1. Importancia de La QO y Teoría Estructural

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE YUCATÁN

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

LICENCIATURA: INGENIERÍA QUÍMICA INDUSTRIAL

AREA: CIENCIAS BÁSICAS

ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA

Unidad 1

Dra. Maira Rubi Segura Campos

1

UNIDAD I. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

Química Orgánica: ¥  Química de los compuestos de

carbono

Compuestos orgánicos (CO): ¥  Se obJenen de organismos vivos y

por síntesis química.

¥  Principales fuentes: Petróleo, carbón, gas natural (combusJbles fósiles)

2


Que Jene de especial el C que toda una rama de la química se dedica a estudiar sus compuestos?

3

Importancia de los compuestos del C ¥  El carbono forma enlaces fuertes con otros

carbonos y gran variedad de elementos

¥  Se pueden generar cadenas y anillos de átomo de C para formar infinidad de moléculas (base de la vida en la Jerra)

¥  Los seres vivos están formados principalmente de CO con función estructural, química o genéJca.


§  Definición “orgánico”: Derivados de organismos vivos .

§  En un principio la química orgánica se encargaba del estudio de los compuestos extraídos de organismos vivos y de sus productos naturales.

§  Ejemplos de Compuestos orgánicos:

§  Vitalismo: Creencia de que los productos naturales necesitan una fuerza vital para producir compuestos orgánicos

4

cera


§  Época del vitalismo: La química orgánica estudiaba a los compuestos que tenían una fuerza vital y la inorgánica los gases, minerales, etc.

§  En el siglo XIX, experimentos mostraron que los CO podían sinteDzarse a parDr de compuestos inorgánicos

§  F. Wohler (1828) : Síntesis de urea

5

Calor


6

•  La urea siempre había provenido de organismos vivos.

•  De acuerdo con el vitalismo la urea poseía la fuerza vital.

•  Químicos argumentaron que algún rastro de la fuerza vital de las manos de Wohler había contaminado la reacción.

•  Diversas invesDgaciones descartaron la teoría de la fuerza vital.

•  A principios del siglo XIX se refutó el vitalismo


Son las vitaminas “naturales” más saludables que las vitaminas “arDficiales”

sinteDzadas???

7


§  El vitalismo existe en la mente de aquellos que creen que compuestos como las vitaminas “naturales” son más saludables que los compuestos “arDficiales” sinteDzados.

§  Químicos: Compuestos naturales y sintéDcos son idénDcos.

§  Análisis de datación por radiocarbono: 14C Análisis de relación de isotopos

§  Compuestos sinteDzados: < contenido de 14C radiacDvo.

§  Compuestos naturales: > contenido de 14C radiacDvo.

8


Cual es la caracterísDca que disDngue a los compuestos orgánicos de los inorgánicos?

9

“Todos los compuestos orgánicos conDenen uno o más átomos de C”

“No todos los compuestos de C son sustancias orgánicas (diamante, grafito, CO2, cianato de

amonio, etc)”


Compuestos orgánicos y el hombre

§  Los seres humanos están formados por moléculas orgánicas (Proteínas de la piel, lípidos de membrana, ADN).

§  El hombre se nutre con los CO de los alimentos.

§  El cuerpo es regulado por CO complejos.

10


Compuestos orgánicos y el hombre

Los químicos sinteJzan o simulan moléculas orgánicas complejas: Fármacos, PlásJcos, PesJcidas, Pinturas

Muchos de los avances médicos son avances de la química orgánica.

ü  Fármacos sintéJcos combaten enfermedades

ü  Polímeros moldeados: reemplazo de órganos

.

11


Compuestos orgánicos han cerrado el ciclo

.

12

Estudio de compuestos derivados de órganos

Hoy proporciona fármacos y materiales

que susJtuyen dichos organos


Principales problemas de la Química Orgánica:

¥  Encontrar como se ordenan los átomos en las moléculas (estructura).

Función de la química orgánica:

¥  Encontrar las reacciones de descomposición o formación de nuevas moléculas

¥  Mecanismos de reacción

¥  Síntesis de nuevos compuestos.

13


¿Que Jene de especial el C para formar tantos

compuestos?

14


¿Que Jene de especial el C para formar tantos compuestos?

15

¥  Los átomos de C pueden unirse entre sí hasta grados imposibles para átomos de otro elemento.

