Atomoak elkarren artean konbinatzen dira egitura handiagoak sortzeko: molekulak, makromolekulak, zelulak, organoak, eta munduan dauden izaki guztiak.

Atomoak lotzean energia minimoko printzipioa edo egonkortasun maximoko printzipioa betetzen da. Alde batetik, nukleoen arteko eta hodei eletronikoen arteko aldarapen-indarrak daude eta bestetik, nukleoen eta hodei elektronikoen arteko erakarpen-indarrak. Indarren artean egonkortasun-oreka batera heltzen bada lotura sortu egiten da molekula eraikiz. Lotura gertatzeko konposatuak energia gutxiago izan behar du atomoek aske baino.

Zortzikote elektronikoaren araua

Gas nobleak isolatuak agertzen dira; hots, ez dira elkartzen beraien artean, azken maila elektronikoa beteta dutelarik n s² p⁶ (He izan ezik , 1 s² )

Edozein atomok elkartzean gas noblearen konfigurazio elektronikoa (zortzi edo bi) lortzeko joera du, elektroiak elkartrukatuz edo konpartituz.

** Arau hau ez da beti betetzen.

Hiru mekanismo nagusi daude gas geldoaren egitura elektronikoa lortzeko:

• Elektroien elkarren trukaketa -->LOTURA IONIKOA . Ez metal eta metal baten artekoa.

• Elektroiak konpartitzea --> LOTURA KOBALENTEA . Ez metalen artekoa.

• Hodei elektroniko bat sortu atomo guztien artean --> LOTURA METALIKOA . Metalen artekoa.

Lotura-mota eta substantzien unitate estrukturalak:

Hainbat teoria egon dira historian zehar loturak azaltzeko. Edozein kasutan teoria batek datu experimentaletatik lortutako ondoko puntuak azaldu behar ditu:

• atomoen arteko zenbakizko erlazioak eta atomo-kopurua molekuletan.

• molekulen geometria.

• lotura-energia eta lotura-distantzia.

LOTURA IONIKOA

Atomo neutroak ioi bihur daitezke elektroiak emanez edo irabaziz. Horrela sortzen dira katioiak (positiboak) eta anioiak (negatiboak).

Lotura ionikoa aurkako karga duten ioien erakarpen elektrostatikoz lortzen da. .

Atomoen elektronegatibitateak oso desberdinak izan behar dira eta atomoen artean elektroi-transferentzia bat dago.

Ikus dezagun sodio kloruro kristalaren eraketa:

Na : 1s² 2s²2p⁶ 3s¹ --> Na⁺ : 1s² 2s² 2p⁶

Cl: 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁵ --> Cl^- : 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁶

Sodio atomoak elektroi bat galdu du eta kloro atomoak elektroi bat irabazi, biok gas noblearen egitura lortzeko. Beraien artean elektroi-transferentzia dago.

Balentzia ionikoa zera da: atomo batek lortutako karga ioi bihurtzen denean. Sodioarena +1 eta kloroarena -1.

Ioi baten koordinazio-indizea: ioi bat distantzia berdinera dauden aurkako zeinuko ioi

kopurua da.

Energetikoki kristal ionikoa baten eraketa prozesu exotermikoa da beti.

Kristal ionikoa askoz egonkorragoa da ioiak libre baino.

Kristal ioniko baten sare-energia, U, kristal mol bat eratzean askatutako energia da,

gas egoeran dauden ioietatik abiatuz.

Sare-energiaren balio absolutua handiagotu egiten da ioien kargarekin eta txikiagotu egiten da ioien arteko distantziarekin edota ioien tamainarekin.

Born-Haber-en zikloa

Kristal ioniko baten sare-energiaren kalkulu zuzena ez da erraza eta Born-Haber-en ziklo delakoa, Hess-en legearen kasu partikular bat, erabiliko dugu.

Prozesuaren diagrama energetikoa honako hau da:

Konposatu ionikoen propietateak

1. Giroko tenperaturan solido kristalinoak dira.

2. Fusio-puntua eta irakite-puntua altu dute energia handia behar delako ioien arteko erakarpen elektrostatikoa gainditzeko.

