Lewis

Metanol: $\mathrm{CH_3-O-H}$ , amb dos parells lliures a l’O. Total: 14 electrons.
Dimetil èter: $\mathrm{CH_3-O-CH_3}$ , amb dos parells lliures a l’O. Total: 20 electrons.
Propanona: $\mathrm{CH_3-C(=O)-CH_3}$ , amb dos parells lliures a l’O. Total:
$3\cdot4+6+6=24$

b) Forces entre molècules de la substància pura

Substància	Dispersió	Dipol–dipol	Enllaços d’hidrogen
$\mathrm{CH_4}$	Sí	No	No
HCl	Sí	Sí	No
$\mathrm{NH_3}$	Sí	Sí	Sí
Metanol	Sí	Sí	Sí
Dimetil èter	Sí	Sí	No
Propanona	Sí	Sí	No

La dispersió és present en totes. El metà és apolar; les altres molècules són polars.

En el nivell d’aquest tema, no es considera que HCl formi enllaços d’hidrogen del tipus característic de N–H, O–H o F–H.

c) Donadors i acceptors en aigua

Substància	Pot donar enllaços d’hidrogen?	Pot acceptar-ne?
$\mathrm{CH_4}$	No	No
HCl	No, segons el criteri habitual del tema	No, segons aquest mateix criteri
$\mathrm{NH_3}$	Sí, mitjançant N–H	Sí, al parell lliure del N
Metanol	Sí, mitjançant O–H	Sí, a l’O
Dimetil èter	No	Sí, a l’O
Propanona	No	Sí, a l’O del carbonil

Aquesta classificació es refereix a la capacitat de formar enllaços d’hidrogen. No descriu les reaccions àcid–base que HCl o amoníac poden experimentar en aigua.

d) Enllaç d’hidrogen entre metanols

\mathrm{CH_3-O-H\cdots O(H)-CH_3}

O–H: enllaç covalent dins d’una molècula.
H···O: enllaç d’hidrogen entre les dues molècules.

e) Dimetil èter

El seu O té parells lliures i pot acceptar un enllaç d’hidrogen d’un H de l’aigua.

Però no té cap H unit a O, N o F. Com que no pot actuar com a donador, dues molècules de dimetil èter no formen entre si aquests enllaços d’hidrogen.

Tipus PAU

3Tipus PAU: de les molècules a les propietats

Es comparen quatre substàncies:

Substància	Fórmula estructural abreujada	Massa molar aproximada
Propà	$\mathrm{CH_3CH_2CH_3}$	$44\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$
Dimetil èter	$\mathrm{CH_3OCH_3}$	$46\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$
Pentà	$\mathrm{CH_3CH_2CH_2CH_2CH_3}$	$72\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$
Etanol	$\mathrm{CH_3CH_2OH}$	$46\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$

a
Representa les estructures de Lewis del dimetil èter i de l’etanol. Compta els electrons de valència i comprova les càrregues formals.

b
Indica la geometria electrònica i la disposició dels àtoms al voltant de l’oxigen en cadascuna de les dues molècules.

c
Classifica les quatre molècules com a polars o apolars i identifica les forces intermoleculars de cada substància pura.

d
Assigna a cada substància un dels punts d’ebullició següents, a una atmosfera:

-42\,^\circ\mathrm{C},\quad -25\,^\circ\mathrm{C},\quad 36\,^\circ\mathrm{C},\quad 78\,^\circ\mathrm{C}

Justifica les assignacions. Explica, en particular, per què una molècula apolar pot tenir un punt d’ebullició superior al d’una molècula polar.

e
Indica quines substàncies són gasos i quines són líquids a $20\,^\circ\mathrm{C}$ i una atmosfera. Suposa que els punts de fusió de totes quatre són inferiors a aquesta temperatura.

f
Compara la interacció de l’etanol i del pentà amb l’aigua. Explica també si el dimetil èter pot formar enllaços d’hidrogen amb l’aigua, encara que no en formi entre les seves pròpies molècules.

Pista 1

Etanol i dimetil èter tenen 20 electrons de valència i la mateixa massa molar.

Pista 2

Els dos oxígens tenen dos enllaços i dos parells lliures.

Pista 3

Compara primer propà amb dimetil èter; després propà amb pentà; finalment, busca la substància que forma enllaços d’hidrogen.

Pista 4

No facis servir una escala automàtica «apolar < polar < enllaç d’hidrogen»: la mida i la polaritzabilitat també compten.

Mostra la solució

a) Lewis

Tant el dimetil èter com l’etanol tenen fórmula $\mathrm{C_2H_6O}$ :

2\cdot4+6\cdot1+6=20

Dimetil èter

\mathrm{CH_3-O-CH_3}

Etanol

\mathrm{CH_3-CH_2-O-H}

En tots dos, l’O té dos parells lliures.

Hi ha vuit enllaços simples, que contenen 16 electrons, i dos parells lliures a l’O, que contenen 4. El recompte dels enllaços de l’esquelet és:

Dimetil èter: sis C–H i dos C–O, és a dir, vuit enllaços.
Etanol: cinc C–H, un C–C, un C–O i un O–H, també vuit enllaços.

Per tant, el recompte correcte és:

8\cdot2+4=20

El total correcte per a totes dues molècules és 20 electrons de valència.