¥  Forman cadenas de miles de átomos o anillos de todos los tamaños.

¥  Las cadenas y anillos pueden tener ramificaciones.

¥  A los C de éstas cadenas y anillos se unen otros átomos: H; F, Cl, Br, I, O, N, S, P.

¥  Cada ordenamiento corresponde a un compuesto disDnto con propiedades químicas y csicas caracterísDcas.


16

ADA 2: “Elabore un ensayo que establezca la importancia de la

química orgánica en la tecnología”


Importancia de la Química Orgánica en la tecnología?

§  Es la química de los colorantes §  Drogas •  Alimentos §  Papel •  Vestuario §  Pinturas •  Biología §  PlásDcos •  Medicina §  Gasolina

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Estructura atómica ¥  Á t o m o s : P r o t o n e s ,

neutrones, electrones

¥  Protones y neutrones: La m a s a d e l á t o m o s e concentra en el núcleo.

¥  Electrones: ParDcipan en e n l a c e s y r e a c c i o n e s químicas.

¥  Cada elemento se disDngue p o r e l N o . a t ó m i c o (protones)

18


Estructura atómica

¥  El número de neutrones normalmente es parecido al numero de protones, pero este numero de neutrones puede variar.

¥  Isótopos: átomos con el mismo No. de protones pero diferente No. de neutrones.

19


Estructura electrónica del átomo

20

¥  Las propiedades químicas de un e l emen to s e de te rm inan mediante el número de protones y electrones.

¥  Los e -‐ f o rman en l a ces y determinan la estructura de las moléculas resultantes.

¥  Por su tamaño y ligereza los e-‐ presentan propiedades de pargcula y de onda.



21

¥  1926, Erwin Schrodinger propuso el modelo de la mecánica cuán9ca del átomo.

¥  Idea fundamental del modelo cuán9co:

§  Abandonar el concepto de que un electrón es una pargcula pequeña que se mueve alrededor del núcleo en una trayectoria definida.

§  Enfocarse en las propiedades ondulatorias del electrón.



Los e-‐ que están alrededor del núcleo se encuentran en orbitales

¥  Principio de incer9dumbre de Heisenberg (1927):

Es imposible conocer con precisión donde se encuentra un electrón y la trayectoria que sigue, sin embargo, podemos determinar su densidad electrónica (probabilidad de encontrar al e-‐ en una parte específica del orbital).

¥  Orbital

Estado de energía permi1do para un e-‐, con una función de probabilidad asociada que define la distribución de la densidad electrónica en el espacio

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Mecánica cuánJca

¥  Modelo de la mecánica cuánDca de Schrodinger para la estructura atómica: es una ecuación diferencial conocida como ecuación de onda.

¥  Las soluciones a la ecuación de onda se conocen como funciones de onda, u orbitales (ψ).

¥  Ψ2: define la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio alrededor del núcleo.

Ecuación de onda

Función de onda u orbital ψ

Probabilidad de

encontrar al electrón en una región del espacio

ψ2

23


Mecánica cuánJca

•  Una función de onda, ψ, se caracteriza por 3 parámetros llamados números cuánDcos (n, l y m).

•  Números cuán9cos: describen el nivel de energía del orbital y la forma tridimensional de la región del espacio ocupada por un electrón dado.

Números cuánDcos

Función de onda

ψ n l m

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Los orbitales atómicos se agrupan en capas a diferentes distancias del núcleo. Cada capa se iden1fica mediante el

Numero cuán9co principal n

¥  Es un entero posiDvo del que dependen el tamaño y la energía del orbital.

¥  Conforme n aumenta, las capas se alejan del núcleo, Denen mayor energía, albergan más electrones

¥  Los elementos comunes de los CO se en encuentran en las 2 primeros períodos de la tabla periódica, sus e-‐ se encuentran en las 2 primeras capas.

•  n=1: 2e-‐

•  n=2: 8e-‐

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Mecánica cuánJca

Número cuán9co angular (l)

•  Define la forma tridimensional del orbital.

•  Un orbital con número cuánDco principal n, Dene un valor de l entre 0 y n-‐1.

•  Los orbitales están agrupados en niveles de acuerdo con el número cuánDco principal.

•  Los orbitales dentro de un mismo nivel se agrupan en subniveles de acuerdo al número cuánDco angular.