3. Egoera solidoan ez dira eroale elektriko onak, ioiak finkatuta baitaude posizio finkoetan. Hala ere, urtuta edo uretan disolbatuta daudenean bai, ioiak aske higitzen direlako.

4. Gogorrak dira ioien arteko loturari esker. Hala eta guztiz ere, hauskorrak dira; sarearen desplazamendu txiki baten ondorioz karga berdineko ioiak elkarren kontra jartzen dira aldarapenak sortuz.

5. Disolbatzaile polarretan disolbatzen dira, uretan batez ere. Prosezu horretan aldatutako energiari solbatazio-energia edo hidratazio-energia deritzo. 1.animazioa 2.animazioa

Goiko zenbait propietate azaldu daitezke ioien arteko Coulomb-en erakarpen-indarretan oinarrituz. Coulomb-en indarra, F = K· (Q₁·Q₂) / r² non,F erakarpen-indarra, Q ioien kargak eta r ioien arteko distantzia diren. Ekuazioaren arabera F hainbat eta handiagoa izango da kargak handituz edota distantzia txikituz. Beheko taulan ulertuko duzu hobeto.

Lewis-en diagramak: atomo bat adierazteko sinboloa idazten da ete bere inguruan puntuen bidez balentzia-elektroiak.

Hemen dituzu hirugarren periodoko elementuen Lewis-en diagramak,

LOTURA KOBALENTEA

1. Lewis-en teoria

1. • Bi atomo elkartzen direnean molekula bat sortzeko bi atomoek elektroi-bikote bat edo gehiago konpartitzen dute atomoen zortzikote elektronikoa betetzeko.

Loturazko elektroi-bikotea marra batez adierazten da eta besteak puntuen bidez edo askotan ez dira azaltzen.

1. • Lotura anizkoitzak. Atomoek elektroi bana baino gehiago konpartitzen dute, lotura bikoitza (elektroi-bikote bi) edo hirukoitza (hiru elektroi-bikote) . Esan beharra dago lotura hirukoitza bikotza baino indartsuagoa dela eta bakuna bikoitza baino ahulagoa.

• Elementu baten kobalentzia edo balentzia kobalentea: elementuak eratu dezakeen lotura kobalente kopurua da. Ad: oxigenoak 2, karbonoak 4, nitrogenoak 3, hidrogenoak 1.

• Zortzikote ez-osoa. Askotan erregela hau ez da betetzen , hidrogenoan ikusi dugun bezala azken maila elektronikoa bi elektroiz osatzen baita. Baita ere I, II eta III taldeetako elementuetan. Ad: BeCl₂ eta BF₃

• Zortzikote hedatua. Beste kasu batzuetan (hirugarren periodotik aurrera, d orbital hutsik daudelako) zortzi elektroiz baino gehiagoz betetzen da azken maila Ad: PCl₅ eta SF₆

• Elektroi desapareatuak. Molekula baten atomo guztien balentzia-elektroien kopurua bakoitia bada, atomo batek, behintzat, ez du beteko beraren azken maila elektronikoa elektroi desapareatuak agertuz. Ad: NO

• Erradikalak. Molekularen zatiak dira, hidroxido ioia, metiloa, e.a. Lotura bat apurtu egiten da eta bikote elektronikotik elektroi bat besterik ez da gelditzen, hau desapareatuta.

1. • Lotura kobalente koordinatua . Konpartitutako elektroiak atomo bakar betek emana badira lotura koordinatua edo datiboa sortzen da.Lotura hau marra batez adierazi beharrean, gezi batez adierazten da, elektroi-emailetik elektroi-hartzailera doana. Ad: amonio ioia eta hidronio ioia.

