Enllaç químic i forces intermoleculars: exercicis de la PAU de Química resolts

Plantejament Distribuïm els electrons per orbitals i llegim el nivell extern i l’ocupació de valència. La ionització exigeix vèncer l’atracció del nucli.

1. Escrivim les configuracions dels àtoms neutres.

   $\begin{aligned}\mathrm K &:1s^22s^22p^63s^23p^64s^1\\\mathrm P &:1s^22s^22p^63s^23p^3\\\mathrm{Mg} &:1s^22s^22p^63s^2\end{aligned}$

2. El màxim n determina el període; la capa de valència determina el grup i el bloc.

   $\mathrm K:(4,1,s)$$\mathrm P:(3,15,p)$$\mathrm{Mg}:(3,2,s)$

3. La primera energia d’ionització és l’energia per extreure un electró d’un àtom gasós aïllat en el seu estat fonamental. És positiva.

   $\mathrm{X(g)\rightarrow X^+(g)+e^-}$$E_I>0$

4. K té l’electró extern més allunyat i apantallat. Entre Mg i P, del mateix període, P atreu més per la seva càrrega nuclear efectiva més gran.

   $E_I(\mathrm K)$${}< E_I(\mathrm{Mg})$${}< E_I(\mathrm P)$

Plantejament Comptem electrons de valència i apliquem RPECV al fòsfor central. La simetria determina si es cancel·len els dipols.

1. Hi ha tretze parells. Tres formen enllaços P–Cl; cada Cl conserva tres parells solitaris i P en conserva un.

   $N_e=5+3\cdot7=26$

2. Quatre dominis electrònics es disposen tetraèdricament; en ocultar el parell solitari, els àtoms formen una piràmide trigonal.

   $\mathrm{AX_3E}$

3. Cl atreu més que P i la piràmide impedeix cancel·lar els dipols. Predominen les interaccions dipol permanent–dipol permanent; també hi ha dispersió de London.

   $\chi(\mathrm{Cl})-\chi(\mathrm P)$${}= 3{,}16-2{,}19$${}= 0{,}97$

ResultatLewis: tres enllaços simples P–Cl, un parell solitari en P i tres en cada Cl. Piràmide trigonal, polar; forces dipol–dipol.

La pauta oficial dona: PCl₃: 26 e⁻ de valència (13 parells); piràmide trigonal (AB₃E); polar; forces dipol-dipol

Plantejament Calculem entalpia i entropia de reacció per diferència entre productes i reactius. Després apliquem Gibbs, mantenint unitats coherents.

1. Sumem les entalpies amb els seus coeficients.

   $\Delta H^\circ$${}= (-944{,}0+2\cdot0)$${}-(-763{,}2+0)$${}= -180{,}8\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

2. Fem el mateix amb les entropies absolutes.

   $\Delta S^\circ$${}= (51{,}0+2\cdot223{,}0)$${}-(353{,}2+205{,}0)$${}= -61{,}2\,\mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$

3. Convertim els graus Celsius a kelvin sense arrodonir. El terme entròpic s’ha de passar a kJ.

   $T=25+273{,}15=298{,}15\,\mathrm K$$\Delta G^\circ$${}= -180{,}8$${}-298{,}15(-0{,}0612)$${}= -162{,}55\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

4. Com que entalpia i entropia són negatives, el procés és favorable per sota de la temperatura de canvi de signe. A la frontera no hi ha força impulsora estàndard.

   $\Delta G^\circ$${}< 0\iff T$${}< \frac{-180800}{-61{,}2}$${}= 2954{,}2\,\mathrm K$

Plantejament Distribuïm els electrons de valència en enllaços i parells solitaris; després comptem dominis al voltant de cada carboni.

1. CH₂Cl₂ i CH₂Br₂ tenen vint electrons de valència. C forma quatre enllaços simples; cada halogen té tres parells solitaris (figura).

   $N_e=4+2+2\cdot7=20$

2. Quatre dominis enllaçants sense parells solitaris en C donen una distribució tetraèdrica en totes dues molècules.

   $\mathrm{AX_4}$

3. C₂Cl₄ té un doble enllaç entre carbonis i dos enllaços C–Cl per carboni. Cada Cl té tres parells solitaris. El doble enllaç compta com un domini.

