ENLLAÇ QUÍMICENLLAÇ QUÍMICTEMA 3TEMA 3

PROF: José Mª BledaPROF: José Mª BledaIES “25 d’Abril” AlfafarIES “25 d’Abril” Alfafar

PER QUÈ ES COMBINEN ELS ÀTOMS?PER QUÈ ES COMBINEN ELS ÀTOMS?

Un conjunt d’àtoms s’uneixen entre si per a Un conjunt d’àtoms s’uneixen entre si per a formar un sistema formar un sistema més establemés estable (mínima (mínima energia).energia).

A l’aproximar dos àtoms entre si l’energia A l’aproximar dos àtoms entre si l’energia disminueix fins a un mínim (energia d’enllaç) a disminueix fins a un mínim (energia d’enllaç) a un distància run distància roo (distància d’enllaç). (distància d’enllaç).

En unir-se, els àtoms adquireixen una configuració electrònica més estable de capes completes (regla de l’octet).

ENLLAÇ IÒNICENLLAÇ IÒNIC

Es produeix entre un Metall i un No metall.Es produeix entre un Metall i un No metall. Es forma per transferència d’electrons del Metall Es forma per transferència d’electrons del Metall

(forma un catió) al No Metall (forma un anió).(forma un catió) al No Metall (forma un anió). NaNa ClCl

NaNa Cl Cl ––

La valència iònica o electrovalència és la càrrega La valència iònica o electrovalència és la càrrega que adquireix un àtom quan guanya o perd que adquireix un àtom quan guanya o perd electrons per formar un ió més estable.electrons per formar un ió més estable.

S’estableixen forces d’atracció i repulsió entre els S’estableixen forces d’atracció i repulsió entre els ions arribant-se a una estructura simètrica, ions arribant-se a una estructura simètrica, ordenada i tridimensional anomenada CRISTALL.ordenada i tridimensional anomenada CRISTALL.

És un enllaç ADIRECCIONAL ja que un ió s’envolta És un enllaç ADIRECCIONAL ja que un ió s’envolta d’ions de signe contrari.d’ions de signe contrari.

XARXES CRISTAL·LINESXARXES CRISTAL·LINES El tipus d’estructura que es forme El tipus d’estructura que es forme

dependrà de la dependrà de la relació de grandària i relació de grandària i càrrega dels ionscàrrega dels ions..

L’índex de coordinacióL’índex de coordinació és el nombre és el nombre d’ions d’un signe que envolta a un ió de d’ions d’un signe que envolta a un ió de signe contrari. signe contrari.

La fórmula indica la proporció entre els La fórmula indica la proporció entre els ions per a que el cristall siga neutre ions per a que el cristall siga neutre ((fórmula empíricafórmula empírica) però no la ) però no la quantitat.quantitat.

Tipus de xarxes:Tipus de xarxes:• Cúbica centrada en les cares (NaCl; Cúbica centrada en les cares (NaCl;

6:6)6:6)• Cúbica centrada en el cos (CsCl; 8:8)Cúbica centrada en el cos (CsCl; 8:8)• Tetraèdrica (ZnS; 4:4)Tetraèdrica (ZnS; 4:4)

• Fluorita (CaFFluorita (CaF22; 8:4); 8:4)

NaCl

CsCl

ZnS

CaF2

ENERGIA RETICULARENERGIA RETICULAR L’energia reticular (U) és L’energia reticular (U) és

l’energia alliberada en el l’energia alliberada en el procés de formació d’un procés de formació d’un cristall a partir dels ions cristall a partir dels ions constituents en fase constituents en fase gasosa.gasosa.

NaNa++(g)+Cl(g)+Cl--(g) (g) NaCl(s)+ U NaCl(s)+ U Quan més gran siga U (en Quan més gran siga U (en

valor absolut) més estable valor absolut) més estable serà el cristall.serà el cristall.

Es calcula indirectament Es calcula indirectament mitjançant el mitjançant el cicle decicle de

Born-HaberBorn-Haber..