1. • Erresonantzia. Askotan molekula batentzat Lewis-en egitura bat baino gehiago irudika daitezke. Bentzenoaren kasuan hiru lotura C=C daude eta beste hirurak C-C dira. Egitan karbono-atomoen arteko lotura guztiak berdinak dira nahiz luzerari nahiz energiari dagokionez. Diogu benetako bentzenoaren egitura, erresonantziako egituren hibrido (nahasia) bat dela. Sakondu

Lewis-en diagramak: arauak

2. Balentzia-mailako elektroi-bikoteen aldarapen-teoria BMEBA

2. 1. Teoria honek aurresaten ditu molekulen geometria eta lotura-angeluak beraien Lewis-en egituretatik.

a. Elektroi lotzaileak: loturan parte hartzen duten balentzia-elektroiak

b. Elektroi ez-lotzaileak: loturan parterik hartzen ez duten balentzia-elektroiak.

2. 2. Elektroi lotzaileak eta ez-lotzaileak atomo zentralaren inguruan kokatzen dira ahalik eta urrunen, beraien arteko aldarapen elektrostatikoagatik.

   3. Bikote ez-lotzaileen aldarapen eragina handiagoa da bikote lotzaileena baino. Ordena: bik ez lot--bik ez lot > bik ez lot--bik lot>bik lot--bik lot

   4. Molekularen egitura geometrikoa, elektroien arteko aldarapen minimoa lortzeko bideratzen da.

Lineala BeCl2 Angeluarra SO2 Triangelu ekilateroa BF3 Angeluarra SnCl2

Tetraedrikoa CH4 Piramide trigonala NH3 Angeluarra H2O Lineala HCl

Bipiramide trigonala PCl5 Tetraedro deformatua SF4 T formakoa ClF3 Lineala XeF2

Oktaedriko SF6 Piramide tetragonal BrF5 Karratu laua XeF4 Bipiramide pentagonala IF7

Lotura-parametroak

1. 1. Lotura-entalpia(energia): lotura bat disoziatzen deneko entalpia-aldakuntza. Positiboak dira denak. Taula
      

   2. Lotura-luzera: lotura kobalente batez loturiko bi atomoen nukleoen arteko distantzia. Atomoen tamaina eta lotura-indarraren menpekoa da.
      

   3. Lotura-angelua: egitura geometrikoaren bi loturen arteko angelua. Bi atomo baino gehiagoko molekuletan du xederik. BMEBA taulan azaltzen dira molekula ezberdinen lotura-angeluak.
      

   4. Polaritatea . Bi atomoen elektronegatibitateak ezberdinak direnean gertatzen da. Atomoen gainean karga elektriko partzialak sortzen dira.

      • Molekula diatomiko homonuklearra. Molekularen bi atomoen elektronegatibitateak berdinak baldin badira karga positibo eta karga negatiboak berdin bananduta daude eta molekulak ez du polartasunik aurkezten: apolarra da. Ad: H₂ , Cl₂ , N₂ , F₂ , e.a.

      • Molekula diatomiko heteronuklearra. Bi atomoen elektronegatibitatean ezberdinak badira, elektronegatiboenak indar handiagoz erakarriko ditu loturazko elektroiak eta karga-banaketa bat sortzen da lotura polarizatuta geldituz. Ad: HCl , CO, e.a.

      • Momentu dipolarra. Polaritatea neurtzen duen magnitude bektoriala: banandutako karga bider distantzia internuklearra ( m = Q . d ) . Unitatea: debye (D)=3,34·10^-30 C·m. Lotura baten momentu dipolarra nulua bada lotura apolarra da.

      • Izaera ionikoa edo kobalentea. Lotura baten izaera ionikoa edo kobalentea atomoen arteko elektronegatibitatearen diferentzian datza. Beraien arteko diferentzia DE<1,2 bada kobalentea; 1,2 <DE <1,8 polarra eta DE>1,8 ionikoa. 1,7 bada %50 izaera ionikoa duela onartzen da .

• Molekula poliatomikoak. Molekularen polaritatea jakiteko kontuan hartu behar da loturen polaritatea eta molekularen geometria. Posiblea da molekula apolarra izatea nahiz eta loturak polarrak izan, momentu dipolarrak (*magnitude bektorialak) deuseztatzen baitira; esate baterako BeCl₂, CO₂, BF₃ eta CH₄ .

