Exercicis d'enllaç químic — Química 2n Batxillerat

Que els àtoms tendeixen a envoltar-se de vuit electrons de valència (com els gasos nobles), compartint-ne els necessaris. L'hidrogen és l'excepció: es completa amb dos.

Es repel·leixen entre ells i se separen tant com poden; la disposició que els allunya al màxim determina la geometria de la molècula.

Només forces de dispersió (de London), que són les que hi ha entre totes les molècules. Com que són febles i el metà és petit, és un gas a temperatura ambient.

N₂: cada N aporta 5 electrons de valència (10 en total). Perquè tots dos compleixin l'octet comparteixen tres parells: :N≡N:, amb un enllaç triple i un parell solitari a cada àtom.
NH₄⁺: electrons de valència = 5 + 4·1 - 1 (càrrega positiva) = 8, que formen quatre parells enllaçants N-H i cap parell solitari; el N queda amb l'octet complet i la geometria és tetraèdrica.
Un dels enllaços és covalent datiu (o coordinat): es forma quan el parell solitari del NH₃ s'uneix a un ió H⁺, que no aporta cap electró. Un cop format, els quatre enllaços N-H són idèntics.
Error típic: oblidar restar un electró per la càrrega positiva en comptar els electrons de valència.

En un metall els àtoms cedeixen els electrons de valència, que queden deslocalitzats formant un núvol que envolta una xarxa ordenada de cations; l'enllaç és l'atracció entre els cations i aquest núvol.
Conductivitat: els electrons del núvol no pertanyen a cap àtom concret i es poden moure lliurement; quan s'aplica una diferència de potencial, es desplacen i transporten la càrrega.
Mal·leabilitat i ductilitat: l'enllaç no és direccional, de manera que les capes de cations poden lliscar unes sobre les altres sense que l'enllaç es trenqui, perquè el núvol electrònic s'adapta a la nova posició.
Comparació: en un sòlid iònic un desplaçament de capes enfronta ions del mateix signe i el cristall es trenca.

Hi ha pont d'hidrogen quan un àtom d'hidrogen està unit a un àtom molt electronegatiu i petit (N, O o F) i interacciona amb el parell solitari d'un àtom N, O o F d'una altra molècula.
Sí: NH₃ (enllaç N-H), HF (enllaç H-F) i CH₃OH (grup O-H).
No: CH₄, perquè els H estan units al carboni, poc electronegatiu; H₂S, perquè el sofre és massa gran i poc electronegatiu per formar-ne (per això el H₂S és un gas i l'aigua és líquida).
Error típic: creure que qualsevol molècula amb hidrogen fa ponts d'hidrogen; cal que l'H estigui unit a N, O o F.

Mg: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²; perd els dos electrons 3s i queda Mg²⁺, amb la configuració del neó.
F: 1s² 2s² 2p⁵; guanya un electró i queda $F^{-}$, també amb la configuració del neó.
Com que cada Mg cedeix dos electrons i cada F només en pot acceptar un, calen dos àtoms de fluor per cada un de magnesi: la fórmula és MgF₂.
Els ions s'atrauen electrostàticament en totes direccions i s'ordenen en una xarxa cristal·lina en què cada Mg²⁺ està envoltat de molts $F^{-}$ i a l'inrevés: no hi ha unitats MgF₂ aïllades, i la fórmula només indica la proporció d'ions.

a) Certa: com més parells d'electrons es comparteixen, més atracció hi ha entre els nuclis i els electrons compartits; els àtoms s'acosten més i cal més energia per separar-los (C-C 154 pm i 347 kJ/mol; C≡C 120 pm i 839 kJ/mol).
b) Falsa: si la geometria és simètrica els dipols d'enllaç es cancel·len i la molècula és apolar, com passa al CO₂ (lineal) o al CCl₄ (tetraèdric).
c) Falsa: en el sòlid els ions ocupen posicions fixes de la xarxa i no es poden desplaçar; només condueixen fosos o dissolts, quan els ions tenen mobilitat.
d) Certa: les forces intermoleculars (London, dipol-dipol, pont d'hidrogen) són de l'ordre d'1 a 40 kJ/mol, unes deu vegades més febles que un enllaç covalent (centenars de kJ/mol); per això bullir aigua no la descompon en hidrogen i oxigen.

Les quatre molècules són diatòmiques i apolars (els dos àtoms són iguals), de manera que entre elles només hi ha forces de dispersió de London.
Aquestes forces es deuen a dipols instantanis i són més intenses com més gran i més polaritzable és el núvol electrònic: el iode té 106 electrons i un núvol molt més deformable que el fluor, amb 18.
En baixar pel grup augmenten la mida i el nombre d'electrons, les forces de London creixen i cal més energia (més temperatura) per separar les molècules: F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂.
Error típic: dir que el iode és sòlid perquè l'enllaç I-I és més fort; en bullir o fondre no es trenca cap enllaç covalent, només les forces entre molècules.

En cap de les tres molècules l'àtom central no té parells solitaris, de manera que la geometria és la que minimitza la repulsió entre els parells enllaçants.
BeCl₂: 2 parells enllaçants → geometria lineal, angle Cl-Be-Cl de 180°.
BF₃: 3 parells enllaçants → geometria trigonal plana, angles F-B-F de 120°.
CH₄: 4 parells enllaçants → geometria tetraèdrica, angles H-C-H de 109,5°.
Observació: el Be i el B no compleixen la regla de l'octet (tenen 4 i 6 electrons de valència al voltant), però la geometria es dedueix igualment comptant els parells.

El caràcter iònic d'un enllaç depèn de com de diferent és l'atracció que fan els dos àtoms pels electrons compartits, i això ho mesura la diferència d'electronegativitat (en valor absolut).
Enllaç Na-Cl: diferència = |3,0 - 0,9| = 2,1. Com que 2,1 > 1,7, hi ha més d'un 50% de caràcter iònic: l'enllaç és predominantment IÒNIC. Té sentit, perquè el NaCl és un sòlid iònic típic (metall + no-metall).
Enllaç H-Cl: diferència = |3,0 - 2,1| = 0,9. Com que 0,9 < 1,7, el caràcter iònic és inferior al 50%: l'enllaç és predominantment COVALENT (un covalent POLAR, perquè la diferència no és nul·la).
Atenció al parany: dir que el H-Cl és covalent NO vol dir que no tingui gens de caràcter iònic. El caràcter iònic és un CONTINU, no una cosa de tot o res: l'enllaç H-Cl està polaritzat (l'hidrogen queda amb càrrega parcial positiva i el clor amb càrrega parcial negativa), però comparteix els electrons, no els cedeix del tot. Per això és covalent amb un cert caràcter iònic parcial.

