MÓDULO 1: ENLACE QUÍMICO.

Subproyecto Química Orgánica.

Universidad Nacional Experimental

de los Llanos Occidentales

“Ezequiel Zamora”

Vice-rectorado de Producción Agrícola

Programa Ciencias del Agro y del Mar

Subprograma de Ingeniería Agronómica

Prof. Ing. Agro. Alicia Sulbaran L.

Guanare, Noviembre de 2016.-

Módulo 1: Enlace Químico.

1.- Estructura del Átomo.

Los átomos están formados porprotones, neutrones y electrones.

Los protones están cargadospositivamente y se encuentran, juntocon los neutrones (sin carga) en elnúcleo.

Los electrones contienen una carganegativa de la misma magnitud que lacarga positiva de los protones y seencuentran en el espacio que rodea alnúcleo (figura. 1).

Fig. 1. El átomo tiene un

denso núcleo cargado

positivamente, rodeado de

una nube de electrones.

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1.- Estructura del Átomo (Continuación).

Cada elemento se caracteriza por el número de protones que tiene en el núcleo(Número Atómico, Z).

Este número tiene una importancia para la Química, debido a que constituye laclave para la clasificación de los elementos y de sus propiedades reflejadas en latabla periódica.

El número de total de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo sedenomina: Número de Masa (A).

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2.- Estructura Electrónica del Átomo.

Las propiedades químicas de un elemento se determinan por el número deprotones de su núcleo y el correspondiente número de electrones que hay alrededordel núcleo.

Los electrones forman enlaces y determinan la estructura de las moléculasresultantes.

Debido a que los electrones son muy pequeños y están en movimiento, secomportan simultáneamente como partículas y como ondas.

Los electrones que se encuentran moviéndose alrededor del núcleo se encuentranen Orbitales.

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2.- Estructura Electrónica del Átomo (Continuación).

En el contexto de la Mecánica Cuántica, la descripción de un átomo se sustituye elconcepto de órbita por el de Orbital Atómico.

Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que laprobabilidad de encontrar un electrón es máxima.

Asimismo, se tiene que un orbital es un estado de energía permitido para unelectrón, con una función de probabilidad asociada que define la distribución de ladensidad electrónica en el espacio.

Los orbitales atómicos se agrupan en “capas” o niveles diferentes a distintasdistancias del núcleo.

A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintossubniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

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Fig. 2. Esquema que muestra las diferentes capas o niveles energéticos de un orbital.

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• El modelo Mecánico-Ondulatorio describe cada electrónen términos de cuatro números cuánticos: n, l, m y s(solución matemática de la ecuación de Schrödinger).

• Permiten calcular la energía del electrón y predecir elárea alrededor del núcleo donde se puede localizar.

• Cada capa se identifica por un número cuánticoprincipal n, este número cuántico indica la distanciaentre el núcleo y el electrón medida en nivelesenergéticos, así como el tamaño de la nube electrónica.

Números Cuánticos.

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Número Cuántico Símbolo Determina Valores

Principal nTamaño de la nube

electrónica.1,2,3…∞

Secundario o

azimutall

Forma de la nube

electrónica.Desde 0 hasta n-1

Magnetico m

Orientación de la nube

electrónica en el

espacio.

Desde -1 hasta +1

De spin sOrientación de giro del

electrón sobre su eje.1/2 y -1/2

Tabla Nº 1.- Características de los números cuánticos.

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• Orbital s. La nube electrónica tiene simetría esférica,cuyo centro coincide con el núcleo del átomo. Se ubicaen las dos primeras capas de electrones (1s, 2s).

Tipos de Orbitales Atómicos.

Fig. 3. Representación de los Orbitales 1s y 2s.

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Orbitales p: En este caso, la nube electrónica consiste endos lóbulos alargados entre los cuales se encuentra el núcleo.Tienen mayor energía que los orbitales s.

Fig. 4. Orbitales 2p. Hay tres orbitales 2p, con respecto a los otros perpendicularmente.

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• Se define como la distribución de los electrones enlos distintos orbitales de un átomo.

• Para desarrollar la configuración electrónica de unelemento cualesquiera, es necesario considerar suValencia; es decir, su capacidad para combinarsecon otros.