∆Hf (NaCl) = Esub (Na) + ½ Edis (Cl2) + EI1(Na) + EA1 (Cl) + U (NaCl)

L’energia reticular és directament proporcional a les L’energia reticular és directament proporcional a les càrregues dels càrregues dels ionsions i inversament proporcional a la i inversament proporcional a la distànciadistància que les separa (suma que les separa (suma del seus radis iònics). Exemple: del seus radis iònics). Exemple:

CaCa2+2+OO2-2- > Na > Na++ClCl-- > K > K++BrBr--

PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES IÒNIQUESIÒNIQUES

Sòlids durs i amb elevats punts de Sòlids durs i amb elevats punts de fusiófusió: xarxa cristal·lina molt estable, cal : xarxa cristal·lina molt estable, cal trencar les nombroses unions per atracció trencar les nombroses unions per atracció electrostàtica entre els ions. A major Energia electrostàtica entre els ions. A major Energia Reticular (U) majors seran la duresa i el Reticular (U) majors seran la duresa i el punt de fusió.punt de fusió.

Sòlids fràgilsSòlids fràgils: al colpejar un cristall : al colpejar un cristall desplacem una fila i enfrontem ions de signe desplacem una fila i enfrontem ions de signe contrari que es repel·leixen.contrari que es repel·leixen.

No condueixen en estat sòlidNo condueixen en estat sòlid: és un : és un enllaç localitzat, ni els ions ni els electrons enllaç localitzat, ni els ions ni els electrons tenen mobilitat.tenen mobilitat.

Condueixen fosos o en dissolucióCondueixen fosos o en dissolució: els : els ions queden lliures, i al moure’s transporten ions queden lliures, i al moure’s transporten la càrrega.la càrrega.

Són solubles en dissolvents polars (HSón solubles en dissolvents polars (H22O)O): les molècules polars : les molècules polars interaccionen elèctricament amb els ions de la xarxa fins separar-los, interaccionen elèctricament amb els ions de la xarxa fins separar-los, quan a passen a dissolució els ions s’envolten d’un cert nombre de quan a passen a dissolució els ions s’envolten d’un cert nombre de molècules polars orientades. En aquest procés (solvatació o hidratació) molècules polars orientades. En aquest procés (solvatació o hidratació) cal vèncer l’energia reticular. Per tant a major U menor solubilitat.cal vèncer l’energia reticular. Per tant a major U menor solubilitat.

Són insolubles en dissolvents apolars (CClSón insolubles en dissolvents apolars (CCl44)): la interacció : la interacció anterior no és possible.anterior no és possible.

ENLLAÇ METÀL·LICENLLAÇ METÀL·LIC Es produeix entre metalls.Es produeix entre metalls. Formació: els àtoms metàl·lics perden els Formació: els àtoms metàl·lics perden els

electrons de la capa de valència (tenen electrons de la capa de valència (tenen energies d’ionització baixes), convertint-energies d’ionització baixes), convertint-se en cations. Els cations s’empaqueten se en cations. Els cations s’empaqueten ordenadament formant una estructura ordenadament formant una estructura gegant (xarxa metàl·lica) en la que els gegant (xarxa metàl·lica) en la que els electrons cedits estan en continu electrons cedits estan en continu moviment i són moviment i són compartits per tots els compartits per tots els ionsions ( (núvol electrònicnúvol electrònic).).

És un enllaç adireccional y deslocalitzat.És un enllaç adireccional y deslocalitzat.

TEORIA DE BANDES Es basa en la Teoria dels orbitals moleculars: Quan 2 àtoms s’uneixen, els orbitals de la capa de valència es combinen per formar 2 orbitals nous que pertanyen a tota la molècula (enllaçant – de menor energia, antienllaçant – de major energia). Si es combinen N orbitals, s’obtenen N orbitals moleculars d’energia molt pròxima entre sí, constituïen el que s’anomena BANDA D’ENERGIA. Es genera una banda per cada orbital atòmic. Hi ha dos bandes importants:

Banda de valència: ocupada pels electrons de la capa de valència.Banda de conducció: buida, per ella es poden desplaçar els electrons lliurement.

Una substància condueix si a l’aplicar-li una diferència de potencial produïm el moviment dels electrons entre les bandes. Les bandes de valència i conducció poden estar més o menys separades energèticament (zona prohibida) donant lloc a:

Conductors (a i b): poden tindre la banda de valència semiocupada (alcalins) o plena però solapada a la de conducció (alcalinoterris).

Semiconductors (c): l’amplària de la zona prohibida no és gran i amb poca energia els electrons poden saltar a la banda de conducció. La conductivitat dels semiconductors augmenta amb la temperatura.

Aïllants (d): la separació energètica entre les bandes de valència i conducció és prou gran.