   $\mathrm{Cl_2C=CCl_2}$$N_e=2\cdot4+4\cdot7=36$$\mathrm{AX_3}$

4. La geometria plana i simètrica del tetracloroetè cancel·la els dipols C–Cl encara que cada enllaç sigui polar.

   $\sum\vec\mu_{\text{enllaç}}=\vec0$

ResultatCH₂Cl₂ i CH₂Br₂: tetraèdriques. C₂Cl₄: trigonal plana al voltant de cada C; molècula apolar. En tots els casos, cada Cl o Br conserva tres parells solitaris.

La pauta oficial dona: CH₂Cl₂ i CH₂Br₂: tetraèdriques; C₂Cl₄: plana triangular al voltant de cada C, apolar

Plantejament Distingim els enllaços que mantenen units els àtoms d’una molècula de les forces que uneixen molècules entre si.

1. F₂, Br₂ i I₂ són apolars. En augmentar la mida i la polaritzabilitat del núvol electrònic augmenten les forces de dispersió de London; per això pugen les temperatures de fusió i ebullició.

   $\mathrm{F_2(g),\ Br_2(l),\ I_2(s)}\quad\text{a temperatura ambient}$

2. Cada halogen té set electrons de valència. En compartir un parell, tots dos completen l’octet; separar els àtoms exigeix trencar un enllaç covalent.

3. Un alcalí cedeix el seu electró extern i l’halogen l’accepta. L’atracció entre els ions estabilitza una xarxa iònica, com NaCl.

   $\mathrm{Na\rightarrow Na^++e^-}$$\mathrm{Cl+e^-\rightarrow Cl^-}$$\mathrm{NaCl(s)}$

ResultatEls estats físics s’expliquen per London creixent F₂ < Br₂ < I₂. Les molècules diatòmiques s’estabilitzen mitjançant enllaç covalent; alcalí i halogen formen una xarxa iònica, per exemple NaCl.

La pauta oficial dona: Forces entre dipols instantanis creixents F₂ < Br₂ < I₂; molècules diatòmiques covalents; halogen + alcalí: enllaç iònic (p. ex. LiF)

Plantejament La configuració permet comparar distància al nucli i càrrega nuclear efectiva. Per ionitzar, l’energia d’un sol fotó ha de superar l’energia d’ionització d’un àtom.

1. Escrivim les configuracions dels tres àtoms.

   $\mathrm{Li}:1s^22s^1$$\mathrm F:1s^22s^22p^5$$\mathrm{Na}:1s^22s^22p^63s^1$

2. Na té una capa addicional i el radi més gran; F, del mateix període que Li, té més càrrega nuclear efectiva i el radi més petit. L’energia d’ionització segueix l’ordre invers.

   $\begin{array}{c|cc}&r\,(\mathrm{\mathring A})&E_I\,(\mathrm{kJ\,mol^{-1}})\\\mathrm{Li}&1{,}82&520{,}2\\\mathrm F&0{,}42&1681{,}0\\\mathrm{Na}&2{,}27&496{,}0\end{array}$

3. Trobem l’energia del fotó i la comparem en unitats per mol de fotons.

   $E_\gamma$${}= \frac{hc}{\lambda}=\frac{6{,}63\cdot10^{-34}\cdot3\cdot10^8}{420\cdot10^{-9}}$${}= 4{,}7357\cdot10^{-19}\,\mathrm J$

4. L’energia aportada és insuficient; el procés d’ionització monofotònica no pot tenir lloc amb aquesta llum.

   $E_\gamma N_A/1000$${}= 285{,}09\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$${}< 520{,}2\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

Plantejament El PVC es forma obrint el doble enllaç del monòmer. Enumerem després connectivitats i configuracions diferents sense duplicar molècules per renumeració.

1. El cloroetè s’incorpora a la cadena per addició; no es desprèn una molècula petita en cada unió.

   $n\,\mathrm{CH_2{=}CHCl}$${}\rightarrow [-\mathrm{CH_2-CHCl}-]_n$

2. Els dos clors poden ser en un mateix carboni o en carbonis diferents. En el segon cas existeixen les disposicions Z (mateix costat) i E (costats oposats).

   $\mathrm{CH_2=CCl_2}\;(1,1\text{-dicloroetè})$$(Z)\text{-}\mathrm{CHCl=CHCl}$$(E)\text{-}\mathrm{CHCl=CHCl}$

3. Per a tricloroetà només hi ha dues distribucions diferents: tres clors al mateix carboni o dos i un. Són isòmers de posició.