• Asimismo, la valencia está determinada por elnúmero de electrones de la capa exterior de cadaátomo de un elemento (Electrones deValencia).

3.- Configuración Electrónica de los Átomos.

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Subniveles de

Energía

Cantidad máxima de

electrones que acepta

s 2 e-

p 6 e-

d 10 e-

f 14 e-

Tabla 2. Numero de electrones por subniveles de energía.

Fig. 5. Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes

niveles de energía.

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1.- El Principio de Exclusión de Pauli, dice que un orbitalcomo máximo puede alojar dos electrones, de forma que susespines estén apareados.

2.- La Regla de Hund afirma que cuando hay dos o másorbitales de la misma energía, los electronespreferentemente se alojan en orbitales diferentes antes deaparearse en un mismo orbital.

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Ejemplos de la Configuración Electrónica:

1.- Carbono (Z = 6).

1S2 2S2 2P2

1S2 2S2 2Px1 2Py1

↑↓ ↑↓ ↓ ↓

2 e- Desapareados; 2 pares de e- apareados.

2.- Oxigeno (Z = 8).

1S2 2S2 2P4

1S2 2S2 2Px1 2Py1 2Pz1

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓

2 e- Desapareados; 3 pares de e- apareados.

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4.- Orbitales Moleculares.

• Ocurren cuando los orbitales de átomos diferentesinteraccionan, lo que conduce al enlace (o antienlace),dando origen al enlace covalente.

• Los orbitales moleculares enlazantes tienen menorenergía, intervienen en la formación del enlace estableentre los átomos.

• Los orbitales moleculares anti-enlazantes en cambiotienen mayor contenido energetico, y no participan en laformación de los enlaces.

• Al igual que los orbitales atómicos, cada orbital molecularpuede contener como máximo dos electrones.

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4.1.- Orbitales Sigma (σ):

• Se originan a partir del solapamiento de dos orbitales spara formar enlace.

• Se caracterizan por ser cilíndricamente simétrico a lolargo del eje inter nuclear.

• Se conoce como longitud de enlace, a la distancia quesepara los núcleos de dos átomos.

• Si hay más de dos átomos en una molécula, los enlacesforman un ángulo llamado ángulo de enlace.

• Los enlaces sigma también se pueden formar por elsolapamiento de un orbital s y un orbital p o de dosorbitales p.

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Fig. 7. Orbitales sigmas formadas a partir de orbitales s y p.

Fig. 6. Formación de enlace en la molécula de H2.

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• Se forma por el solapamiento entre dos orbitales porientados perpendicularmente a la línea que conectalos dos núcleos.

4.2.- Orbitales pi (π):

Fig. 8. Formación de orbitales Pi.

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5.- Orbitales Atómicos Híbridos.

• Cuando interaccionan orbitales (s y p) en el mismo átomo,éstos forman orbitales atómicos híbridos, que separan lospares de electrones en el espacio y conducen a una mayordensidad electrónica en la región enlazantes entre losnúcleos.

• Existen tres tipos de orbitales atómicos híbridos: sp3, sp2 ysp.

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Hibridación sp3.

Ocurre por la mezcla de un orbital s y tres orbitales p, originándosecuatro orbitales híbridos sp3, que se separan en el espacio en un ángulode 109,5º dirigidos hacia los vértices de un tetraedro.

Hibridación sp².

• Estos orbitales híbridos se llaman sp2, debido a que se consideranformados por la mezcla de un orbital s y dos orbitales p.

• Se encuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigidoshacia los vértices de un triangulo equilátero; el ángulo entre dosorbitales cualesquiera es de 120º.

Hibridación sp.

• Se define como la combinación de un orbital s y un p, para formar 2orbitales híbridos, con orientación lineal; con un enlace sigma a laizquierda y otro a la derecha del átomo.

• Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º.

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Ejemplos de Orbitales Atómicos Híbridos:1.- Obtenga la Hibridación del Metano (CH4).Respuesta:a.- Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica ytipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma lamolécula de Metano.

Para el Carbono: Z = 6

Para el Hidrógeno: Z = 1

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b.- Segundo paso: se elabora la ecuación o fórmula paradibujar la molécula.

c.- Tercer paso: dibujar la molécula de Metano.