Número cuánDco l 0 1 2

Notación del subnivel s p d

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Mecánica cuánJca

Número cuántico magnético (ml)

¥  Define la orientación espacial del orbital con respecto a un conjunto de ejes coordenados estándar.

¥  Para un orbital cuyo número cuánDco del momento angular es l, el número cuánDco magnéDco ml, Dene cualquier valor entre -‐1 y +1.

¥  Dentro de cada subnivel, orbitales con la misma forma o valor de l, hay 2l + 1 orientaciones espaciales diferentes para esos orbitales.

Si l=0 ml=0

Si l=1 ml= -‐1, 0, +1

Si l=2 ml= -‐2, -‐1, 0, +1, +2

Número cuánDco l 0 1 2

Notación del subnivel s p d

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n l =n-‐1

ml 2l + 1 = -‐1+1

Notación de orbitales

No.de orbitales en el subnivel

No. de orbitales en el nivel

1 0 0 1s 1 1

2 0 0 2s 1 4

1 -‐1, 0, +1 2p 3

3 0 0 3s 1 9

1 -‐1, 0,+1 3p 3

2 -‐2,-‐1,0,+1,+2 3d 5

4 0 0 4s 1 16

1 -‐1, 0,+1 4p 3

2 -‐2,-‐1,0,+1,+2 4d 5

3 -‐3,-‐2-‐1,0,+1,+2,+3 4f 7

Combinaciones permiJdas de números cuánJcos n, l y m para los primeros 4 niveles

28

UNIDAD I. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 29


Orbital:

¥  Región en el espacio en la que es probable encontrar un e-‐.

¥  La forma de esa región espacial se define como el número cuánDco angular l, con l=0 llamado orbital s; l=1 orbital p; l=2 es el orbital d, etc.

¥  Las formas de los orbitales determinan la disposición espacial de los átomos de una molécula.

30


Orbital s

¥  Todos los orbitales s son esféricos, lo que significa que la probabilidad de encontrar un electrón s depende sólo de la distancia al núcleo, no de la dirección.

¥  Un electrón en un orbital s en un nivel externo está en promedio mucho más lejos del núcleo que un electrón en un orbital s en un nivel interno.

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¥  La primera capa electrónica solo conDene el orbital 1s

¥  La densidad electrónica es más alta cerca del núcleo y disminuye exponencialmente al aumentar la distancia al núcleo en cualquier dirección

n l

=n-‐1 ml

= -‐1+1 Notación

de orbitales

No. de orbitales en el

subnivel


1 0 0 1s 1 1

Diagrama de la densidad electrónica del orbital 1s

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Orbital s

¥  Aunque todos los orbitales s son esféricos, hay diferencias entre aquellos de niveles disDntos

¥  El tamaño del orbital s aumenta conforme aumenta el nivel.

¥  La distribución del electrón en un orbital s en un nivel externo Dene más de una región con alta probabilidad.

¥  Un orbital 2s es una esfera dentro de otra y Dene 2 regiones de alta probabilidad separadas por una superficie de probabilidad igual a cero llamada nodo.

¥  Un orbital 3s Dene 3 regiones de alta probabilidad y 2 nodos.

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Orbital p ¥  Los orbitales p Denen formas de peras.

¥  La distribución de electrones es idénDca a cada lado del núcleo y está separada por un plano nodal que corta a través del núcleo.

¥  Hay 3 valores permiDdos de ml cuando l=1, de manera que cada nivel, a parDr del segundo, Dene 3 orbitales p orientados en el espacio con ángulos de 90° a lo largo de los 3 ejes de coordenadas, x, y y z.

n l =n-‐1

ml = -‐1+1

Notación de

orbitales



1 0 0 1s 1 1

2 0 0 2s 1 4

1 -‐1, 0, +1 2p 3

34

n l =n-‐1

ml = -‐1+1

Notación de orbitales



2 0 0 2s 1 4

1 -‐1, 0, +1 2p 3


•  2ª. Capa electrónica: Orbitales 2s, 2p •  Los orbitales 2p Jenen mayor energía que los 2s ya que la ubicación

de un e-‐ en un orbital 2p se encuentra mas alejado del núcleo-‐ •  Los 3 orbitales 2p Jenen energías idénJcas (degenerados)

35


Orbital d ¥  El tercer nivel y los superiores conDenen 5 orbitales d cada uno.