Seguim la cadena Lewis → VSEPR → polaritat.

1. Lewis. Electrons de valència totals: 4 + 4·7 = 4 + 28 = 32. El carboni és l'àtom central i forma un enllaç simple amb cadascun dels 4 clors (gasta 8 electrons); els 24 restants completen l'octet de cada clor amb 3 parells solitaris. El carboni NO té cap parell solitari.
2. VSEPR. Al voltant del carboni hi ha 4 parells enllaçants i cap solitari; se separen al màxim en tres dimensions formant angles d'uns 109,5 graus. La geometria és tetraèdrica.
3. Polaritat. Els enllaços C-Cl SÓN polars (el clor és més electronegatiu que el carboni, i atrau els electrons). Ara bé, la geometria tetraèdrica és perfectament simètrica: els quatre dipols apunten des del carboni cap als quatre vèrtexs i se sumen a zero. Per tant, la molècula és APOLAR.

Aquest és el parany clàssic: una molècula amb enllaços polars pot ser apolar si la geometria és simètrica i els dipols es cancel·len.

Els enllaços O-H són polars (l'oxigen és més electronegatiu).
La molècula és angular, no lineal, així que els dos dipols no apunten en sentits oposats i no es cancel·len.
Queda un dipol net: l'aigua és una molècula polar.

Primer classifiquem cada substància segons el tipus d'enllaç:

• NaCl: sòlid IÒNIC (metall + no-metall), format per una xarxa d'ions Na⁺ i Cl⁻.
• Cu: sòlid METÀL·LIC, cations en un 'mar' d'electrons deslocalitzats.
• $I_{2}$: sòlid COVALENT MOLECULAR, molècules $I_{2}$ unides entre elles per forces de dispersió febles.
• Diamant: sòlid COVALENT ATÒMIC (xarxa covalent), on cada carboni s'uneix a quatre veïns per enllaços covalents en tota la xarxa.

Quina condueix en estat sòlid? El coure. En el metall els electrons estan deslocalitzats i es poden moure lliurement, així que condueix ja en sòlid. En canvi el NaCl sòlid NO condueix (els ions estan fixos a la xarxa; només condueix fos o dissolt); el diamant i el iode tampoc condueixen (els electrons estan localitzats en els enllaços o dins les molècules).
Quina té el punt de fusió més baix? El iode. En un sòlid molecular, en fondre només cal vèncer les forces intermoleculars (de dispersió), que són febles; per això fon a temperatura baixa. Les altres tres exigeixen trencar enllaços forts (iònics, metàl·lics o covalents de xarxa) i tenen punts de fusió molt més alts.

Età: cada C forma quatre enllaços simples (tres C-H i un C-C) → hibridació sp³, geometria tetraèdrica al voltant de cada C, angles de 109,5°. Enllaços: 7 σ (6 C-H + 1 C-C) i 0 π.
Etè: cada C forma dos C-H i un doble enllaç C=C → hibridació sp², geometria trigonal plana, angles de 120°; els dos orbitals p sense hibridar se solapen lateralment i formen l'enllaç π. Enllaços: 5 σ (4 C-H + 1 C-C) i 1 π.
Etí: cada C forma un C-H i un triple enllaç C≡C → hibridació sp, geometria lineal, angles de 180°; els dos orbitals p de cada C formen dos enllaços π perpendiculars. Enllaços: 3 σ (2 C-H + 1 C-C) i 2 π.
Regla: en un enllaç múltiple, el primer enllaç és sempre σ i la resta són π.

Electrons de valència: 5 + 3·6 + 1 (càrrega negativa) = 24, és a dir, 12 parells.
Amb el N al centre, l'única manera que el N compleixi l'octet és amb un doble enllaç N=O i dos enllaços simples N-O; els dos oxígens amb enllaç simple porten una càrrega formal -1 i el N una càrrega +1 (càrrega total -1).
El doble enllaç es pot col·locar en qualsevol dels tres oxígens: hi ha tres estructures de Lewis equivalents (formes ressonants). L'ió real no és cap de les tres, sinó un híbrid en què els electrons π estan deslocalitzats sobre els tres enllaços.
Cada enllaç té un ordre d'enllaç de $\tfrac{4}{3}$ (un parell σ més un terç del parell π), i per això els tres són iguals i de longitud intermèdia entre el simple i el doble.
Geometria: tres parells enllaçants al voltant del N i cap parell solitari → trigonal plana, angles de 120°.

L'energia reticular és proporcional al producte de les càrregues dels ions i inversament proporcional a la distància entre ells (llei de Coulomb): U ∝ $q_{+}$·$q_{-}$/($r_{+}$ + $r_{-}$).
Primer separem per càrregues: MgO i CaO tenen ions amb càrrega 2+ i 2- (producte 4), mentre que NaCl i KCl tenen càrregues 1+ i 1- (producte 1); els òxids tenen energies reticulars molt més grans.
Dins de cada parella decideix la distància: $K^{+}$ és més gran que Na⁺ (319 pm enfront de 283 pm de distància interiònica) → KCl < NaCl; Ca²⁺ és més gran que Mg²⁺ (240 pm enfront de 212 pm) → CaO < MgO.
Ordre creixent: KCl < NaCl < CaO < MgO (valors tabulats aproximats: 715, 787, 3401 i 3791 kJ/mol).
El punt de fusió més alt és el del MgO (2852 °C, enfront dels 801 °C del NaCl), perquè cal més energia per separar els ions de la xarxa.

a) Tots dos isòmers tenen la mateixa massa molecular, però l'etanol té un grup O-H i forma ponts d'hidrogen entre molècules; el dimetil èter no té cap H unit a l'oxigen i només té forces dipol-dipol i de London, més febles. Per això cal molta més energia per separar les molècules d'etanol.
b) Butà i pentà són apolars i només tenen forces de London, que augmenten amb el nombre d'electrons i la superfície de la molècula; el pentà, més gran, té forces més intenses i bull a una temperatura més alta.
c) Mateixa fórmula i mateix nombre d'electrons, però el pentà lineal és allargat i les molècules es poden posar en contacte per tota la seva longitud, mentre que el 2,2-dimetilpropà és gairebé esfèric i té menys superfície de contacte: les forces de London són més febles i bull abans.
Idea clau: el punt d'ebullició depèn del tipus de força intermolecular (pont d'hidrogen > dipol-dipol > London) i, dins del mateix tipus, de la mida i la forma de les molècules.