Molekulen arteko indarrak
Honelako indarrak substantzia kobalenteetan agertzen dira egoera likidoan eta solidoan. Lotura kobalentea baino askoz ahulagoak dira. Bi motakoak dira: Van der Waals-en indarrak eta Hidrogeno-zubiak.
Van der Waals-en indarrak
Lotura kobalentea baino 1.000 aldiz ahulagoak dira.

1. Dipolo-dipolo indarrak

Molekula polarren artean sortzen dira. Zenbat eta handiagoa izan momentu dipolarra, handiagoa da indar erakarlea. Ad: CO , HCl egoera likidoan eta solidoan.

2. Dipolo-dipolo induzitua indarrak

Molekula polar bat apolarra den beste batera hurbiltzen denean, azken honetan dipolo induzitu bat sortzen da. Bi molekulak hurbildu egiten dira erakarpen-indar ahul bati esker. Ad: HCl eta Cl₂ ; HF eta Ar.

3. Sakabanaketa-indarrak. London-en indarrak

Molekula apolarren artean. Une batean karga elektrikoaren higidura bat gerta daiteke eta horren ondorioz kargaren desplamendu bat sortzen da aldiuneko dipolo bihurtuz. Aldamenean dagoen beste molekulan dipolo induzitua agertzen da eta bi molekulen artean indar erakarle ahul bat . Ad: He, O₂ , N₂ , egoera likidoan oso tenperatura baxuetan . Indar hau masa molekularrarekin hazten da, elektroi gehiago dagoelako molekula handietan eta aldiuneko dipolo handiagoak sor daitezke.

Hidrogeno-lotura

Hidrogeno-atomoa oso elektronegatiboa eta txikia den beste batekin lotuta dagoenean (F, O edo N) lotura oso polarizatuta dago: H-ren gainean karga partzial positiboa eta bestean karga partzial negatiboa. Hori dela eta, molekula baten hidrogenoa, oso txikia dena, eta alboan dagoen beste molekula baten atomo elektronegatiboaren artean erakarpen elektriko bat sortzen da; "zubi" honi hidrogeno-lotura deritzo.

Hidrogeno-loturak Van der Waals-enak baino askoz indartsuagoak dira.

Lotura honi esker ura likidoa da giroko tenperaturan. Baita ere HF, NH₃ , ADN molekuletan daude hidrogeno-zubiak.

LOTURA METALIKOA

Ezagutzen diren elementu gehienak (%80) metalak dira, bero eta elektrizitate eroale onak. Sistema periodikoan ezkerreko eta erdiko aldean daude kokatuta.

Atomoak lotzen dituen lotura ez da ionikoa ezta kobalentea ere. Lotura metalikoa da.

Metalen ezaugarri nagusiak honako hauek dira:

1. Azken maila elektronikoan elektroi gutxi dute.

2. Ionizazio-energia baxua.

Metalen atomoak elkartu egiten dira hiru motako sare kristalinoak sortuz:

Sare kristalinoan ioiak daude. Hala eta guztiz ere, lotura metalikoa ezin da azaldu lotura ionikoren teoriarekin elektroi-transferentziarik ez baitago.

Lotura metalikoa eta metalen propietateak azaltzeko bi eredu daude:

Hodei elektronikoaren eredua

Intuitiboa da eta honako hipotesietan oinarritzen da:

1. Atomoek balentzia-elektroiak galtzen dituzte positiboki kargaturik geldituz, katioi bihurtuz.

2. Katioiek sare tridimentsinal ordenatua eta trinkoa osatzen dute. Sarearen egitura katioien tamainaren menpe dago.

3. Askatutako elektroiak ez daude atomo bati lotuta, sare osoan deslekututa daude hodei elektroniko moduan karga positiboa neutralizatzeko.

4. Hodei elektronikoan dauden elektroiak higitzen dira libreki sare kristalinoan. Ezin dute ihes egin saretik katioien erakarpen elektrostatikoa dela eta. Hortik datorkio metalari egonkortasuna eta eroankortasuna.

Eredu honek ondo azaltzen du eroankortasuna, elektroiak aske daudelako korronte elektrikoa eroateko.