   $\mathrm{CCl_3-CH_3}\;(1,1,1\text{-tricloroetà})$$\mathrm{CHCl_2-CH_2Cl}\;(1,1,2\text{-tricloroetà})$

4. Cap dels tricloroetans té un carboni amb quatre substituents diferents: hi ha clors o hidrògens repetits. No presenten isomeria òptica.

Plantejament Apliquem Hess amb els valors impresos, inclòs el signe negatiu de l’entalpia de l’acetilè. Relacionem entalpia i energia interna pel canvi de mols gasosos.

1. Restem a l’entalpia del producte les dels dos reactius, amb les dades de l’examen tal com les dona.

   $\Delta H^\circ$${}= -37{,}26$${}-[(-226{,}9)+(-92{,}3)]$${}= 281{,}94\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

2. Per mol de reacció, la calor a pressió constant és l’entalpia. Per a volum constant necessitem l’energia interna.

   $q_p=\Delta H^\circ$$q_v=\Delta U^\circ$$\Delta H^\circ=\Delta U^\circ+\Delta n_gRT$

3. Desapareix un mol de gas net. Passem 25 °C a 298,15 K.

   $\Delta n_g=1-2=-1$$\Delta U^\circ$${}= 281{,}94$${}-(-1)\frac{8{,}314\cdot298{,}15}{1000}$${}= 284{,}42\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

4. Totes dues calors són positives: amb les dades de l’examen, el sistema absorbeix calor. Compte: a les taules, l’entalpia de formació de l’acetilè és positiva (+226,7 kJ/mol); el signe negatiu de l’examen és una errata, i la reacció real és exotèrmica. A l’examen es respon amb les dades que dona.

Plantejament Estimem l’entalpia per energies d’enllaç: trencar exigeix energia i formar allibera energia. Després combinem els signes d’entalpia i entropia.

1. Es substitueix un C=C i un Cl–Cl per un C–C i dos C–Cl addicionals. Els altres enllaços es cancel·len.

   $\Delta H^\circ\simeq E_{C=C}$${}+E_{Cl-Cl}-E_{C-C}$${}-2E_{C-Cl}$

2. Substituïm les energies donades. És una estimació amb energies mitjanes d’enllaç.

   $\Delta H^\circ\simeq608+242$${}-348-2\cdot328$${}= -154\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

3. Dos reactius gasosos donen un producte líquid: disminueix la dispersió de matèria i esperem entropia negativa. El terme −TΔS penalitza més en augmentar T.

   $\Delta S<0$$\Delta H<0$$\Delta G=\Delta H-T\Delta S$

Plantejament Identifiquem què canvia en els enllaços de cada reacció. Per a geometria i polaritat, comptem dominis i sumem dipols.

1. HCl s’afegeix al triple enllaç de l’acetilè i el transforma en doble; Cl₂ s’afegeix al doble enllaç del clorur de vinil i el transforma en simple. Totes dues són addicions.

   $\mathrm{HC\equiv CH+HCl\rightarrow CH_2=CHCl}$$\mathrm{CH_2}$${}= \mathrm{CHCl+Cl_2}$${}\rightarrow \mathrm{CH_2Cl-CHCl_2}$

2. Cada carboni d’acetilè té dos dominis: l’enllaç C–H i el triple enllaç, que compta com un. La molècula és lineal.

   $\mathrm{H-C\equiv C-H}$$\mathrm{AX_2}$$180^\circ$

3. En el cloroetè, l’enllaç C–Cl està polaritzat cap a Cl i no hi ha simetria que cancel·li el dipol resultant.

   $\chi(\mathrm{Cl})=3{,}2>\chi(\mathrm C)=2{,}5$

Plantejament Utilitzem el criteri d’electronegativitat proporcionat i apliquem RPECV a les espècies moleculars. Una xarxa iònica no és una molècula aïllada.

1. A A predomina l’enllaç covalent de la molècula gasosa BeCl₂. A B predomina l’enllaç iònic d’una xarxa de Li⁺ i Cl⁻.

   $\Delta\chi_{\mathrm{Be-Cl}}=3{,}0-1{,}5=1{,}5<1{,}7$$\Delta\chi_{\mathrm{Li-Cl}}=3{,}0-1{,}0=2{,}0>1{,}7$

2. En BeCl₂, Be forma dos enllaços simples sense parells solitaris i cada Cl té tres parells solitaris. Be queda amb un octet incomplet, permès per a aquest àtom.

