Este documento presenta un resumen de tres oraciones o menos: El documento presenta un módulo sobre enlace químico, explicando la estructura del átomo, la configuración electrónica, los números cuánticos y los diferentes tipos de orbitales atómicos y moleculares que permiten la formación de enlaces entre átomos y moléculas.

1. 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.-

2. Módulo 1: Enlace Químico.
1.- Estructura del Átomo.
Los átomos están formados por
protones, neutrones y electrones.
Los protones están cargados
positivamente y se encuentran, junto
con los neutrones (sin carga) en el
núcleo.
Los electrones contienen una carga
negativa de la misma magnitud que la
carga positiva de los protones y se
encuentran en el espacio que rodea al
núcleo (figura. 1).
Fig. 1. El átomo tiene un
denso núcleo cargado
positivamente, rodeado de
una nube de electrones.

3. Módulo 1: Enlace Químico.
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 la
clave para la clasificación de los elementos y de sus propiedades reflejadas en la
tabla periódica.
El número de total de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo se
denomina: Número de Masa (A).

4. Módulo 1: Enlace Químico.
2.- Estructura Electrónica del Átomo.
Las propiedades químicas de un elemento se determinan por el número de
protones de su núcleo y el correspondiente número de electrones que hay alrededor
del núcleo.
Los electrones forman enlaces y determinan la estructura de las moléculas
resultantes.
Debido a que los electrones son muy pequeños y están en movimiento, se
comportan simultáneamente como partículas y como ondas.
Los electrones que se encuentran moviéndose alrededor del núcleo se encuentran
en Orbitales.

5. Módulo 1: Enlace Químico.
2.- Estructura Electrónica del Átomo (Continuación).
En el contexto de la Mecánica Cuántica, la descripción de un átomo se sustituye el
concepto de órbita por el de Orbital Atómico.
Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la
probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
Asimismo, se tiene que un orbital es un estado de energía permitido para un
electrón, con una función de probabilidad asociada que define la distribución de la
densidad electrónica en el espacio.
Los orbitales atómicos se agrupan en “capas” o niveles diferentes a distintas
distancias del núcleo.
A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos
subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

6. Módulo 1: Enlace Químico.
Fig. 2. Esquema que muestra las diferentes capas o niveles
energéticos de un orbital.

7. Módulo 1: Enlace Químico.
• El modelo Mecánico-Ondulatorio describe cada electrón
en 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 el
área alrededor del núcleo donde se puede localizar.
• Cada capa se identifica por un número cuántico
principal n, este número cuántico indica la distancia
entre el núcleo y el electrón medida en niveles
energéticos, así como el tamaño de la nube electrónica.
Números Cuánticos.

8. Módulo 1: Enlace Químico.
Número Cuántico Símbolo Determina Valores
Principal n
Tamaño de la nube
electrónica.
1,2,3…∞
Secundario o
azimutal
l
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 s
Orientación de giro del
electrón sobre su eje.
1/2 y -1/2
Tabla Nº 1.- Características de los números cuánticos.

9. Módulo 1: Enlace Químico.
• Orbital s. La nube electrónica tiene simetría esférica,
cuyo centro coincide con el núcleo del átomo. Se ubica
en las dos primeras capas de electrones (1s, 2s).
Tipos de Orbitales Atómicos.
Fig. 3. Representación de los Orbitales 1s y 2s.

10. Módulo 1: Enlace Químico.
Orbitales p: En este caso, la nube electrónica consiste en
dos 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.

11. Módulo 1: Enlace Químico.
• Se define como la distribución de los electrones en
los distintos orbitales de un átomo.
• Para desarrollar la configuración electrónica de un
elemento cualesquiera, es necesario considerar su
Valencia; es decir, su capacidad para combinarse
con otros.
• Asimismo, la valencia está determinada por el
número de electrones de la capa exterior de cada
átomo de un elemento (Electrones de
Valencia).
3.- Configuración
Electrónica de los Átomos.