¥  Los orbitales d difieren de los orbitales s y p en que Denen 2 formas diferentes.

¥  Cuatro de los cinco orbitales d Denen forma de trébol y cuatro lóbulos de máxima probabilidad electrónica separados por 2 planos nodales

36


Orbital f ¥  Los 7 orbitales f Denen 8 lóbulos de máxima probabilidad

electrónica separados por 3 planos nodales que pasan por el núcleo.

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El número de planos nodales que pasan por el núcleo y la complejidad geométrica de los orbitales se incrementan con el número cuánDco l del subnivel:

¥  Los orbitales s Denen un lóbulo y ningún plano nodal a través del núcleo.

¥  Los orbitales p Denen 2 lóbulos y 1 plano nodal.

¥  Los orbitales d Denen 4 lóbulos y 2 planos nodales

¥  Los 7 orbitales f Denen 8 lóbulos de máxima probabilidad electrónica separados por 3 planos nodales.

38


Principio de exclusión de Pauli

Cada orbital puede albergar un máximo de 2 e-‐ que deben tener espines opuestos.

1ª capa (orbital 1s): 2e

2ª capa (orbital 2s2p): 8e

3ª capa (3s3p3d): 18e-‐

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Configuración electrónica Principio de Autau

Conjunto de reglas que determinan el orden en que se llenan los orbitales.

Reglas del principio de Aujau

1.  Los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía

2.  Un orbital solo puede tener 2 electrones, que deben tener espines opuestos.

3.  Si hay disponibles 2 o más orbitales degenerados, un electrón pasa a cada uno hasta que todos estén medio llenos enunciado que se conoce como regla de Hund.

40


Ejercicio: Configuraciones electrónicas de los elementos del primer y segundo período

41


Electrones de valencia

42

•  Electrones que se encuentran en la capa más externa, •  Para los elementos representaDvos, la columna o grupo de la tabla

periódica corresponde al número de electrones de valencia.


Teoría estructural

§  Es el marco de ideas acerca de cómo se unen los átomos para formar moléculas.

§  Tiene que ver con el orden en que se juntan los átomos y con los electrones que los manDenen unidos.

§  Tiene que ver con formas y tamaños de las moléculas que generan éstos átomos y el modo de distribución de los e-‐ a su alrededor

43


Teoría estructural

Representación de una molécula: Dibujos o modelos.

§  Núcleos atómicos: Letras o esferas

§  Electrones: Líneas, puntos, varillas.

Que indican estos modelos Interpretados en función de la teoría estructural?

§  Punto de fusión

§  Punto de ebullición

§  Tipo de compuesto en que se disuelve

§  Compuestos con los que reacciona y productos que forma

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Formación de enlaces: la regla del octeto

Regla del octeto

¥  Los átomos se unen comparDendo electrones hasta conseguir completar la úlDma capa con 8 e-‐ (4 pares de e-‐) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6

Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).

45


De que manera los átomos pueden lograr la configuración de un gas noble?

46

¥  Enlace iónico: Transferencia de e-‐ de un átomo a otro

¥  Enlace covalente: Electrones comparDdos


El enlace químico antes de 1926

Toda consideración de la estructura de las moléculas debe iniciar con el estudio de los enlaces químicos.

En 1916 se describieron 2 clases de enlace

¥  Enlace Iónico (Walther kossel); Enlace covalente (Lewis)

Concepto de átomo

¥  Núcleo cargado posiDvamente rodeado de electrones ordenados en capas o niveles energéDcos concéntricos.

¥  Los enlaces iónicos y covalentes surgieron de la tendencia de los átomos a alcanzar una configuración electrónica estable (gas noble)

47



Enlace iónico:

¥  Resulta de la transferencia de e-‐

¥  Atracción electrostáDca entre iones de carga opuesta.

¥  Formado por 2 elementos: un metal y un no metal.

48



Enlace covalente:

¥  Resulta de comparDr electrones

¥  Enlace gpico de los compuestos de C.

¥  Enlace de mayor importancia de química orgánica

El par de electrones comparDdos proporciona a cada átomo de hidrógeno dos e-‐ en el orbital 1s de su capa de valencia adquiriendo configuración de He

49


ESTRUCTURAS DE LEWIS

¥  Forma de simbolizar los enlaces de una molécula.

•  En las estructuras de Lewis un enlace se representa con dos puntos, en la fórmula desarrollada se representa con una línea.