   $N_e=2+2\cdot7=16$$\mathrm{AX_2}$

3. Dos dominis a Be produeixen geometria lineal i els dipols es cancel·len. En aigua, O té dos enllaços i dos parells solitaris: la distribució electrònica és tetraèdrica i la molecular angular.

   $N_e=6+2\cdot1=8$$\mathrm{AX_2E_2}$

4. La molècula angular d’aigua no cancel·la els seus dipols i és polar. El LiCl s’estabilitza per atraccions entre ions de signe contrari en totes les direccions.

ResultatA: BeCl₂ covalent, lineal i apolar. B: LiCl, xarxa iònica. H₂O: angular i polar; dos parells solitaris a O. Cada Cl de BeCl₂ té tres parells solitaris.

La pauta oficial dona: A: enllaç covalent (BeCl₂, 16 e⁻, lineal, apolar); B: xarxa iònica (LiCl); H₂O: 8 e⁻, angular, polar

Plantejament Arrencar un electró exigeix aportar energia. Comparem àtoms del mateix període tenint en compte la seva càrrega nuclear i l’apantallament.

1. La ionització d’un àtom gasós en el seu estat fonamental és un procés endotèrmic.

   $\mathrm{X(g)\rightarrow X^+(g)+e^-}$$E_I>0$

2. Tots dos tenen electrons externs al segon nivell. Li té un electró de valència i Be, dos.

   $\mathrm{Li}:1s^22s^1\;(\text{grup }1,\text{ període }2)$$\mathrm{Be}:1s^22s^2\;(\text{grup }2,\text{ període }2)$

3. L’electró afegit a Be no compensa completament el protó afegit: augmenta la càrrega nuclear efectiva, el radi es contrau i resulta més difícil extreure l’electró.

   $E_I(\mathrm{Be})$${}= 899{,}5$${}> 520{,}3$${}= E_I(\mathrm{Li})\quad\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

Plantejament Igualem la combustió i comptem enllaços trencats i formats. Per comparar per massa, dividim les energies molars per les masses molars.

1. La combustió completa produeix dos CO₂ i tres H₂O per molècula d’etanol. Per al càlcul d’enllaç fem servir l’aproximació de l’examen.

   $\mathrm{C_2H_6O+3O_2}$${}\rightarrow \mathrm{2CO_2+3H_2O}$

2. En reactius: un C–C, cinc C–H, un C–O, un O–H i tres O=O. En productes: quatre C=O i sis O–H.

   $\Delta H^\circ\simeq[348+5\cdot412+358+463+3\cdot498]$${}-[4\cdot799+6\cdot463]$${}= -1251\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

3. Tots dos combustibles tenen la mateixa massa molar. Comparem el valor absolut de l’energia alliberada per gram.

   $M$${}= 2\cdot12+6\cdot1+16$${}= 46\,\mathrm{g\,mol^{-1}}$$\frac{1251}{46}=27{,}196$$\frac{1292}{46}=28{,}087\quad\mathrm{kJ\,g^{-1}}$

4. L’èter dimetílic allibera més energia per unitat de massa dins del model i les dades donades; això no compara eficiència real de motors ni corregeix canvis de fase.

Plantejament Comparem fórmula i connectivitat. Les interaccions intermoleculars expliquen la diferència de temperatura d’ebullició.

1. Totes dues estructures tenen dos carbonis, sis hidrògens i un oxigen, però l’oxigen ocupa una funció diferent.

   $\mathrm{CH_3-CH_2-OH}$$\text{i}\ \quad\mathrm{CH_3-O-CH_3}$$\mathrm{C_2H_6O}$

2. L’etanol és un alcohol i l’èter dimetílic és un èter: són isòmers constitucionals de funció.

3. L’OH de l’etanol permet enllaços d’hidrogen entre les seves molècules. L’èter no té H unit a O i no forma aquests ponts amb si mateix. Separar les molècules de l’etanol exigeix més energia.

   $T_{eb}(\mathrm{etanol})$${}> T_{eb}(\text{èter dimetílic})$

Plantejament Busquem una banda que distingeixi els grups funcionals; les bandes comunes no són suficients per identificar el compost.