PROPIETATS DELS METALLSPROPIETATS DELS METALLSSón sòlids densos: hi ha un fort empaquetament d’àtoms. Com el volum

atòmic disminueix al llarg d’un període, els metalls de transició tenen alta densitat.

Punts de fusió i ebullició alts: La força de l’enllaç és inversament proporcional a la grandària dels àtoms i directament proporcional al nº electrons de valència.

Fe > Mg > Na > KEs deformen sense trencar-se, són dúctils (facilitat per a formar fils) i

mal·leables (facilitat per a formar làmines): no hi ha enllaços en una direcció determinada (adireccional), si es distorsiona l’estructura els electrons tornen a estabilitzar-la interposant-se entre els cations.

Bons conductors elèctrics: els electrons estan deslocalitzats i poden moure’s lliurement. La conductivitat disminueix a l’augmentar la temperatura ja que la vibració dels restes positius dificulta el moviment d’electrons.

Bons conductors tèrmics: les vibracions atòmiques es transmeten amb facilitat.

Tenen lluntor característic: la gran quantitat de nivells molt pròxims d’energia fa que els electrons capten i emetan fàcilment totes les radiacions.

No es dissolen en cap dissolvent però si que són solubles en estat fos amb altres metalls formant aliatges.

ENLLAÇ COVALENTENLLAÇ COVALENTEs produeix entre dos elements

d’electronegativitat elevada (No metall + No metall o l’hidrogen).

Ex: H2, NH3, CO2

Es forma per compartició de parells d’electrons: senzill, doble, triple.

Segons la diferència d’electronegativitat entre els àtoms enllaçats poden parlar de enllaç covalent apolar (àtoms igulas – N2) o polar (àtoms diferents – HCl).

Un cas especial és l’enllaç covalent datiu o coordinat en la que el parell d’electrons és aportat per només un dels àtoms que s’uneixen. Ex: NH4+, BF4

-, H3O+

Normalment la substància covalent formada és molecular però també es formen macromolècules (polímers) i cristalls atòmics (diamant, quars).

TEORIA DELS ORBITALS MOLECULARSTEORIA DELS ORBITALS MOLECULARS(1932 Hund i Mulliken)(1932 Hund i Mulliken)

Suposa que al unir-se Suposa que al unir-se dos àtoms els seus dos àtoms els seus orbitals atòmics es orbitals atòmics es combinen per a formar el combinen per a formar el mateix nombre d’orbitals mateix nombre d’orbitals moleculars que pertanyen moleculars que pertanyen a tota la molècula i on es a tota la molècula i on es situen els electrons dels situen els electrons dels àtoms enllaçats:àtoms enllaçats:

• EnllaçantEnllaçant: de menor : de menor energia.energia.

• AntienllaçantAntienllaçant: de : de major energia. major energia.

TEORIA DE L’ENLLAÇ DE VALÈNCIATEORIA DE L’ENLLAÇ DE VALÈNCIA(1929 Heitler i London)(1929 Heitler i London)

Per a que dos àtoms Per a que dos àtoms s’enllacen els espins dels s’enllacen els espins dels electrons d’enllaç han de electrons d’enllaç han de ser antiparal·lels.ser antiparal·lels.

CovalènciaCovalència d’un àtom és d’un àtom és el nombre d’enllaços el nombre d’enllaços covalents que pot formar i covalents que pot formar i coincideix amb el nombre coincideix amb el nombre

d’electrons desaparellats o d’electrons desaparellats o que pot desaparellar ique pot desaparellar i

L’enllaç es forma per superposició d’orbitals atòmics i pot ser

•Tipus sigma (σ): frontal (més fort) •Tipus pi (π): lateral (menys fort)

Si l’enllaç és simple només hi ha enllaç σ, si és múltiple hi ha enllaç σ i enllaç π

ESTRUCTURES DE LEWISESTRUCTURES DE LEWIS

H2OH: 1s1 cov 1 O:[He] 2s2 2p4 cov 2

H O H H–O–H (compleix octet)

PF3

P: [Ne] 3s2 3p3 F:[He] 2s2 2p5 cov 3 cov 1

F P F F–P–F (compleix octet)

F F

ESTRUCTURES DE LEWISESTRUCTURES DE LEWIS

PF5

P: [Ne] 3s2 3p3 cov 5F:[He] 2s2 2p5 cov 1

F F F P F F–P–F (amplia octet) F F F F

CO2

C:[He] 2s2 2p2 O:[He] 2s2 2p4

cov 4 cov 2

O C O O=C=O

ESTRUCTURES DE LEWIS (si compleix octet)ESTRUCTURES DE LEWIS (si compleix octet)