Regla general: «semblant dissol semblant». L'aigua és polar i forma ponts d'hidrogen; l'hexà és apolar i només té forces de London.
$I_{2}$: molècula apolar. És molt soluble en hexà (forces de London entre $I_{2}$ i $C_{6}H$₁₄) i molt poc soluble en aigua, perquè les molècules d'aigua prefereixen mantenir els seus ponts d'hidrogen abans que envoltar una molècula apolar.
NaCl: compost iònic. Es dissol en aigua perquè els dipols de l'aigua envolten els ions (interacció ió-dipol, solvatació) i compensen l'energia reticular; és insoluble en hexà, que no pot estabilitzar ions.
Etanol: té un grup O-H polar, que forma ponts d'hidrogen amb l'aigua, i una cadena etil apolar, que interacciona per forces de London amb l'hexà: és soluble en tots dos dissolvents.
Error típic: dir que una substància «es dissol perquè és polar»; cal dir quina interacció concreta s'estableix amb el dissolvent.

Un moment dipolar nul en una molècula amb enllaços polars indica una geometria simètrica; un moment no nul, una geometria en què els dipols d'enllaç no es cancel·len.
SO₂ (1,6 D): si fos lineal els dos dipols S-O s'anul·larien; ha de ser angular. Lewis: 18 electrons, el S té un doble enllaç, un simple (o dues formes ressonants) i un parell solitari → 3 regions d'electrons, geometria angular, angle d'uns 119°.
BF₃ (0 D): els tres enllaços B-F són molt polars, de manera que la cancel·lació exigeix simetria: trigonal plana. Lewis: 24 electrons, tres parells enllaçants i cap parell solitari al B → trigonal plana, 120°.
NH₃ (1,5 D): si fos trigonal plana seria apolar; el moment dipolar indica que és piramidal. Lewis: 8 electrons, tres parells enllaçants i un de solitari → 4 regions, geometria piramidal, angle 107°.
CS₂ (0 D): com el CO₂: 16 electrons, S=C=S, dos dobles enllaços i cap parell solitari al C → lineal, 180°, els dipols es cancel·len.

BF₃: 3 + 3·7 = 24 electrons. El B forma tres enllaços simples B-F i queda envoltat només de 6 electrons: octet incomplet (típic del Be i del B). Tres parells enllaçants i cap de solitari → trigonal plana, 120°.
PCl₅: 5 + 5·7 = 40 electrons. El P forma cinc enllaços P-Cl i té 10 electrons al voltant: octet expandit, possible perquè el fòsfor és del període 3 i disposa d'orbitals 3d buits. Cinc parells enllaçants → bipiràmide trigonal (tres Cl en un pla a 120° i dos en els vèrtexs, a 90°).
NO: 5 + 6 = 11 electrons, nombre imparell. Un electró queda necessàriament desaparellat (sobre el N en l'estructura més habitual, N=O amb un parell solitari a cada àtom): és un radical lliure, molt reactiu.
Conclusió: la regla de l'octet és una guia útil per als elements del període 2, però té excepcions per defecte, per excés i per nombre imparell d'electrons.

(a) La diferència d'electronegativitat es pren sempre en valor absolut:

• C-H: |2,5 - 2,1| = 0,4.
• H-Cl: |3,0 - 2,1| = 0,9.
• C-O: |3,5 - 2,5| = 1,0.
• H-F: |4,0 - 2,1| = 1,9.
• K-Br: |2,8 - 0,8| = 2,0.

(b) A més diferència, més caràcter iònic. Ordenats de menys a més: C-H (0,4) < H-Cl (0,9) < C-O (1,0) < H-F (1,9) < K-Br (2,0). Així, el C-H és el més covalent (gairebé apolar, perquè el carboni i l'hidrogen tenen electronegativitats molt semblants) i el K-Br és el de més caràcter iònic.

(c) Segons la regla, tenen més del 50% de caràcter iònic els enllaços amb diferència > 1,7: el H-F (1,9) i el K-Br (2,0). Els altres tres (diferència < 1,7) són predominantment covalents.

(d) Aquí és on la regla ensenya el seu parany. La regla del 1,7 és només ORIENTATIVA, un llindar aproximat; el caràcter iònic és un CONTINU que va del covalent pur (diferència 0) a l'iònic gairebé pur, sense cap frontera neta. El K-Br, amb un metall molt poc electronegatiu i un no-metall, forma una xarxa d'ions $K^{+}$ i Br⁻: és un sòlid iònic de veritat. En canvi el H-F, tot i tenir una diferència gran (1,9), està format per DOS NO-METALLS: els seus àtoms comparteixen el parell d'electrons en molècules HF discretes, encara que molt polaritzades (l'hidrogen amb càrrega parcial positiva i el fluor amb càrrega parcial negativa). Per això el HF és un enllaç COVALENT molt polar, amb un caràcter iònic parcial elevat, però NO un compost iònic. Conclusió: la diferència d'electronegativitat mesura el GRAU de polaritat de l'enllaç de manera contínua, i passar el llindar de 1,7 no converteix automàticament un enllaç entre no-metalls en iònic pur.

Analitzem cada molècula amb la mateixa cadena de raonament.

Trifluorur de nitrogen (NF₃):

1. Lewis. Electrons de valència: 5 + 3·7 = 5 + 21 = 26. El nitrogen central forma 3 enllaços simples amb els fluors (gasta 3 dels seus 5 electrons) i li queden 2 electrons, és a dir 1 parell solitari.
2. VSEPR. Al voltant del nitrogen hi ha 4 parells (3 enllaçants + 1 solitari): parteixen d'una disposició tetraèdrica, però com que un vèrtex l'ocupa el parell solitari, els tres fluors queden formant una piràmide. Geometria PIRAMIDAL (tipus AX₃E).
3. Polaritat. Els enllaços N-F són polars (el fluor és més electronegatiu). La geometria piramidal NO és simètrica —el parell solitari trenca la simetria—, així que els dipols no es cancel·len i queda un dipol net. La molècula és POLAR.