1. Totes dues substàncies tenen C–H i C–O. Els seus senyals a les regions indicades se solapen.

   $\mathrm{C-H}:3000\text{–}2850\,\mathrm{cm^{-1}}$$\mathrm{C-O}:1260\text{–}1000$$\mathrm{C-O-C}:1300\text{–}1000\,\mathrm{cm^{-1}}$

2. Només l’etanol té enllaç O–H; ha de mostrar una banda ampla a la zona de 3550 a 3200 cm⁻¹.

   $\mathrm{O-H}:3550\text{–}3200\,\mathrm{cm^{-1}}$

3. L’espectre presenta aquesta banda ampla al voltant de 3400 cm⁻¹, a més de C–H i C–O. Per això correspon a l’alcohol.

Plantejament Igualem la combustió de l’èter i calculem l’entropia per diferència de sumes. Apliquem Gibbs amb l’entalpia subministrada, sense confondre-la amb la de l’etanol.

1. Utilitzem les fases gasoses de la taula per a les dades d’entropia.

   $\mathrm{CH_3OCH_3(g)}$${}+\mathrm{3O_2(g)}$${}\rightarrow \mathrm{2CO_2(g)}$${}+\mathrm{3H_2O(g)}$

2. Multipliquem cada entropia pel seu coeficient estequiomètric.

   $\Delta S^\circ$${}= 2\cdot213{,}6+3\cdot188{,}8$${}-267{,}34-3\cdot205{,}0$${}= 111{,}26\,\mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$

3. Convertim l’entropia a kJ i els 25 °C a 298,15 K sense arrodonir; apliquem les dades tabulades dins del model de l’exercici.

   $\Delta G^\circ$${}= -1292$${}-298{,}15\frac{111{,}26}{1000}$${}= -1325{,}2\,\mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

4. El signe negatiu implica espontaneïtat termodinàmica estàndard; no implica que la combustió s’iniciï sense activació.

Plantejament Comptar electrons i localitzar la darrera subcapa ocupada. La molècula diatòmica identifica el no-metall.

1. Per a Z=11, onze electrons: tres capes ocupades i un electró 3s.

   $\mathrm{Na}:1s^22s^22p^63s^1$

2. Per a Z=35, trenta-cinc electrons: capa externa 4s²4p⁵.

   $\mathrm{Br}:1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^{10}4p^5$

3. El sodi perd 3s¹; el brom guanya un electró i forma Br₂ covalent. El símbol A no implica que sigui el catió.

   $\mathrm{Na^++Br^-\rightarrow NaBr}$

Plantejament Comparar l’energia d’un fotó amb la primera energia d’ionització per àtom.

1. La primera energia d’ionització és l’energia mínima per arrencar un electró a un àtom aïllat gasós en estat fonamental. És positiva: cal vèncer l’atracció nucli-electró.

   $\mathrm{H(g)\rightarrow H^+(g)+e^-}$

2. Fem servir les constants de l’examen i la longitud d’ona en metres.

   $E_\gamma$${}= \frac{hc}{\lambda}=\frac{6{,}63\cdot10^{-34}\cdot3{,}0\cdot10^8}{6\cdot10^{-11}}$${}= 3{,}315\cdot10^{-15}\ \mathrm J$

3. Convertim kJ/mol a J per àtom; el fotó supera el llindar.

   $E_i$${}= \frac{1318\cdot10^3}{6{,}02\cdot10^{23}}$${}= 2{,}1894\cdot10^{-18}\ \mathrm J$${}< E_\gamma$

Plantejament Identificar cada tram del cicle i comparar les capes de valència.

1. Primera ionització: àtom gasós a catió gasós.

   $\mathrm{Rb(g)\rightarrow Rb^+(g)+e^-}$$\Delta H_3=403\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

2. Afinitat electrònica amb conveni d’entalpia de captació: procés exotèrmic.

   $\mathrm{Cl(g)+e^-\rightarrow Cl^-(g)}$$\Delta H_4=-349\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

3. Formació des dels elements en els seus estats estàndard; el mig mol de Cl₂ aporta un mol de Cl.

   $\mathrm{Rb(s)+\tfrac12Cl_2(g)}$${}\rightarrow \mathrm{RbCl(s)}$$\Delta H_5=-435\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

4. Na=[Ne]3s¹ i Rb=[Kr]5s¹. L’electró extern de Rb és més lluny i més apantallat; costa menys arrencar-lo.

   $E_i(\mathrm{Na})>E_i(\mathrm{Rb})$

Plantejament Tancar el cicle conservant el factor ½ de la dissociació del clor.

