UNIVERSIDAD CENTROCCIDENTAL

LISANDRO ALVARADO

SISTEMA DE EDUCACION A DISTANCIA

DECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUD

ESTRUCTURA DEL ATOMO

Y ENLACE QUÍMICO

1

2

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Protones Carga eléctrica positiva

Neutrones Sin carga eléctrica: Neutra

Electrones Carga eléctrica negativa

Protones + Neutrones = Número másico

Protones = Número atómico

Protones = Electrones

3

ISOTOPOS

Átomos de un mismo elemento con igual número

de protones pero diferentes números de neutrones

C126

Número másico: 6 protones + 6 neutrones = 12

Número atómico: 6 protones = 6

C136

Número másico: 6 protones + 7 neutrones = 13

Número atómico: 6 protones = 6

C146

Número másico: 6 protones + 8 neutrones = 14

Número atómico: 6 protones = 6

4

DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA

Distribución más

estable y, por lo

tanto, la más

probable de los

electrones en torno

al núcleo

Nos permite conocer el

número de electrones

de la última capa

(electrones de enlace)

Niveles de energía

K,L,M,N,O,P,Q

(1,2,3,4,5,6,7)

Subniveles de energía

s,p,d,f

K= 2 L= 8 M= 18 N= 32

O= 32 P= 18 Q= 8

S= 2 p= 6 d= 10 f= 14

5

ORBITALES ATÒMICOS

Regiòn del espacio donde es màs probable de conseguir a un electròn

Subnivel S 1 orbital: S

Subnivel p 3 orbitales: px, py, pz

Subnivel d 5 orbitales

Subnivel f 7 orbitales

Cada orbital puede contener un màximo de 2 electrones

6

FORMAS DE LOS DIFERENTES ORBITALES

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Principio de relleno o Aufbau:

Se deben llenar los niveles

de menor energía

Principio de exclusión de Pauli:

Los orbitales sólo pueden

contener 2 electrones con

spines diferentes.

Principio de Hunt:

Un segundo electrón no entra

en un orbital si existen otros

orbitales desocupados en el

mismo nivel de energía.

Diagrama de Mouller

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

1s2 2s2 2px 2py 2pz

8

Ejemplo:

Escriba la distribución electrónica del carbono. (número atómico= 6)

Distribución de 6 electrones.

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

Nivel 1 : 2 electrones

Nivel 2 : 4 electrones

1s2, 2s2,2p2

1s2 2s2 2px 2py 2pz

9

Ejemplo:

Escriba la distribución electrónica del sodio. (número atómico= 11)

Distribución de 11 electrones.

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

Nivel 1 : 2 electrones

Nivel 2 : 8 electrones

Nivel 3 : 1 electrón

1s2, 2s2, 2p6,3s1

1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s

10

ENLACE QUÍMICO

Son uniones entre

átomos, formadas cuando se

ceden, aceptan o comparten

electrones.

Cada uno de los átomos que

forman el enlace adquieren una

configuración más estable

(configuración de un gas noble)

Los gases nobles a

excepción del helio,

presentan 8 electrones en

su último nivel de energía

Regla del octeto o

Ley de Lewis

11

ELECTRONEGATIVIDAD

Capacidad que tiene un átomo de cualquier elemento de atraer los electrones cuando forma un enlace quìmico.

ElectronegativoElectropositivo

Alta atracciònBaja atracción

Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Escala_de_PaulingGrupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Período

1H2.1

He

2Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Ne

3Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

Ar

4K

0.8Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.9

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Kr

5Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd2.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Xe

6Cs0.7

Ba0.9

LuHf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.9

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Rn

7Fr0.7

Ra0.9

Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo

12

ENLACE IONICO

Es la atracción electrostática entre dos átomos.

Uno de los átomos cede electrones y el otro los acepta.