Diclorur de sofre (SCl₂):

1. Lewis. Electrons de valència: 6 + 2·7 = 6 + 14 = 20. El sofre central forma 2 enllaços simples amb els clors (gasta 2 electrons) i li queden 4 electrons, és a dir 2 parells solitaris.
2. VSEPR. Al voltant del sofre hi ha 4 parells (2 enllaçants + 2 solitaris): parteixen d'una disposició tetraèdrica i, en ocupar dos vèrtexs els parells solitaris, els dos clors queden en angle. Geometria ANGULAR (tipus AX₂E₂).
3. Polaritat. Els enllaços S-Cl són polars (el clor és més electronegatiu). La geometria angular NO cancel·la els dipols, així que hi ha un dipol net. La molècula és POLAR.

Conclusió: totes dues són polars. El contrast amb el CCl₄ (tetraèdric i apolar) mostra el parany: tenir enllaços polars no fa una molècula polar; el que decideix és si la geometria és simètrica. Aquí els parells solitaris trenquen la simetria i les molècules queden polars.

Cada substància representa un tipus d'enllaç diferent; en deduïm les propietats.

Clorur de potassi (KCl) — sòlid IÒNIC (xarxa d'ions $K^{+}$ i Cl⁻):

• Punt de fusió: ALT, cal molta energia per vèncer l'atracció electrostàtica de tota la xarxa.
• Conductivitat: en sòlid NO condueix (els ions estan fixos); fos SÍ i dissolt en aigua SÍ (els ions queden lliures per moure's).
• Duresa: dur però FRÀGIL; en copejar-lo, un pla d'ions es desplaça, s'enfronten càrregues iguals i el cristall es trenca.
• Solubilitat: SOLUBLE en aigua (dissolvent polar que solvata els ions); insoluble en dissolvents apolars.

Quars (SiO₂) — sòlid COVALENT ATÒMIC (xarxa covalent gegant):

• Punt de fusió: MOLT ALT, fondre'l vol dir trencar enllaços covalents de tota la xarxa.
• Conductivitat: NO condueix ni en sòlid ni fos (els electrons estan localitzats en els enllaços; no hi ha càrregues lliures).
• Duresa: MOLT DUR (la xarxa covalent tridimensional és rígida).
• Solubilitat: INSOLUBLE (cap dissolvent no pot trencar la xarxa covalent).

Naftalè — sòlid COVALENT MOLECULAR apolar (molècules unides per forces de dispersió):

• Punt de fusió: BAIX, en fondre només es vencen forces intermoleculars febles, no enllaços.
• Conductivitat: NO condueix en cap estat (molècules neutres, sense càrregues lliures).
• Duresa: TOU, les molècules se separen amb facilitat.
• Solubilitat: INSOLUBLE en aigua però soluble en dissolvents apolars ('el semblant dissol el semblant').

Ferro (Fe) — sòlid METÀL·LIC (cations en un mar d'electrons deslocalitzats):

• Punt de fusió: ALT, l'enllaç metàl·lic manté fortament units cations i electrons.
• Conductivitat: condueix en sòlid I fos, gràcies als electrons deslocalitzats mòbils.
• Duresa: dur però MAL·LEABLE i dúctil (les capes de cations poden lliscar sense trencar l'enllaç).
• Solubilitat: INSOLUBLE en aigua (els metalls no es dissolen; com a molt hi reaccionen).

La clau de tot l'exercici és el mateix raonament repetit: del tipus d'enllaç i l'estructura es dedueixen totes les propietats macroscòpiques.

a) HCN: 1 + 4 + 5 = 10 electrons → H-C≡N: (triple enllaç C-N i un parell solitari al N). H₂CO: 2 + 4 + 6 = 12 electrons → dos enllaços C-H, un doble C=O i dos parells solitaris a l'O. SO₃: 6 + 18 = 24 electrons → un doble S=O i dos simples S-O (amb càrregues formals), tres formes ressonants equivalents; cap parell solitari al S.
b) HCN: el C té 2 regions d'electrons (un enllaç simple i un de triple) → lineal, 180°. H₂CO: el C té 3 regions → trigonal plana, angles d'uns 120° (l'angle H-C-H és una mica més petit, 116°, perquè el doble enllaç ocupa més espai). SO₃: 3 regions → trigonal plana, 120°.
c) Hibridació del C: sp a l'HCN, sp² al metanal; el S del SO₃ és sp². En tots els casos els orbitals p sense hibridar formen els enllaços π.
d) HCN: lineal però asimètrica (H-C per un costat, C≡N molt polar per l'altre) → polar. H₂CO: el dipol C=O no es cancel·la amb els C-H → polar. SO₃: tres dipols S-O iguals a 120° es cancel·len → apolar.

A: sòlid iònic (per exemple CaF₂). Punt de fusió alt perquè cal trencar les atraccions electrostàtiques de tota la xarxa; no condueix en sòlid perquè els ions estan fixos, però sí fos o dissolt, perquè llavors els ions es poden moure.
B: sòlid covalent reticular (per exemple SiC, carborúndum, o el diamant). Tots els àtoms estan units per enllaços covalents en una xarxa tridimensional: fondre'l exigeix trencar enllaços molt forts, és duríssim, no té electrons lliures ni ions, i cap dissolvent pot compensar l'energia d'aquests enllaços.
C: sòlid molecular (per exemple la sacarosa, el sucre). Les molècules s'uneixen per forces intermoleculars febles (ponts d'hidrogen, en aquest cas), per això fon a temperatura baixa i es descompon abans que les forces entre molècules siguin realment vençudes; es dissol en aigua fent ponts d'hidrogen, però no genera ions, de manera que la dissolució no condueix.
D: sòlid metàl·lic (per exemple l'alumini). El núvol d'electrons deslocalitzats permet la conducció en sòlid i en fos; l'enllaç no direccional permet que les capes llisquin i el metall es pugui laminar.
Clau per distingir A de C: tots dos poden ser solubles en aigua, però només la dissolució del sòlid iònic condueix.