NHNH44++ SOSO44

2-2-

Nº d’electrons de valènciaNº d’electrons de valència 5+4-1= 8 e5+4-1= 8 e 6+4·6+2= 32 e6+4·6+2= 32 e

Nº d’electrons per completar octetNº d’electrons per completar octet 8+4·2= 16 e8+4·2= 16 e 5·8= 40 e5·8= 40 e

Nº electrons compartits (ec): eo - evNº electrons compartits (ec): eo - ev 16-8= 8 e16-8= 8 e 40-32= 8 e40-32= 8 e

Nº d’enllaços i la seua distribució Nº d’enllaços i la seua distribució (mínim un enllaç simple a cada (mínim un enllaç simple a cada àtom)àtom)

8/2 = 4 enllaços8/2 = 4 enllaços

H +H +

H N HH N H

HH

8/2=4 enllaços8/2=4 enllaços

O 2-O 2-

O S OO S O

OO

Nº electrons no compartits: ev-ecNº electrons no compartits: ev-ec No quedenNo queden

H=1-2/1= 0H=1-2/1= 0

N=5-8/2= +1N=5-8/2= +1

32-8= 24 e32-8= 24 e

O 2-O 2-

O S OO S O

OO

Avaluació de càrregues formals Avaluació de càrregues formals (poden reduir-se formant enllaços (poden reduir-se formant enllaços dobles)dobles)

O=6-6-2/1=-1O=6-6-2/1=-1

S=6-8/2= +2S=6-8/2= +2

O=6-6-2/1= -1O=6-6-2/1= -1

O=6-4-4/2= 0O=6-4-4/2= 0

S=6-12/2= 0S=6-12/2= 0

O 2-O 2-

O = S = OO = S = O

O O

EXCEPCIONS A LA REGLA DE L’OCTETEXCEPCIONS A LA REGLA DE L’OCTET

Molècules am un NMolècules am un Nºº imparell d’electrons imparell d’electrons

Molècules deficitàries en electrons, perquè alguns Molècules deficitàries en electrons, perquè alguns dels seus àtoms (Be, B) no tenen els octets dels seus àtoms (Be, B) no tenen els octets complets.complets.

Octet expandit: alguns àtoms es poden envoltar Octet expandit: alguns àtoms es poden envoltar

de més de 8 electrons de més de 8 electrons

RESSONÀNCIARESSONÀNCIA

Quan per a una mateixa molècula existeixen diversos esquemes Quan per a una mateixa molècula existeixen diversos esquemes d’aparellament electrònic (electrons deslocalitzats entre varis d’aparellament electrònic (electrons deslocalitzats entre varis nuclis), aquesta es representa mitjançant varies estructures nuclis), aquesta es representa mitjançant varies estructures (ressonants), és un (ressonants), és un híbrid de ressonànciahíbrid de ressonància..

SO3

O O O

S=O S–O S–O

O O O

C6H6

GEOMETRIA MOLECULARGEOMETRIA MOLECULARTEORIA RPECVTEORIA RPECV

Els parells d’electrons es disposen al voltant de l’àtom Els parells d’electrons es disposen al voltant de l’àtom central de manera que experimenten la mínima repulsió central de manera que experimenten la mínima repulsió entre sí.entre sí.

La repulsió entre parells d’electrons no és equivalent.La repulsió entre parells d’electrons no és equivalent.PS-PS > PS-PE > PE-PEPS-PS > PS-PE > PE-PE

La qual cosa determina el valor dels angles d’enllaçLa qual cosa determina el valor dels angles d’enllaç Un doble enllaç ocupa aproximadament el mateix espai que Un doble enllaç ocupa aproximadament el mateix espai que

un parell solitari.un parell solitari.

GEOMETRIA MOLECULARGEOMETRIA MOLECULAR

GEOMETRIA MOLECULARGEOMETRIA MOLECULAR

PARÀMETRES MOLECULARSPARÀMETRES MOLECULARS Angle d’enllaç: si comparem els hidrurs.

• al baixar en un grup disminueix la diferència d’electronegativitat (menys polar) i augmenta el volum, el electrons no compartits ocupen més espai i l’angle disminueix.