Elemento no metálico

(electronegativo)

Elemento metálico

(electropositivo)

Acepta electrones Cede electrones

Diferencia de electronegatividad: mayor o igual a 2

NaCl Na= 0.9 Cl= 3.0 diferencia = 2.1

13

Na = 11

1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s

Cl = 17

3px 3py 3pz 1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s

Na+

1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s

Cl -

3px 3py 3pz 1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s

14

ENLACE COVALENTE

Se forma por la unión de dos átomos mediante el compartir de

electrones.

Enlace covalente sencillo: comparten dos electrones

Enlace covalente doble: comparten 4 electrones

Enlace covalente triple: comparten 6 electrones

C - C

C = C

C = C=

15

El enlace covalente se forman por solapamiento de los

orbitales y se forman los orbitales moleculares

Enlace sigmaSolapamiento frontal de los

orbitales

Enlace piSolapamiento lateral de los

orbitales

16

HIBRIDACIÒN DE LOS ORBITALES

Es la mezcla de orbitales atómicos diferentes, de un mismo

átomo, para generar nuevos orbitales que sean apropiados para

formar enlaces.

Hibridación sp3: Se encuentran involucrados 1 orbital s y 3 p,

formando cuatro orbitales sp3. Este tipo de hibridación la

adquiere un átomo cuando va a formar enlaces sencillos.

Orbital s

+ 3

Orbital p Orbital sp325% s y 75% p

4

17

Hibridación sp2: Se encuentran involucrados 1 orbital s y 2

orbitales p, formando tres orbitales sp2. Este tipo de

hibridación la adquiere un átomo cuando va a formar enlaces

dobles.

Orbital s

+ 2

Orbital p Orbital sp233% s y 67% p

3

18

Hibridación sp: Se encuentran involucrados 1 orbital s y 1

orbital p, formando 2 orbitales sp. Este tipo de hibridación la

adquiere un átomo cuando va a formar enlaces triples.

Orbital s

+

Orbital p Orbital sp50% s y 50% p

2

19

Hibridaciòn sp3 del carbono

1s2, 2s2,2p2c

1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 sp3 sp3 sp3 sp3

Hibridaciòn sp2 del carbono

1s2, 2s2,2p2c

1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 sp2 sp2 sp2 2pz

Hibridaciòn sp del carbono

1s2, 2s2,2p2c

1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 sp sp 2py 2pz

20

Cuatro enlaces hibridación sp3Forma tetrahèdrica

Tres enlaces hibridación sp2Forma triángular

Dos enlaces hibridación spForma lineal

4 enlaces sencillos2 enlaces sencillos

Y 1 enlace doble 1 enlace sencillo

Y 1 enlace triple

21

POLARIZACIÒN DE LOS ENLACES COVALENTES

Cuando los átomos de los elementos que forman el enlace

covalente presentan una diferencia de electronegatividad

menor a 0,5 se dice que el enlace covalente es no polar.

Cuando los átomos de los elementos que forman el enlace

covalente presentan una diferencia de electronegatividad entre

0,5y 2 se dice que el enlace covalente es polar.

22

FUERZAS INTERMOLECULARES

O NO COVALENTES

•Fuerzas de atracción, diferentes al enlace químico, que ocurren

entre átomos o moléculas.

• Más débiles que la de los enlaces iónicos y covalentes.

23

Interacciones hidrofóbicas

Interacciones iónicas

Ión-dipolo

Ión-dipoloinducido

24

Interación dipolo-dipolo

(Fuerzas de Keesom):

dipolo instantáneo-dipolo inducido

(Fuerzas de London): Interacción dipolo-dipolo inducido

(Fuerzas de Debye):

FUERZAS DE VAN DER WAALS

25

Si una persona es perseverante, aunque sea dura de

entendimiento, se hará inteligente; y aunque sea débil se

transformará en fuerte. Leonardo Da Vinci

La gota orada la piedra, no por su fuerza, sino por su

constancia. Ninón de Lenclos