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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

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    Estructura del atomo.pps Estructura del atomo.pps Presentation Transcript

    • UNIVERSIDAD CENTROCCIDENTAL LISANDRO ALVARADOSISTEMA DE EDUCACION A DISTANCIADECANATO DE CIENCIAS DE LA SALUDESTRUCTURA DEL ATOMO Y ENLACE QUÍMICO 1
    • 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
    • ISOTOPOSÁtomos de un mismo elemento con igual númerode 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
    • 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
    • ORBITALES ATÒMICOSRegiòn del espacio donde es màs probable de conseguir a un electrònSubnivel 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
    • FORMAS DE LOS DIFERENTES ORBITALES 6
    • CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAPrincipio 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 2pz1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
    • 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
    • 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 9
    • ENLACE QUÍMICO Son uniones entreátomos, formadas cuando seceden, 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
    • ELECTRONEGATIVIDADCapacidad que tiene un átomo de cualquier elemento de atraerlos 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
    • 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
    • Na = 11 1s2 2s2 2px 2py 2pz 3sCl = 17 1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz Na+ 1s2 2s2 2px 2py 2pz 3sCl - 1s2 2s2 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 13
    • ENLACE COVALENTESe forma por la unión de dos átomos mediante el compartir deelectrones.Enlace covalente sencillo: comparten dos electrones C-CEnlace covalente doble: comparten 4 electrones C=CEnlace covalente triple: comparten 6 electrones C= C = 14
    • El enlace covalente se forman por solapamiento de los orbitales y se forman los orbitales molecularesEnlace sigma Enlace piSolapamiento Solapamientofrontal de los lateral de los orbitales orbitales 15
    • 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 4Orbital s Orbital p Orbital sp3 25% s y 75% p 16
    • 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 3Orbital s Orbital p Orbital sp2 33% s y 67% p 17
    • 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. + 2Orbital s Orbital p Orbital sp 50% s y 50% p 18
    • Hibridaciòn sp3 del carbono1s2, 2s2,2p2c 1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s2 sp3 sp3 sp3 sp3 Hibridaciòn sp2 del carbono1s2, 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
    • 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
    • POLARIZACIÒN DE LOS ENLACES COVALENTESCuando los átomos de los elementos que forman el enlacecovalente presentan una diferencia de electronegatividadmenor a 0,5 se dice que el enlace covalente es no polar.Cuando los átomos de los elementos que forman el enlacecovalente presentan una diferencia de electronegatividad entre0,5y 2 se dice que el enlace covalente es polar. 21
    • FUERZAS INTERMOLECULARES O NO COVALENTES•Fuerzas de atracción, diferentes al enlace químico, que ocurrenentre átomos o moléculas.• Más débiles que la de los enlaces iónicos y covalentes. 22
    • Ión-dipoloInteracciones iónicas Ión-dipoloinducido Interacciones hidrofóbicas 23
    • FUERZAS DE VAN DER WAALS Interación dipolo-dipolo (Fuerzas de Keesom): dipolo instantáneo-dipolo inducidoInteracción dipolo-dipolo inducido (Fuerzas de London): (Fuerzas de Debye): 24
    • Si una persona es perseverante, aunque sea dura deentendimiento, se hará inteligente; y aunque sea débil setransformará en fuerte. Leonardo Da VinciLa gota orada la piedra, no por su fuerza, sino por suconstancia. Ninón de Lenclos 25