Este video corresponde al tema 1 del módulo de Química Orgánica del Curso Preuniversitario del Decanato de Ciencias de la Salud de la UCLA, Venezuela

1. 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
2

3. ISOTOPOS
Átomos de un mismo elemento con igual número
de protones pero diferentes números de neutrones
12 Número másico: 6 protones + 6 neutrones = 12
6C Número atómico: 6 protones = 6
13 Número másico: 6 protones + 7 neutrones = 13
6C
Número atómico: 6 protones = 6
14 Número másico: 6 protones + 8 neutrones = 14
6 C Número atómico: 6 protones = 6
3

4. DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA
Distribución más Nos permite conocer el
estable y, por lo número de electrones
tanto, la más de la última capa
probable de los (electrones de enlace)
electrones en torno
al núcleo
Niveles de energía
Subniveles de energía
K,L,M,N,O,P,Q
s,p,d,f
(1,2,3,4,5,6,7)
K= 2 L= 8 M= 18 N= 32 S= 2 p= 6 d= 10 f= 14
O= 32 P= 18 Q= 8
4

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
5

6. FORMAS DE LOS DIFERENTES ORBITALES
6

7. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Principio de relleno o Aufbau:
Principio de exclusión de Pauli:
Se deben llenar los niveles
Los orbitales sólo pueden
de menor energía
contener 2 electrones con
spines diferentes.
Diagrama de Mouller
Principio de Hunt:
Un segundo electrón no entra
en un orbital si existen otros
orbitales desocupados en el
mismo nivel de energía.
1s2 2s2 2px 2py 2pz
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

8. Ejemplo:
Escriba la distribución electrónica del carbono. (número atómico= 6)
Distribución de 6 electrones.
Nivel 1 : 2 electrones
Nivel 2 : 4 electrones
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
1s2, 2s2,2p2
1s2 2s2 2px 2py 2pz
8

9. Ejemplo:
Escriba la distribución electrónica del sodio. (número atómico= 11)
Distribución de 11 electrones.
Nivel 1 : 2 electrones
Nivel 2 : 8 electrones
Nivel 3 : 1 electrón
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
1s2, 2s2, 2p6,3s1
1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s
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10. ENLACE QUÍMICO
Son uniones entre
átomos, formadas cuando se
ceden, aceptan o comparten Cada uno de los átomos que
electrones. forman el enlace adquieren una
configuración más estable
(configuración de un gas noble)
Los gases nobles a
Regla del octeto o excepción del helio,
Ley de Lewis presentan 8 electrones en
su último nivel de energía
10

11. ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad que tiene un átomo de cualquier elemento de atraer
los electrones cuando forma un enlace quìmico.
Baja atracción Alta atracciòn
Electropositivo Electronegativo
Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling
Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Escala_de_Pauling
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
H He
1
2.1
Li Be B C N O F Ne
2
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg Al Si P S Cl Ar
3
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
4
0.8 1.0 1.31.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
5
0.8 1.0 1.21.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
6 Lu
0.7 0.9 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
7
0.7 0.9
11

12. ENLACE IONICO
Es la atracción electrostática entre dos átomos.
Uno de los átomos cede electrones y el otro los acepta.
Elemento no metálico Elemento metálico
(electronegativo) (electropositivo)
Acepta electrones Cede electrones
Diferencia de electronegatividad: mayor o igual a 2
NaCl Na= 0.9 Cl= 3.0 diferencia = 2.1
12

13. Na = 11
1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s
Cl = 17
1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz
Na+
1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s
Cl -
1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz
13

14. ENLACE COVALENTE
Se forma por la unión de dos átomos mediante el compartir de
electrones.
Enlace covalente sencillo: comparten dos electrones
C-C
Enlace covalente doble: comparten 4 electrones
C=C
Enlace covalente triple: comparten 6 electrones
C= C
=
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15. El enlace covalente se forman por solapamiento de los
orbitales y se forman los orbitales moleculares
Enlace sigma Enlace pi
Solapamiento Solapamiento
frontal de los lateral de los
orbitales orbitales
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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.
+3 4
Orbital s Orbital p Orbital sp3
25% s y 75% p
16

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.
+2 3
Orbital s Orbital p Orbital sp2
33% s y 67% p
17

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.
+ 2
Orbital s Orbital p Orbital sp
50% s y 50% p
18

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
19

20. Cuatro enlaces hibridación sp3 Tres enlaces hibridación sp2 Dos enlaces hibridación sp
Forma tetrahèdrica Forma triángular Forma lineal
2 enlaces sencillos
4 enlaces sencillos Y 1 enlace doble 1 enlace sencillo
Y 1 enlace triple
20

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.
21

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.
22

23. Ión-dipolo
Interacciones iónicas Ión-dipoloinducido
Interacciones hidrofóbicas
23

24. FUERZAS DE VAN DER WAALS
Interación dipolo-dipolo
(Fuerzas de Keesom):
dipolo instantáneo-dipolo inducido
Interacción dipolo-dipolo inducido (Fuerzas de London):
(Fuerzas de Debye):
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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
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