1. La formació del sòlid s’obté per atomització, ionització, captació electrònica i unió dels ions gasosos.

   $\Delta H_5$${}= \Delta H_1+\tfrac12\Delta H_2$${}+\Delta H_3+\Delta H_4+\Delta H_6$

2. Aïllem l’energia reticular de formació. La separació del cristall té el signe oposat.

   $\Delta H_6$${}= -435-82$${}-\tfrac12(240)-403$${}-(-349)$${}= -691\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$

3. Na⁺=[Ne], F⁻=[Ne], Rb⁺=[Kr] i Cl⁻=[Ar]. Les càrregues tenen el mateix mòdul, però Na⁺ i F⁻ són més petits: menys distància, més atracció i més energia en valor absolut. F té 9 electrons neutre i 10 com F⁻.

   $|U(\mathrm{NaF})|>|U(\mathrm{RbCl})|$

Plantejament Reconeixem cada grup per com s’uneixen els seus àtoms i afegim els parells solitaris d’O i N. A la figura, els grups van enquadrats i numerats.

1. A: ① un grup hidroxil –OH unit a l’anell (un fenol, és a dir, un alcohol aromàtic) i ② un èster, –COO–CH₃; el carbonil de l’èster no és una cetona. A més té l’anell aromàtic, amb tres dobles enllaços C=C. Cadascun dels seus tres oxígens té dos parells solitaris.

2. B: ① el carbonil d’una cetona a l’anell de sis i ② una amina terciària a l’anell de cinc (el N està unit a tres carbonis, un d’ells el metil). L’O té dos parells solitaris i el N, un.

3. C: ① un èter entre el metil i la cadena i ② un aldehid al final, –CHO. Cada O té dos parells solitaris.

ResultatA: fenol (alcohol aromàtic) i èster, 6 parells solitaris en total. B: cetona i amina terciària, 3 parells. C: èter i aldehid, 4 parells.

La pauta oficial dona: A: alcohol i èster; B: cetona i amina; C: aldehid i èter; parells d’e⁻ no compartits en O i N

Plantejament Cercar una banda que diferenciï A de B i C, sense identificar la substància només per un carbonil.

1. La banda ampla pròxima a 3200–3550 cm⁻¹ correspon a O–H. Només A té OH.

2. El carbonil intens prop de 1700 cm⁻¹ concorda amb l’èster; també hi ha absorcions aromàtiques C=C a 1500–1650 i C–O a 1000–1300. Les posicions són lectures aproximades del gràfic, no pics retolats.

3. Les tres molècules contenen C–H i C=O: bandes als intervals 2850–3000 i 1650–1750 cm⁻¹. C–O es comparteix entre A i C; B té C–N, amb una zona que es pot solapar i no és l’evidència decisiva.

Plantejament Es demana la definició d’electronegativitat, les configuracions de A ($Z=6$) i B ($Z=8$) i quin dels dos té l’electronegativitat més petita.

1. L’electronegativitat és la tendència d’un àtom a atreure cap a si els electrons de l’enllaç que forma amb un altre àtom.

2. Configuracions electròniques fonamentals (A és el carboni i B, l’oxigen):

   $\mathrm{A}\ (Z=6):\ 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{2}$$\mathrm{B}\ (Z=8):\ 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{4}$

3. Tots dos tenen els electrons de valència a la capa $n=2$, però B té dos protons més i els electrons interns ($1s^{2}$) apantallen igual en tots dos: la càrrega nuclear efectiva sobre els electrons de valència és més gran en B, que a més és més petit. A B li falten dos electrons per completar l’octet ($2s^{2}2p^{6}$) i a A, quatre. Per tant, B atrau més els electrons de l’enllaç i A és el menys electronegatiu.

   $Z_{\mathrm{ef}}(\mathrm{B})$${}> Z_{\mathrm{ef}}(\mathrm{A})$${}\Rightarrow \chi(\mathrm{B})$${}> \chi(\mathrm{A})$

Plantejament Es demana l’estructura de Lewis d’$\mathrm{AB_2}$, és a dir, del $\mathrm{CO_2}$, el tipus d’enllaç, la geometria i l’angle segons la RPECV, si la molècula és polar i si el seu punt d’ebullició és alt o baix.