Baita ere, harikortasuna (hariak egiteko erraztasuna, Cu) eta xaflakortasuna (xaflak egiteko, Au). Trakzio baten ondorioz katioiak desplazatzen dira baina hodei elektronikoak mantentzen du sarea apurtu gabe.

Banda-eredua

Mekanika kuantikoan eta orbital melekularren teorian oinarritzen da.

Lotura kobalentearen kasu berezitzat hartuta, balentzia-elektroiak katio guztiek elkar konpartitu dituztelarik.

Atomoak elkartzean orbital atomikoak desagertu egiten dira, energia berdineko orbital molekularrak sortuz eta azken hauek energia-banda izenekoa osatzen dute.

Elektroiek betetzen dituzte orbital molekularrak energia hazkorraren arabera.

Bi energia-banda daude; bata, beteta edo erdibeteta balentzia-elektroiekin. Banda honi balentzia-banda deritzo. Bestea, eroapen-banda izenekoa, hutsik dauden orbital molekularrez osatuta. Noizean behin bi bandak gainezartzen dira energetikoki.

Eredu honek ondo azaltzen du eroankortasuna. Metalak izan daitezke:

1. Eroaleak. Balentzia-banda eta eroapen-banda gainezarrita daude eta elektroiak higitu daitezke libre dauden orbitaleetatik, korronte elektrikoa erraz eroateko.

2. Erdieroaleak. Bandak ez daude solapatuta. Beraien artean hutsune bat dago, eremu debekatua. Si edo Ge atomoetan eremu debekatua ez da oso handia eta elektroiek energia zinetikoa irabaziz gero pasa daitezke eroapen-bandara. Horregatik erdieroaleek eroaten dute elektrizitatea tenperatura altuan.

3. Isolatzaileak. Banden arteko eremu debekatua oso zabala da eta elektroiek ezin dute jauzi eroapen-bandara.

Metalen propietateak

1. Dentsitatea. Ioiak sare trinkoan daude kokatuta eta horren ondorioz metalen dentsitateak altuak dira orokorrean. Salbuespenak badaude, alkalinoak eta beruna bigunak dira. Denak solidoak dira giroko tenperaturan, Hg, Cs eta Fr izan ezik.

2. Fusio- eta irakite-puntuak. Gehienek Pf eta Pi altuak dituzte ioiak oso lotuta daude eta. Hala ere, aldaketa handiak daude Cs-tik (Pf=29 ^oC) Pt-ra (Pf=1768 ^oC ). Bi faktoreren menpe daude:

a. Ioiaren tamaina. Zenbat eta tamaina handiagoa irakite- eta fusio-puntua baxuagoa.

b. Atomo bakoitzak emandako elektroi-kopurua. Zenbat eta elektroi gehiago eman irakite- eta fusio-puntua altuagoa.

Aztertu hemen elementuen boiling point eta melting point.

3. Eroankortasun elektrikoa. Oso eroale onak dira hodeiko elektroiak erraz higitzen direlako. Metala berotzen bada elektroiek irabazi egiten dute energia zinetikoa metal osoaren zehar eroateko.

4. Eroankortasun termikoa. Bero-eroale onak dira. Sareko katioiek energia xurgatu ondoren bibratzen hasten dira eta elkar jotzen dute. Dilatazioa ere gertatzen da.

5. Propietate mekanikoak. Harikorrak eta xaflakorrak dira. Katioien arteko banaketa handiegia ez bada hodei elektronikoak elkarturik mantenduko ditu.

6. Arrazoi horregatik bigunak dira eta zailak (hausten edo itxuraldatzen saiatuz gero, aurka egiten dute).

7. Distira. Elektroien higikortasunari esker gai dira argiaren uhin-luzera guztiak zurgatzeko eta igortzeko. Horregatik kolore iluna eta opakua dute. Kobreak eta urreak ez dute erradiazio urdina islatzen eta kolore gorria eta horia aurkezten dute.

8. Elektroiak igorri ditzakete, efektu termoionikoa eta fotoelektrikoa, kitzikapen termikoaren ondorioz edo argiaren kitzikapenaz.

Lotura mota eta substantzien propietateak

Ariketak

Molekulak ikusteko www.3dchem.com/