Les càrregues formals són:

CF(C)=4-0-4=0

CF(H)=1-0-1=0

CF(O)=6-4-2=0

b) Geometria al voltant de l’O

En tots dos casos hi ha dos enllaços i dos parells lliures:

AX_2E_2

Geometria electrònica: tetraèdrica.
Disposició dels àtoms units a l’O: angular.

En el dimetil èter és angular la disposició C–O–C; en l’etanol, C–O–H. Els angles reals depenen dels àtoms units a l’O i no s’han d’identificar automàticament amb el de l’aigua.

c) Polaritat i forces

Substància	Polaritat	Forces entre les seves molècules
Propà	Apolar	Dispersió
Dimetil èter	Polar	Dispersió i dipol–dipol
Pentà	Apolar	Dispersió
Etanol	Polar	Dispersió, dipol–dipol i enllaços d’hidrogen

El dimetil èter és polar perquè la disposició angular C–O–C impedeix la cancel·lació dels dipols C–O. En l’etanol, els dipols tampoc no es cancel·len.

Propà i pentà es consideren apolars: els seus enllaços C–H són poc polars i no originen un moment dipolar molecular important.

d) Assignació dels punts d’ebullició

Substància	Punt d’ebullició
Propà	$-42\,^\circ\mathrm{C}$
Dimetil èter	$-25\,^\circ\mathrm{C}$
Pentà	$36\,^\circ\mathrm{C}$
Etanol	$78\,^\circ\mathrm{C}$

Propà i dimetil èter: tenen masses molars semblants. L’èter presenta dipol–dipol, a més de dispersió. Això ajuda a explicar que bulli a una temperatura superior.

Propà i pentà: tots dos són apolars, però el pentà té un núvol electrònic més gran i més polaritzable, i més superfície de contacte. Per això presenta dispersió més intensa i bull a una temperatura més alta.

Pentà i dimetil èter: el pentà és apolar, però la seva mida i polaritzabilitat fan que les seves atraccions de dispersió siguin prou intenses per donar-li un punt d’ebullició superior al de l’èter.

Etanol i dimetil èter: tenen la mateixa massa molar, però l’etanol forma enllaços d’hidrogen entre les seves molècules. Per això té el punt d’ebullició més alt.

La conclusió és important: una molècula polar no sempre bull a més temperatura que qualsevol molècula apolar. Cal comparar també la mida, la polaritzabilitat i la forma.

e) Estat a $20\,^\circ\mathrm{C}$

Propà: gas, perquè $20>-42$ .
Dimetil èter: gas, perquè $20>-25$ .
Pentà: líquid, perquè $20<36$ i el punt de fusió és inferior a $20\,^\circ\mathrm{C}$ .
Etanol: líquid, perquè $20<78$ i el punt de fusió és inferior a $20\,^\circ\mathrm{C}$ .

f) Interaccions amb l’aigua

L’etanol pot donar i acceptar enllaços d’hidrogen amb l’aigua. Això afavoreix la barreja i explica que siguin miscibles.

El pentà és apolar i no forma aquests enllaços. Com que les interaccions pentà–aigua no compensen prou l’alteració de les interaccions entre molècules d’aigua, la seva solubilitat és molt baixa.

El dimetil èter té parells lliures a l’O i pot acceptar un enllaç d’hidrogen:

\mathrm{(CH_3)_2O\cdots H-O-H}

Per tant, pot formar enllaços d’hidrogen amb l’aigua encara que no en formi entre les seves pròpies molècules.

Lewis, RPECV, polaritat i forces intermoleculars

Com construir una estructura de Lewis

Què és la càrrega formal?

Exemple resolt: diòxid de carboni, CO2\mathrm{CO_2}CO2​

Exemple resolt: cianur d’hidrogen, HCN\mathrm{HCN}HCN

Exemple resolt: ió nitrat, NO3−\mathrm{NO_3^-}NO3−​

Per què hi ha ressonància?

Què has de comptar?

Geometria electrònica i geometria molecular

Geometries més habituals

Exemples resolts de geometria

Polaritat d’un enllaç

Polaritat de tota la molècula

Exemples resolts

Forces de dispersió de London

Interaccions dipol–dipol

Enllaços d’hidrogen

Punt d’ebullició

Exemple resolt: etanol i dimetil èter

Estat físic

Exemple resolt: etanol i hexà en aigua

Exemple resolt: un èter en aigua

Estructura de Lewis

Geometria

Polaritat i forces intermoleculars

Comparació del punt d’ebullició

1Geometria electrònica i geometria molecular

a) Lewis

b) RPECV

c) Diferència entre les geometries

d) Ordre dels angles

2Identificar les forces intermoleculars

a) Lewis

b) Forces entre molècules de la substància pura

c) Donadors i acceptors en aigua

d) Enllaç d’hidrogen entre metanols

e) Dimetil èter

3Tipus PAU: de les molècules a les propietats

a) Lewis

b) Geometria al voltant de l’O

c) Polaritat i forces

d) Assignació dels punts d’ebullició

f) Interaccions amb l’aigua

Exemple resolt: diòxid de carboni, $\mathrm{CO_2}$

Exemple resolt: cianur d’hidrogen, $\mathrm{HCN}$

Exemple resolt: ió nitrat, $\mathrm{NO_3^-}$