NH3 > PH3 > AsH3 > SbH3

• Al llarg d’un període augmenta l’espai que ocupen els parells solitaris i l’angle disminueix

CH4 > NH3 > H2O

Longitud d’enllaç:• Si augmenta la multiplicitat (doble o triple), l’enllaç és més fort i

disminueix la longitud.CΞC < C=C < C-C

• A l’augmentar el nombre atòmic i disminuir la diferència de electronegativitat (menys polar), augmenta la longitud d’enllaç

HF < HCl < HBr < HI Energia d’enllaç: Es una mesura de la fortalesa de l’enllaç. Al disminuir la longitud

d’enllaç augmenta la seua energia.

POLARITATPOLARITAT Enllaç polarEnllaç polar: quan els àtoms : quan els àtoms

enllaçats són distints, l’àtom més enllaçats són distints, l’àtom més electronegatiu atrau amb major electronegatiu atrau amb major intensitat al parells d’electrons intensitat al parells d’electrons compartits, la distribució de compartits, la distribució de càrrega no és simètrica, apareix càrrega no és simètrica, apareix una zona amb defecte de càrrega una zona amb defecte de càrrega (δ(δ++) i un altre amb excés (δ) i un altre amb excés (δ--) i es ) i es crea un crea un dipoldipol..

Moment dipolarMoment dipolar: mesura la : mesura la polaritat d’un enllaç, es defineix polaritat d’un enllaç, es defineix com el producte de la càrrega del com el producte de la càrrega del dipol per la distància que separa dipol per la distància que separa els centres de càrrega. És un els centres de càrrega. És un vector que va des de la càrrega + vector que va des de la càrrega + a la -a la -

μ=q·dμ=q·d Molècules polarsMolècules polars: quan una : quan una

molècula té més d’un enllaç polar, molècula té més d’un enllaç polar, la seua polaritat depèn de la seua la seua polaritat depèn de la seua geometria, calculem el moment geometria, calculem el moment dipolar total (suma dels moments dipolar total (suma dels moments dipolars de cada enllaç), de forma dipolars de cada enllaç), de forma que si els seu valor és 0 la que si els seu valor és 0 la molècula és apolar.molècula és apolar.

μμmolèculamolècula = Σ μ = Σ μenllaçosenllaços

δ+ δ−

H -----Cl

CO2

BF3

CH4

NH3

H2O

HIBRIDACIÓ D’ORBITALSHIBRIDACIÓ D’ORBITALSLa teoria de l’enllaç de valència no La teoria de l’enllaç de valència no

explica correctament la geometria de moltes explica correctament la geometria de moltes molècules. Per exemple la molècula de CHmolècules. Per exemple la molècula de CH44 es es formaria per les superposicions:formaria per les superposicions:C (2s) + H (1s) C (2s) + H (1s) orbital molecular orbital molecular σσ sense sense direcciódireccióC (2pC (2pxx) + H (1s) ) + H (1s) orbital molecular orbital molecular σσ eix xeix xC (2pC (2pyy) + H (1s) ) + H (1s) orbital molecular orbital molecular σσ eix yeix yC (2pC (2pzz) + H (1s) ) + H (1s) orbital molecular orbital molecular σσ eix z eix z

Els angles d’enllaç serien de 90º, però Els angles d’enllaç serien de 90º, però experimentalment saben que la geometria és experimentalment saben que la geometria és un tetraedre amb angles de 109’5º.un tetraedre amb angles de 109’5º.

Per tal de justificar la geometria correcta Per tal de justificar la geometria correcta utilitzem el utilitzem el mètode d’hibridació d’orbitalsmètode d’hibridació d’orbitals, , que consisteix en la combinació lineal d’orbitals que consisteix en la combinació lineal d’orbitals atòmics per obtenir uns nous orbitals híbrids (N atòmics per obtenir uns nous orbitals híbrids (N orbitals atòmics formarien N orbitals híbrids) orbitals atòmics formarien N orbitals híbrids) equivalents entre si en forma i energia. El tipus equivalents entre si en forma i energia. El tipus d’hibridació determina l’orientació dels orbitals d’hibridació determina l’orientació dels orbitals híbrids i condiciona la geometria de la híbrids i condiciona la geometria de la molècula.molècula.