a) En augmentar l'ordre d'enllaç (1, 2, 3) hi ha més parells d'electrons compartits entre els nuclis; l'atracció és més gran, els nuclis s'acosten (la longitud disminueix: 154 → 134 → 120 pm) i cal més energia per trencar l'enllaç (347 → 614 → 839 kJ/mol).
b) El primer enllaç és σ (solapament frontal, molt eficaç); els següents són π (solapament lateral dels orbitals p, menys eficaç i més allunyat de l'eix internuclear). Per això el segon enllaç aporta només 614 - 347 = 267 kJ/mol i el tercer 839 - 614 = 225 kJ/mol: un enllaç π és més feble que un σ. Això explica també que els alquens i alquins siguin més reactius: la reacció típica trenca l'enllaç π i conserva el σ.
c) El benzè té sis electrons π deslocalitzats sobre els sis carbonis (ressonància entre les dues estructures de Kekulé amb enllaços simples i dobles alternats). Tots els enllaços són equivalents, amb un ordre d'enllaç d'1,5 (un σ més mig π), i la longitud, 139 pm, és intermèdia entre la del simple (154 pm) i la del doble (134 pm).
Error típic: suposar que les energies d'enllaç s'acumulen de manera proporcional; cada tipus d'enllaç (σ o π) té la seva pròpia força.

a) En un sòlid els orbitals de molts àtoms es combinen i formen bandes d'energia. Al coure la banda ocupada pels electrons de valència està només parcialment plena (o se solapa amb la següent): els electrons poden passar a nivells buits immediats amb una energia mínima i es mouen lliurement → conductor. Al silici la banda de valència és plena i la de conducció buida, però la separació (1,1 eV) és prou petita perquè l'agitació tèrmica a temperatura ambient promogui alguns electrons → semiconductor. Al diamant el salt de 5,5 eV és massa gran: pràcticament cap electró no arriba a la banda de conducció → aïllant.
b) Al silici, en escalfar augmenta el nombre d'electrons que salten a la banda de conducció (i de forats que deixen a la de valència), de manera que hi ha més portadors de càrrega i la conductivitat augmenta. Al coure el nombre d'electrons lliures ja és enorme i no canvia amb la temperatura; el que augmenta és la vibració dels cations de la xarxa, que dificulta el desplaçament dels electrons: la conductivitat disminueix.
c) Tipus n: cada àtom de P (5 electrons de valència) que substitueix un Si (4) aporta un electró extra, que queda molt a prop de la banda de conducció i hi passa fàcilment; els portadors són electrons (càrrega negativa). Tipus p: cada B (3 electrons de valència) deixa un enllaç sense completar, un «forat» que els electrons veïns poden ocupar, de manera que el forat es desplaça com una càrrega positiva. Tots dos dopatges augmenten molt la conductivitat.

a) Totes són molècules polars, amb forces dipol-dipol i de London. En baixar pel grup la diferència d'electronegativitat disminueix (els dipols són més febles), però el nombre d'electrons i la polaritzabilitat creixen molt, i les forces de London, que dominen, augmenten: per això el punt d'ebullició puja de HCl a HI i de $H_{2}S$ a $H_{2}Te$.
b) Si només hi hagués London, HF i $H_{2}O$ haurien de ser els que bullissin més baix (són les molècules més petites). Però el F i l'O són molt electronegatius i petits, i els seus hidrurs formen ponts d'hidrogen, molt més forts que les altres forces intermoleculars; cal molta més energia per separar les molècules.
c) Cada molècula d'aigua té dos H i dos parells solitaris, de manera que pot formar fins a quatre ponts d'hidrogen i crear una xarxa tridimensional; el HF només té un H per molècula i forma cadenes (en mitjana, dos ponts per molècula). Encara que el pont H-F sigui individualment una mica més fort, l'aigua en té el doble per molècula i l'efecte sobre el punt d'ebullició és més gran.
Comprovació: la tendència «normal» extrapolada donaria a l'aigua un punt d'ebullició d'uns -80 °C; la vida tal com la coneixem depèn d'aquesta anomalia.

a) El moment dipolar és μ = q·d. Si l'enllaç fos totalment iònic: μ_iònic = 1,6·10^-19·127·10^-12 = 2,03·10^-29 C·m = 2,03·10^-29/3,34·10^-30 = 6,08 D.
Caràcter iònic = μ_exp/μ_iònic·100 = 1,08/6,08·100 = 17,8 %. L'enllaç H-Cl és covalent polar, amb una càrrega parcial d'uns ±0,18 e sobre cada àtom.
b) HF: μ_iònic = 1,6·10^-19·92·10^-12 = 1,47·10^-29 C·m = 4,41 D. Caràcter iònic = 1,82/4,41·100 = 41,3 %.
c) La diferència d'electronegativitat és 0,9 per al H-Cl i 1,9 per al H-F: com més gran és, més desplaçat està el parell d'electrons cap a l'àtom més electronegatiu i més caràcter iònic té l'enllaç. Observa que el HF, amb una diferència superior a 1,7, encara és un compost molecular: la frontera iònic-covalent és gradual, no un salt.
Error típic: comparar directament els moments dipolars experimentals (1,82 D i 1,08 D) sense tenir en compte que les longituds d'enllaç són diferents.

a) Mg(s) + ½ O₂(g) → MgO(s) es descompon en: Mg(s) → Mg(g) (+148); Mg(g) → Mg⁺(g) (+738); Mg⁺(g) → Mg²⁺(g) (+1451); ½ O₂(g) → O(g) (+249); O(g) → O^-(g) (−141); O^-(g) → O^2-(g) (+798); Mg²⁺(g) + O^2-(g) → MgO(s) (U).
Suma dels passos coneguts: 3243 kJ/mol. U = −602 − 3243 = −3845 kJ/mol.

b) Suma: 107 + 496 + 121 + (−349) = 375 kJ/mol. U = −411 − 375 = −786 kJ/mol.

c) U ∝ q₊·q₋/d. En el MgO el producte de càrregues és 2·2 = 4 (davant 1·1 = 1 en el NaCl) i, a més, els ions Mg²⁺ i O^2- són més petits que Na⁺ i Cl^-, de manera que d és menor. Tots dos efectes sumen: |U(MgO)|/|U(NaCl)| = 3845/786 = 4,9. Per fondre el sòlid cal vèncer, en part, aquestes atraccions: per això el MgO fon a una temperatura molt més alta i resisteix l'interior d'un forn.

d) L'ió O^- ja té càrrega negativa i repel·leix l'electró que s'hi vol afegir: cal aportar energia (+798 kJ/mol). Però amb O^2- i Mg²⁺ l'energia reticular és unes quatre vegades més gran que amb ions monovalents; aquest guany compensa amb escreix la segona ionització del Mg i la segona afinitat de l'O, i el balanç global (ΔH_f° = −602 kJ/mol) és molt favorable.