•  Cada línea cuenta con dos electrones, por lo que un enlace sencillo es una línea (2 electrones), un enlace doble se representa mediante dos líneas (4 electrones) y un enlace triple a través de tres líneas (6 electrones).

50


ESTRUCTURAS DE LEWIS

¥  Electrones no enlazados: e-‐ de capas de valencia no comparDdos entre átomos (par solitario de e-‐)

¥  Una estructura de Lewis correcta debe mostrar todos los pares de electrones, enlazantes y no enlazantes.

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ENLACES MÚLTIPLES •  Enlace sencillos: 2 átomos comparten un par de e- •  Los átomos pueden compartir más de un par de e- con

objeto de completar su octeto: Enlaces dobles, Enlace triples

52


ENLACES MÚLTIPLES

•  Electrones de valencia: e-‐ que se encuentran en la capa de valencia.

•  Valencia: No. de enlaces que un átomo forma

53

UNIDAD I.

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

Polaridad de los enlaces covalentes •  Dos átomos unidos por un enlace covalente comparten

electrones, y sus núcleos son mantenidos en la misma nube electrónica.

•  En la mayoría de los casos, los núcleos no comparten los electrones por igual: la nube es más densa en torno a un átomo que en torno al otro.

•  Un extremo del enlace es relaDvamente negaDvo, y el otro, relaDvamente posiDvo.

•  Se forma un polo nega1vo y otro posi1vo.

•  Se dice que éste es un enlace polar o que 1enen polaridad.

54

UNIDAD I.


Polaridad de los enlaces •  Un enlace covalente es polar si une átomos que difieren en su

tendencia a atraer electrones, es decir, que difieren en electronegaDvidad.

•  A mayor diferencia en electronegaDvidad, mayor polaridad.

55


Electronega9vidad y polaridad del enlace covalente

•  Enlace covalente no polar Enlace en el que los e-‐ están comparDdos equitaDvamente entre 2 átomos.

•  Enlace covalente polar Enlace en el que los e-‐ son atraídos con más fuerza por uno de los 2 núcleos.

56

•  ElectronegaJvidad Ø  Parámetro uDlizado para predecir la polaridad de un enlace Ø  Los elementos más electronegaDvos presentan mayor

atracción por e-‐ de enlace.

UNIDAD I.


Polaridad de las moléculas •  Una molécula es polar cuando el centro de la carga

negaDva no coincide con el de la posiDva.

•  Dipolo: dos cargas iguales y opuestas separadas en el espacio.

•  A menudo se usa el símbolo → para caracterizar un dipolo, en el que la flecha apunta desde el extremo posiDvo hacia el negaDvo.

57

UNIDAD I.


Momento dipolar molecular •  Medida de la fuerza de atracción entre 2 átomos,

expresión de la asimetría de la carga eléctrica en un enlace

µ=𝑒 𝑥 𝑑 µ= momento dipolar molecular e= carga d=distancia

•  Suma vectorial de los momentos dipolares de enlace individuales.

•  Indica magnitud y dirección de c/momento dipolar de enlace individual.

58

D=Debyes

UNIDAD I.


Polaridad de las moléculas

Tetraédrica, simétrica: sus momentos se anulan.

H2 Átomos idénDcos:

misma electronegaDvidad

59

UNIDAD I.


Momento dipolar molecular Ejemplos

60


Electronega9vidad y polaridad de enlace

•  En los enlaces polares las cargas parciales (δ+ y δ-‐) son reales.

Carga formal •  Concepto que determina qué átomos

poseen la mayor parte de la carga en una molécula cargada.

Ø  Determina qué átomos están cargados en una molécula neutra.

61

Carga formal (CF)=

[número de grupo]-‐ [e-‐ no enlazados]-‐1/2[e-‐ comparJdos]


Electronega9vidad y polaridad de enlace

62

Ejemplo: Determinación de la carga formal del metano Carga formal (CF)= [número de grupo]-‐ [e-‐ no enlazados]-‐1/2[e-‐ comparDdos] Metano: CH4 CF H=[1]-‐[0]-‐[1/2(2)]=0 CF C= [4]-‐[0]-‐1/2(8)]=0

UNIDAD I.