TIPUS D’HIBRIDACIÓTIPUS D’HIBRIDACIÓ

Ejemplos

FORCES INTERMOLECULARSFORCES INTERMOLECULARSSón forces atractives de naturalesa elèctrica entre les molècules, són Són forces atractives de naturalesa elèctrica entre les molècules, són dèbils però nombroses, augmenten al disminuir la temperatura i dèbils però nombroses, augmenten al disminuir la temperatura i determinen les propietats de les substàncies: estat d’agregació, punt determinen les propietats de les substàncies: estat d’agregació, punt de fusió, et.de fusió, et.

FORCES DE VAN DER WAALS: són forces adireccionals que actuen a curta distància.

Forces dipol – dipol: entre les molècules polars hi ha forces atractives que tendeixen a orientar-les (part positiva d’un dipol amb la part negativa d’un altre dipol). Augmenten amb la polaritat.

Forces de dispersió de London: com a conseqüència del moviment dels electrons es poden crear dipols instantanis que indueixen dipols en molècules veïnes. Aquests dipols fluctuen i apareixen en totes les molècules però augmenten amb la polaritzabilitat (facilitat per a dispersar els electrons) que depèn de la grandària i la massa molecular.

I2 > Br2 > Cl2 > F2

FORCES INTERMOLCULARSFORCES INTERMOLCULARS

ENLLAÇ D’HIDROGENENLLAÇ D’HIDROGENQuan l’àtom d’hidrogen està unit a àtoms Quan l’àtom d’hidrogen està unit a àtoms molt electronegatius (molt electronegatius (F, O, NF, O, N) el parell ) el parell d’enllaç es troba molt desplaçat ca p a d’enllaç es troba molt desplaçat ca p a l’àtom i l’hidrogen queda pràcticament l’àtom i l’hidrogen queda pràcticament desproveït de càrrega negativa (quasi com desproveït de càrrega negativa (quasi com un protó) i al ser molt menut s’acosta molt un protó) i al ser molt menut s’acosta molt i atrau intensament el parell d’electrons i atrau intensament el parell d’electrons solitaris dels àtoms d’altres molècules.solitaris dels àtoms d’altres molècules.

Enllaç d’hidrogen > Forces dipol-dipol > Forces de London

H2O > HCl > CH4

δ+

δ-

δ-

Les temperatures d’ebullició anormalment elevades observades en NH3, H2O i HF s’expliquen per la formació d’enllaç d’H.

Aquest enllaç també està present en nombrosos compostos orgànics: alcohols (ROH), àcids (RCOOH), amines (RNH2).

PROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES COVALENTSPROPIETATS DE LES SUBSTÀNCIES COVALENTS

Substàncies molecularsSubstàncies moleculars Sòlids covalentsSòlids covalents

AspecteAspecte

Punt de fusió Punt de fusió

DuresaDuresa

Gasos, líquids oGasos, líquids o

sòlids tous de PF baixos: les forces sòlids tous de PF baixos: les forces intermoleculars que mantenen unides intermoleculars que mantenen unides les molècules són dèbilsles molècules són dèbils

Sòlids cristal·lins Sòlids cristal·lins

Molt durs i amb PF molt Molt durs i amb PF molt elevats: enllaços molt elevats: enllaços molt forts i nombrososforts i nombrosos

ConductivitatConductivitat No condueixen el corrent elèctric ja que els electrons estan No condueixen el corrent elèctric ja que els electrons estan fortament localitzats en els enllaços i no hi ha ions. El grafit és fortament localitzats en els enllaços i no hi ha ions. El grafit és una excepció per la deslocalització d’un electró en cada àtom.una excepció per la deslocalització d’un electró en cada àtom.

SolubilitatSolubilitat S’intercanvien molècules de dissolvent S’intercanvien molècules de dissolvent amb molècules del solut. Aquest procés és amb molècules del solut. Aquest procés és tant mès favorable quan més es semblen tant mès favorable quan més es semblen entre si les forces entre les molècules del entre si les forces entre les molècules del dissolvent i entre les del solut.dissolvent i entre les del solut.

Dissolvents apolars: substàncies apolars.Dissolvents apolars: substàncies apolars.

Dissolvents polars: substàncies polars.Dissolvents polars: substàncies polars.

No es dissolen en No es dissolen en cap dissolvent: cap dissolvent: enllaços molt forts enllaços molt forts i nombrososi nombrosos

ExemplesExemples COCO22, Br, Br22, C, C44HH1010, C, C66HH1212OO66 (glucosa) (glucosa) C(diamant), C(diamant), C(grafit), SiOC(grafit), SiO22 (quars), SiC(quars), SiC