Senyal a l'enunciat: "Justifica quin tipus d'enllaç presenta el compost…", "compara les propietats de NaCl i CO₂", "explica per què el diamant té un punt de fusió alt", "relaciona l'enllaç amb les propietats físiques".

Enllaç iònic

Es forma per transferència d'electrons d'un metall (baixa EI) a un no-metall (alta AE). El resultat és una xarxa cristal·lina d'ions positius i negatius units per forces electrostàtiques.

Condició orientativa: diferència d'electronegativitat $\Delta \text{EN} > 1{,}7$ (aproximat — no és un tall absolut).

Propietats dels compostos iònics:

Exemples: NaCl, $\text{CaF}_2$, $\text{MgO}$, $\text{K}_2\text{O}$.

Energia reticular: l'energia necessària per separar completament els ions d'una xarxa cristal·lina. A major càrrega dels ions i menor distància interatòmica, major energia reticular:

$E_{\text{ret}} \propto \frac{q^+ \cdot q^-}{r^+ + r^-}$

Per això, $\text{MgO}$ ($2+/2-$) té un punt de fusió molt més alt que NaCl ($1+/1-$).

Enllaç covalent

Es forma per compartició d'electrons entre àtoms de no-metalls (electronegativitats similars). Cada parell d'electrons compartit constitueix un enllaç covalent.

Condició orientativa: $\Delta \text{EN} < 1{,}7$.

Enllaç covalent polar vs. apolar

En l'enllaç covalent polar, la densitat electrònica es desplaça cap a l'àtom més electronegatiu, creant un dipol parcial: $\delta^+\text{H} - \text{Cl}\,\delta^-$.

Estructures de Lewis

Per dibuixar l'estructura de Lewis:

1. Calcula el nombre total d'electrons de valència de tots els àtoms.
2. Col·loca l'àtom central (generalment el menys electronegatiu, excepte H).
3. Uneix els àtoms amb enllaços simples (cada un = 2e⁻).
4. Completa l'octet dels àtoms terminals.
5. Si queden electrons, posa'ls com a parells solitaris a l'àtom central.
6. Si l'àtom central no compleix l'octet, forma enllaços dobles o triples.

📊 Diagrama: Estructures de Lewis de CO2, H2O i NH3 amb enllaços i parells solitaris

Càrregues formals

Quan hi ha més d'una estructura de Lewis possible, convé comparar les càrregues formals:

$$CF = e^-_{\text{valència}} - e^-_{\text{no enllaçants}} - \frac{e^-_{\text{enllaçants}}}{2}$$

Criteri pràctic: l'estructura més raonable és la que minimitza les càrregues formals i deixa la càrrega negativa, si n'hi ha, sobre l'àtom més electronegatiu.

L'hidrogen NO forma mai més d'un enllaç (duet, no octet). El bor i el beril·li poden tenir menys de 8 electrons (deficiència d'octet). El sofre i el fòsfor poden expandir l'octet ($d$ disponibles en la capa 3).

Propietats dels compostos covalents moleculars:

Sòlids covalents (atòmics)

Excepció important: compostos com el diamant ($\text{C}$), el quars ($\text{SiO}_2$) i el carbur de silici ($\text{SiC}$) formen xarxes covalents gegants on cada àtom està unit covalentment als veïns en les tres dimensions.

Propietats: punt de fusió molt alt, duresa extrema, no condueixen l'electricitat (excepció: grafit, que té electrons $\pi$ deslocalitzats → conductor).

Enllaç metàl·lic

Es forma entre àtoms metàl·lics. Els electrons de valència es deslocalitzen formant un "mar d'electrons" que envolta els cations metàl·lics.

📊 Diagrama: Model del mar d'electrons en l'enllaç metàl·lic

Propietats dels metalls:

Exemple resolt pas a pas

El compost $\text{MgCl}_2$ i el $\text{CCl}_4$ tenen punts de fusió molt diferents (714 °C i −23 °C). Justifica-ho.

1. $\text{MgCl}_2$: format per Mg (metall, EN ≈ 1,31) i Cl (no-metall, EN ≈ 3,16). $\Delta \text{EN} \approx 1{,}85$ → enllaç iònic. Forma una xarxa cristal·lina amb interaccions electrostàtiques fortes → punt de fusió alt.

2. $\text{CCl}_4$: format per C i Cl (tots dos no-metalls). $\Delta \text{EN} \approx 0{,}61$ → enllaços covalents polars. Però la molècula és tetraèdrica i simètrica → els dipols es cancel·len → molècula apolar. Les forces intermoleculars entre molècules apolars (London) són febles → punt de fusió baix.

3. Conclusió: La diferència s'explica per la naturalesa de l'enllaç: xarxa iònica forta vs. forces intermoleculars febles entre molècules covalents apolars.