Errors típics

• Sumar l'energia d'enllaç sencera de l'O₂ en lloc de la meitat (només es forma un àtom d'O).
• Donar l'energia reticular amb signe positiu sense especificar que es refereix al procés de formació del sòlid a partir dels ions (exotèrmic).
• Explicar la diferència de punts de fusió només amb la mida dels ions, oblidant les càrregues.

Conceptes treballats: enllaç iònic, cicle de Born-Haber, llei de Hess, energia reticular i llei de Coulomb, propietats dels compostos iònics.

a) El C (4 electrons de valència) forma quatre enllaços senzills: dos amb H i dos amb F; cada F té tres parells no enllaçants. Quatre parells al voltant del C → geometria tetraèdrica (angles propers a 109,5°). Les quatre molècules són del tipus AX₄ i totes són tetraèdriques; només en el CH₄ i el CF₄ el tetraedre és regular (quatre substituents iguals).

b) CH₄ i CF₄: els quatre moments d'enllaç són iguals i s'anul·len per la simetria del tetraedre regular → apolars (el CF₄ té enllaços molt polars però el moment dipolar total és zero). CHF₃ i CH₂F₂: els moments C–F i C–H no s'anul·len → polars.

c) Electrons: CH₄ 10; CF₄ 42; CHF₃ 34; CH₂F₂ 26. Entre els apolars, el CF₄ bull més amunt que el CH₄ perquè té moltes més forces de dispersió (més electrons, núvol més polaritzable). El CHF₃ i el CH₂F₂, tot i tenir menys electrons que el CF₄, són polars: a més de dispersió, tenen forces dipol-dipol, i això eleva el punt d'ebullició. El CH₂F₂ té el moment dipolar més gran (dos C–F d'un costat i dos C–H de l'altre) i bull el més amunt. Ordre: CH₄ < CF₄ < CHF₃ < CH₂F₂.

d) El CH₂F₂: amb les forces intermoleculars més intenses, és el que condensa amb menys pressió a temperatura ambient. El CH₄ i el CF₄ necessitarien pressions altíssimes o temperatures molt baixes per liquar-se.

Errors típics

• Dir que el CF₄ és polar perquè té enllaços polars.
• Explicar els punts d'ebullició només amb la massa molecular.
• Dibuixar el CH₂F₂ pla, amb angles de 90°, en lloc de tetraèdric.

Conceptes treballats: estructures de Lewis, model RPECV, polaritat d'enllaç i de molècula, forces de dispersió i dipol-dipol, punts d'ebullició.

a) Ajust: $T_{e}$ = 0,608·M − 84,0 (°C). Per a M = 18,02: $T_{e}$ ≈ −73 °C.

b) L'aigua bull uns 173 °C per sobre del que li correspondria per la seva mida. La tendència dels altres hidrurs (més massa → més electrons → més forces de dispersió) no ho explica: l'aigua forma enllaços d'hidrogen, perquè l'O és molt electronegatiu i petit i té parells no enllaçants, i l'H unit a ell queda amb una gran densitat de càrrega positiva. Cal molta més energia per separar les molècules. El S és menys electronegatiu i més gran: l'enllaç S–H és poc polar i el $H_{2}S$ només té forces de dispersió i dipol-dipol febles.

c) L'O té 2 parells d'enllaç i 2 de no enllaçants: distribució electrònica tetraèdrica, però la geometria molecular (posició dels àtoms) és angular. Els parells no enllaçants són més a prop de l'O i es repel·leixen més que els d'enllaç: tanquen l'angle H–O–H fins a 104,5°.

d) En el gel cada molècula forma quatre enllaços d'hidrogen en una xarxa oberta i ordenada amb molt espai buit: el gel és menys dens i sura, i aïlla l'aigua de sota, que es manté líquida i permet la vida. Si el gel fos més dens, s'enfonsaria i els llacs es congelarien de baix a dalt fins a solidificar-se del tot.

Errors típics

• Atribuir l'alt punt d'ebullició de l'aigua a la ruptura d'enllaços covalents O–H en bullir.
• Dir que el $H_{2}S$ forma enllaços d'hidrogen perquè té H.
• Confondre la distribució dels parells d'electrons (tetraèdrica) amb la geometria de la molècula (angular).

Conceptes treballats: forces intermoleculars, enllaç d'hidrogen, model RPECV, propietats anòmales de l'aigua, tractament de dades (regressió i extrapolació).

a) NaCl: sòlid iònic amb atraccions molt fortes. En aigua, cada ió s'envolta de molècules polars (interaccions ió-dipol, hidratació) que compensen la pèrdua de l'energia reticular; en hexà, apolar, no hi ha cap interacció prou forta: no es dissol.
Naftalè: molècula apolar, unida per forces de dispersió; es barreja bé amb l'hexà (forces semblants). En aigua caldria trencar enllaços d'hidrogen entre molècules d'aigua sense rebre a canvi interaccions comparables: no es dissol.
Etanol: té una part polar (O–H, enllaços d'hidrogen amb l'aigua) i una petita part apolar ($C_{2}H$₅, dispersió amb l'hexà): és miscible amb tots dos.

b) ΔG = ΔH − T·ΔS < 0 amb ΔH > 0 obliga que ΔS > 0 i T·ΔS > ΔH: ΔS > $\tfrac{3900}{298}$ = 13,1 J/(mol·K). És raonable: els ions passen d'una xarxa ordenada a moure's lliurement per la dissolució.

c) Trencar la xarxa costa +786 kJ/mol, però la hidratació dels ions Na⁺ i Cl^- allibera una energia d'un ordre semblant (uns −782 kJ/mol): el balanç és només lleugerament positiu. En hexà no hi ha hidratació (cap dipol que s'orienti cap als ions): s'hauria de pagar gairebé tota l'energia reticular i ΔG seria molt positiva.

d) La solubilitat seria més gran que en aigua però més petita que en hexà: l'etanol té una part apolar que pot interaccionar amb el naftalè per dispersió, però les seves molècules estan unides per enllaços d'hidrogen que el naftalè no pot substituir.

Errors típics

• Pensar que si ΔH > 0 el procés no pot ser espontani.
• Explicar la solubilitat només amb la regla «semblant dissol semblant» sense parlar de les interaccions concretes.
• Confondre dissoldre el NaCl (separar ions) amb trencar enllaços covalents.