12. Módulo 1: Enlace Químico.
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.

13. Módulo 1: Enlace Químico.
1.- El Principio de Exclusión de Pauli, dice que un orbital
como máximo puede alojar dos electrones, de forma que sus
espines estén apareados.
2.- La Regla de Hund afirma que cuando hay dos o más
orbitales de la misma energía, los electrones
preferentemente se alojan en orbitales diferentes antes de
aparearse en un mismo orbital.

14. Módulo 1: Enlace Químico.
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.

15. Módulo 1: Enlace Químico.
4.- Orbitales Moleculares.
• Ocurren cuando los orbitales de átomos diferentes
interaccionan, lo que conduce al enlace (o antienlace),
dando origen al enlace covalente.
• Los orbitales moleculares enlazantes tienen menor
energía, intervienen en la formación del enlace estable
entre los átomos.
• Los orbitales moleculares anti-enlazantes en cambio
tienen mayor contenido energetico, y no participan en la
formación de los enlaces.
• Al igual que los orbitales atómicos, cada orbital molecular
puede contener como máximo dos electrones.

16. Módulo 1: Enlace Químico.
4.1.- Orbitales Sigma (σ):
• Se originan a partir del solapamiento de dos orbitales s
para formar enlace.
• Se caracterizan por ser cilíndricamente simétrico a lo
largo del eje inter nuclear.
• Se conoce como longitud de enlace, a la distancia que
separa los núcleos de dos átomos.
• Si hay más de dos átomos en una molécula, los enlaces
forman un ángulo llamado ángulo de enlace.
• Los enlaces sigma también se pueden formar por el
solapamiento de un orbital s y un orbital p o de dos
orbitales p.

17. Módulo 1: Enlace Químico.
Fig. 7. Orbitales sigmas formadas a partir de orbitales s y p.
Fig. 6. Formación de enlace en la molécula de H2.

18. Módulo 1: Enlace Químico.
• Se forma por el solapamiento entre dos orbitales p
orientados perpendicularmente a la línea que conecta
los dos núcleos.
4.2.- Orbitales pi (π):
Fig. 8. Formación de orbitales Pi.

19. Módulo 1: Enlace Químico.
5.- Orbitales Atómicos Híbridos.
• Cuando interaccionan orbitales (s y p) en el mismo átomo,
éstos forman orbitales atómicos híbridos, que separan los
pares de electrones en el espacio y conducen a una mayor
densidad electrónica en la región enlazantes entre los
núcleos.
• Existen tres tipos de orbitales atómicos híbridos: sp3, sp2 y
sp.

20. Módulo 1: Enlace Químico.
Hibridación sp3.
Ocurre por la mezcla de un orbital s y tres orbitales p, originándose
cuatro orbitales híbridos sp3, que se separan en el espacio en un ángulo
de 109,5º dirigidos hacia los vértices de un tetraedro.
Hibridación sp².
• Estos orbitales híbridos se llaman sp2, debido a que se consideran
formados por la mezcla de un orbital s y dos orbitales p.
• Se encuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigidos
hacia los vértices de un triangulo equilátero; el ángulo entre dos
orbitales cualesquiera es de 120º.
Hibridación sp.
• Se define como la combinación de un orbital s y un p, para formar 2
orbitales híbridos, con orientación lineal; con un enlace sigma a la
izquierda y otro a la derecha del átomo.
• Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º.

21. Módulo 1: Enlace Químico.
Ejemplos de Orbitales Atómicos Híbridos:
1.- Obtenga la Hibridación del Metano (CH4).
Respuesta:
a.- Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y
tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la
molécula de Metano.
Para el Carbono: Z = 6
Para el Hidrógeno: Z = 1

22. Módulo 1: Enlace Químico.
b.- Segundo paso: se elabora la ecuación o fórmula para
dibujar la molécula.
c.- Tercer paso: dibujar la molécula de Metano.