1. Electrons de valència: A en té 4 ($2s^{2}2p^{2}$) i cada B, 6 ($2s^{2}2p^{4}$). En total, 16 electrons, és a dir, 8 parells.

   $4+2\cdot6=16\ \mathrm{e^-}\ (8\ \text{parells})$

2. A, el menys electronegatiu, és l’àtom central. Perquè els tres àtoms completin l’octet, A forma un enllaç doble amb cada B i cada B conserva dos parells solitaris (vegeu la figura).

   $\mathrm{B{=}A{=}B}\;\equiv\;\mathrm{O{=}C{=}O}$

3. Són dos no-metalls amb electronegativitats diferents però properes: comparteixen electrons. Els enllaços són covalents i polars, amb la càrrega parcial negativa sobre B.

   $\overset{\delta-}{\mathrm{B}}{=}\overset{\delta+}{\mathrm{A}}{=}\overset{\delta-}{\mathrm{B}}$

4. RPECV: al voltant de A hi ha dues zones de densitat electrònica (cada enllaç doble compta com una) i cap parell solitari. Es disposen tan lluny com poden: la molècula és lineal i l’angle d’enllaç és de 180°.

   $\angle\,\mathrm{BAB}=180^\circ$

5. Els dos moments dipolars d’enllaç són iguals i de sentit contrari, i s’anul·len: la molècula és apolar.

   $\vec{\mu}_{\mathrm{AB}}+\vec{\mu}_{\mathrm{BA}}=\vec{0}\;\Rightarrow\;\mu=0$

6. Són molècules petites i apolars: entre elles només hi ha forces de dispersió de London, febles, de manera que cal poca energia per separar-les i el punt d’ebullició és baix.

ResultatLewis: $\mathrm{O{=}C{=}O}$, amb dos parells solitaris a cada O (16 electrons de valència). Enllaços covalents polars. Geometria lineal, angle de $180^\circ$. Molècula apolar ($\mu=0$), amb forces de London febles entre molècules: punt d’ebullició baix.

La pauta oficial dona: $\mathrm{B{=}A{=}B}$ (16 electrons de valència); covalent polar; lineal, $180^\circ$; apolar ($\mu=0$); punt d’ebullició baix (molècules discretes, forces febles)

Plantejament Comptar electrons de valència i distribuir els dominis electrònics amb RPECV. A la figura, cada parella de punts és un parell solitari.

1. H₂O: 8 electrons de valència, dos enllaços O–H i dos parells solitaris a O. Quatre dominis, disposició electrònica tetraèdrica i geometria molecular angular (AX₂E₂).

2. CO₂: 16 electrons de valència, dos enllaços dobles i dos parells solitaris a cada O. El C té dos dominis (cada doble compta com un) i cap parell solitari: lineal AX₂.

3. NH₃: 8 electrons de valència, tres enllaços N–H i un parell solitari. Quatre dominis, disposició electrònica tetraèdrica i forma molecular de piràmide trigonal AX₃E. RPECV minimitza repulsions entre dominis; els parells solitaris repel·leixen més que els enllaçants.

ResultatH₂O angular, CO₂ lineal, NH₃ piràmide trigonal. Parells solitaris: O d’aigua 2, cada O de CO₂ 2, N d’amoníac 1.

La pauta oficial dona: H₂O: 8 e⁻, angular; CO₂: 16 e⁻, lineal; NH₃: 8 e⁻, piramidal trigonal

Plantejament Sumar vectorialment els dipols d’enllaç i comparar les forces intermoleculars.

1. Una molècula polar té moment dipolar permanent no nul; una apolar té moment total zero. Hi intervenen diferència d’electronegativitat i geometria, no només l’existència d’enllaços polars.

2. O i N atreuen més els electrons que H. En H₂O angular i NH₃ piramidal els dipols no es cancel·len. En CO₂ lineal els dos C=O són iguals i oposats: es cancel·len.

   $\mu(\mathrm{H_2O})\ne0$$\mu(\mathrm{NH_3})\ne0$$\mu(\mathrm{CO_2})=0$

3. H₂O bull a una temperatura molt més alta per la xarxa d’enllaços d’hidrogen intermoleculars. H₂S, H₂Se i H₂Te no formen una xarxa comparable; en baixar pel grup augmenta la polaritzabilitat i la dispersió de London, per això puja la temperatura d’ebullició d’H₂S a H₂Te. No es trenquen els enllaços covalents interns en bullir.