Conceptes treballats: forces intermoleculars, interacció ió-dipol, solubilitat, energia reticular, espontaneïtat (ΔG = ΔH − TΔS).

a) NH₃: N amb tres enllaços N–H i un parell no enllaçant (octet complet). BF₃: B amb tres enllaços B–F i cap parell no enllaçant; cada F amb tres parells. El B només té 6 electrons al voltant: no compleix l'octet.

b) NH₃: 4 parells (3 d'enllaç + 1 solitari) → distribució tetraèdrica, geometria piramidal trigonal; els moments N–H no s'anul·len (i el parell solitari hi contribueix): polar. BF₃: 3 parells d'enllaç → triangular plana amb angles de 120°; els tres moments B–F, iguals i a 120°, s'anul·len: apolar malgrat que els enllaços són molt polars.

c) El parell no enllaçant del N s'allotja en l'orbital buit del B: es forma un enllaç covalent en què tots dos electrons els aporta el mateix àtom (el N); per això es diu datiu o coordinat. Un cop format, és indistingible d'un enllaç covalent ordinari. En termes àcid-base, l'NH₃ actua com a base de Lewis (donador de parells) i el BF₃ com a àcid de Lewis (acceptor).

d) Tant el N com el B tenen ara quatre parells d'enllaç: geometria tetraèdrica al voltant de cadascun. L'angle H–N–H s'obre de 107° fins a prop de 109,5°, perquè el parell solitari (que comprimia els enllaços) ara és un parell d'enllaç. L'angle F–B–F es tanca de 120° fins a prop de 109,5°: el B passa de pla a tetraèdric (la molècula de BF₃ es «piramidalitza»).

Errors típics

• Assignar al BF₃ una geometria piramidal com la de l'NH₃ (el B no té parell solitari).
• Dir que el BF₃ és polar perquè els enllaços B–F són polars.
• Pensar que l'enllaç datiu és un enllaç iònic perquè els dos electrons venen del mateix àtom.

Conceptes treballats: estructures de Lewis, excepcions a l'octet, model RPECV, polaritat molecular, enllaç covalent datiu, àcids i bases de Lewis.

a) Els àtoms metàl·lics perden els electrons de valència, que queden deslocalitzats per tot el cristall formant un «núvol» o mar d'electrons; els cations queden ordenats en una xarxa i units per l'atracció d'aquest mar. Na ([Ne] 3s¹) aporta 1 electró; Al ([Ne] 3s² 3p¹) n'aporta 3.

b) Na: ($\tfrac{0{,}97}{22{,}99}$)·6,022·$10^{23}$·1 = 2,54·$10^{22}$ electrons/cm³. Al: ($\tfrac{2{,}70}{26{,}98}$)·6,022·$10^{23}$·3 = 1,81·$10^{23}$ electrons/cm³. L'alumini en té unes 7,1 vegades més.

c) A l'alumini, cations Al³⁺ petits i amb tres vegades més càrrega, submergits en un mar d'electrons unes 7 vegades més dens: l'atracció és molt més forta, cal molta més energia per desordenar la xarxa (fondre-la) i el metall és més dur. Al sodi, cations Na⁺ grans amb càrrega 1+ i pocs electrons: enllaç metàl·lic feble, metall tou i de baix punt de fusió.

d) En un metall, si es desplacen capes de cations, el mar d'electrons s'adapta i continua mantenint-los units: el metall és mal·leable i dúctil. En el NaCl, el desplaçament d'una capa d'ions fa que s'enfrontin cations amb cations i anions amb anions; les repulsions trenquen el cristall: és fràgil.

Errors típics

• Comptar un electró per àtom també per a l'alumini.
• Explicar el punt de fusió dels metalls amb forces intermoleculars (no hi ha molècules).
• Dir que els metalls condueixen perquè tenen ions mòbils (els que es mouen són els electrons).

Conceptes treballats: enllaç metàl·lic, model del mar d'electrons, propietats dels metalls, comparació amb l'enllaç iònic, càlculs amb densitat i nombre d'Avogadro.

a) Cada C té 4 enllaços, però cada enllaç es comparteix entre 2 àtoms: $\tfrac{4}{2}$ = 2 enllaços per àtom, és a dir, 2 mol d'enllaços per mol de C. Energia per mol de C: 2·347 = 694 kJ; per a 12,0 g (0,999 mol): 693 kJ. El valor és un 3,2 % inferior a l'entalpia de sublimació (717 kJ/mol): la concordança és bona, tenint en compte que 347 kJ/mol és una energia mitjana obtinguda en molts compostos.

b) Diamant: xarxa tridimensional d'enllaços covalents C–C en tetraedre, sense electrons lliures: aïllant i duríssim (ratllar-lo vol dir trencar enllaços covalents). Grafit: capes d'hexàgons; cada C fa tres enllaços i el quart electró queda deslocalitzat al llarg de la capa (conductor en la direcció de les capes). Entre capes només hi ha forces de dispersió: les capes llisquen (lubricant) i es desprenen sobre el paper (llapis).

c) El CO₂ és molecular: cada C fa dos dobles enllaços amb dos O (O=C=O, lineal i apolar) i les molècules s'atrauen només per dispersió. El SiO₂ és un sòlid covalent reticular: cada Si s'uneix a quatre O i cada O a dos Si, en una xarxa tridimensional. Fondre'l implica trencar enllaços covalents Si–O.

d) Diamant: enllaços covalents. CO₂ sòlid: forces de dispersió (intermoleculars febles; de fet sublima a −78 °C). SiO₂: enllaços covalents. Grafit: enllaços covalents dins de les capes (per fondre'l cal trencar-los; per això té un punt de fusió molt alt, tot i que les capes se separin fàcilment).

Errors típics

• Multiplicar 4 enllaços per àtom sense dividir per 2 (es compta cada enllaç dues vegades).
• Dir que el grafit és tou perquè els seus enllaços C–C són febles.
• Atribuir la diferència CO₂/SiO₂ a la massa molar.

Conceptes treballats: sòlids covalents reticulars, al·lotropia del carboni, energia d'enllaç, sòlids moleculars, relació estructura-propietats.

a) CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g).
Es trenquen 4 C–H i 2 O=O: 4·413 + 2·498 = 2648 kJ. Es formen 2 C=O i 4 O–H: 2·799 + 4·463 = 3450 kJ.
ΔH ≈ 2648 − 3450 = −802 kJ/mol.

b) El valor tabulat es refereix a l'aigua líquida. Condensar 2 mol d'aigua allibera 2·44,0 = 88,0 kJ: ΔH = −802 − 88,0 = −890 kJ/mol, pràcticament igual al valor tabulat.

c) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(g): ΔH ≈ (436 + ½·498) − 2·463 = 685 − 926 = −241 kJ/mol.
Per gram: metà $\tfrac{802}{16{,}04} = 50{,}0$ kJ/g; hidrogen $\tfrac{241}{2{,}016} = 119{,}5$ kJ/g. L'hidrogen allibera unes 2,4 vegades més energia per unitat de massa (i no produeix CO₂), però és un gas molt poc dens, difícil d'emmagatzemar.

d) Són valors mitjans: l'energia d'un enllaç depèn de la molècula on és (per exemple, el C=O del CO₂ no és igual que el d'una cetona) i s'han obtingut per a substàncies gasoses. Les entalpies de formació tabulades donen resultats més exactes.

Errors típics

• Fer formats − trencats i obtenir el signe contrari.
• Oblidar els coeficients estequiomètrics (2 O=O, 4 O–H...).
• Comparar el resultat amb el valor tabulat sense tenir en compte l'estat físic de l'aigua.

Conceptes treballats: energia d'enllaç, entalpia de reacció, canvis d'estat, poder calorífic de combustibles, limitacions dels models.

a) Les tres són apolars i només tenen forces de dispersió. El pentà és lineal i les molècules es poden apropar al llarg de tota la cadena (molta superfície de contacte); el 2,2-dimetilpropà és gairebé esfèric i només es toca en pocs punts: forces de dispersió més febles i punt d'ebullició més baix. El 2-metilbutà queda entremig.

b) El butanal i la butanona tenen el grup C=O, molt polar: a més de dispersió hi ha forces dipol-dipol entre molècules. El butan-1-ol té un O–H: forma enllaços d'hidrogen entre molècules, la interacció intermolecular més intensa de totes aquestes, i bull molt més amunt.

c) El glicerol té tres grups O–H per molècula: cada molècula forma molts enllaços d'hidrogen amb les veïnes, una xarxa que costa molt de trencar (punt d'ebullició alt) i que dificulta que les molècules llisquin les unes sobre les altres (viscositat alta).

d) Glicerol > butanona > pentà. El glicerol forma enllaços d'hidrogen amb l'aigua per tots tres O–H (és miscible). La butanona no és donadora d'enllaços d'hidrogen, però el seu O hi pot acceptar els H de l'aigua: és força soluble. El pentà és apolar i no pot interaccionar amb l'aigua: pràcticament insoluble.

Errors típics

• Dir que els isòmers bullen diferent perquè tenen masses diferents (és la mateixa).
• Pensar que els aldehids i les cetones formen enllaços d'hidrogen entre ells perquè tenen O i H.
• Explicar els punts d'ebullició pel trencament d'enllaços covalents dins de les molècules.

Conceptes treballats: forces intermoleculars (dispersió, dipol-dipol, enllaç d'hidrogen), forma molecular, isomeria, punts d'ebullició, solubilitat i viscositat.

a) H–O–H, amb 2 parells d'enllaç i 2 parells solitaris al voltant de l'O (4 parells → disposició tetraèdrica); la geometria molecular és angular (≈ 104,5°). Com que l'O (3,5) és molt més electronegatiu que l'H (2,1) i la molècula és angular, els moments dipolars no s'anul·len: és polar. Cada H té una càrrega parcial positiva i pot ser donador cap a un O d'una altra molècula, i l'O, amb dos parells solitaris, pot ser acceptor de dos ponts: 2 donats + 2 rebuts = 4 ponts per molècula. Com que cada pont es comparteix entre dues molècules, hi ha 4/2 = 2 mol de ponts d'hidrogen per mol de gel.
b) Energia per mol de ponts = 51,1/2 = 25,6 kJ/mol (aproximadament, perquè inclou una petita contribució de forces de dispersió). L'enllaç O–H val 463 kJ/mol: el pont d'hidrogen és unes 18 vegades més feble (25,6/463 ≈ 5,5 %), però en un cristall n'hi ha molts.
c) Fracció trencada en fondre = 6,01/51,1 = 11,8 %; el 88 % dels ponts es manté a l'aigua líquida. Si es trenquessin els enllaços O–H, caldrien 2·463 = 926 kJ/mol, unes 150 vegades més que els 6,01 kJ/mol de la fusió: en fondre només es desfan alguns ponts d'hidrogen i les molècules d'H₂O continuen sent iguals. Conclusió: l'aigua líquida no és un conjunt de molècules lliures sinó una xarxa de ponts d'hidrogen que es trenquen i es refan contínuament (la qual cosa explica també el seu punt d'ebullició anòmalament alt).
d) Amb la mateixa massa: V_gel/V_líquid = 0,9998/0,917 = 1,090 → augment del 9,0 %. Al gel cada molècula té quatre veïnes en una disposició tetraèdrica, amb anells hexagonals que deixen buits; en fondre, part dels ponts es trenquen i les molècules s'apropen i ocupen aquests buits, de manera que la densitat augmenta (el màxim és a 4 °C).
e) 750 mL de líquid són 750·0,9998 = 750 g; el gel ocuparia 750/0,917 = 818 mL, és a dir, 68 mL més que el volum de l'ampolla. Com que el vidre no es pot expandir, l'ampolla es trenca (o salta el tap) quan el gel fa pressió sobre les parets.

Errors típics

• Dir que els ponts d'hidrogen són enllaços covalents o que es trenquen les molècules en fondre's el gel.
• Comptar 4 mol de ponts per mol d'aigua en lloc de 2, oblidant que cada pont uneix dues molècules.
• Calcular l'augment de volum amb les densitats invertides (ρ_gel/ρ_líquid) i obtenir una disminució.
• Explicar la flotació del gel dient que «les molècules s'expandeixen»: el que canvia és la disposició (més buits), no la mida de la molècula.

Conceptes treballats: estructura de Lewis, VSEPR i polaritat de l'aigua, ponts d'hidrogen, ordres de magnitud d'energies d'enllaç i de forces intermoleculars, entalpies de canvi d'estat, relació massa-volum-densitat.