Estructuras iónicas Algunos compuestos orgánicos conJenen enlaces iónicos. Patrones comunes de enlace en los compuestos orgánicos e iones

63


Propiedades ondulatorias de los electrones en los orbitales Luis de Broglie (1923): sugirió que las propiedades de los e-‐ en los átomos se explican mejor si los tratamos como ondas y no como pargculas.

Tipos de ondas:

¥  Ondas viajeras: Ondas sonoras, acuáDcas

¥  Ondas estacionarias: patrón ondulatorio de una cuerda de guitarra al puntearse.

Un e-‐ en un orbital atómico es como una onda estacionaria

64


Propiedades ondulatorias de los electrones en los orbitales

¥  Forma de la onda de un orbital 1s: cuerda de guitarra tridimensional.

¥  Función de onda del orbital (ψ): descripción matemáDca de la forma de la onda cuando vibra (+,-‐).

¥  ψ2: densidad electrónica en cualquier punto

¥  Signos “+” y “–”: representan la fase instantánea de la función de onda que está constantemente en cambio (no cargas).

65


Propiedades ondulatorias de los electrones en los orbitales: Orbital 1s

66

Función de onda del orbital (ψ): descripción matemáDca de la forma de la onda cuando vibra (+,-‐). Forma de la onda


Propiedades ondulatorias de los electrones en los orbitales: 2p

67


Combinación lineal de orbitales atómicos:

¥  Genera ondas estacionarias mas complejas.

¥  No. de nuevos orbitales= No. de orbitales de inicio.

Orbital molecular.

orbital producido por interacción de orbitales de átomos diferentes. Derivan en interacciones de enlaces.

Orbital atómico híbrido

orbital producido por interacción de orbitales del mismo átomo. Definen la geometría de los enlaces.

68


ü  La alta densidad electrónica en la región de enlace.

Siempre hay una distancia ópDma para los 2 núcleos enlazados para propiciar la interacción de e-‐ y evitar repulsión.

ü  Longitud de enlace

Distancia internuclear en la que se equilibra atracción-‐repulsión. Mínima energía, enlace más fuerte

69

Que determina la estabilidad de un enlace covalente?


Orbitales moleculares: Hidrógeno: Enlace sigma

70

Enlace σ: Enlace cilíndricamente simétrico con la mayor densidad electrónica centrada a lo largo de la línea de conexión de los núcleos.

Interacción construcDva: los 2 orbitales 1s están en fase y Denen el mismo signo


Orbitales moleculares: Orbital molecular de anJenlace

71

Enlace σ*:Traslape fuera de fase de dos orbitales 1s

2 funciones de onda 1s de signos opuestos se cancelan al traslaparse: se forma un nodo

Interacción destrucDva


Orbitales moleculares: Energías relaJvas de los orbitales

72

Orbitales en fase

Traslape fuera de fase


Orbitales moleculares: Traslape sigma de orbitales p

73

Traslape de 2 orbitales p a lo largo de la línea internuclear

Orbital anDenlace σ* resultante del traslape destrucDvo de 2 orbitales p.


Orbitales moleculares: Traslape orbital s-‐orbital p

74

OM de enlace

OM anJenlazante

Traslape construcJvo

Traslape destrucJvo


Enlace covalente

Formación:

1.   Se ubican 2 átomos de manera que el orbital de uno de ellos solape al orbital del otro (cada orbital conJene 1 e-‐).

2.   Ambos orbitales atómicos se combinan para formar un solo orbital de enlace ocupado por 2e-‐ con espines opuestos.

3.   Cada e-‐ dispone del orbital de enlace entero por lo que pertenece a ambos núcleos atómicos.

Esta disposición de e-‐ y núcleos conJene menos energía (más estable) que la disposición en los átomos aislados

75


Enlace covalente: Formación:

¥  La formación de un enlace covalente libera energía.

Energía de disociación de enlace:

¥  Energía desprendida durante la formación del enlace.

Que es lo que da al enlace covalente su fuerza?

¥  El aumento de atracción electrostáJca.

¥  En los átomos aislados, cada e-‐ es atraído por un núcleo posiJvo; en la molécula, cada e-‐ es atraído por 2 núcleos

76


Enlace covalente: Ejemplo

¥  Hidrógeno gaseoso, H2, el enlace se produce cuando se da el solapamiento de los orbitales atómicos 1s de cada hidrógeno.

¥  La densidad electrónica aumenta entre los núcleos que enlazan, situándose los átomos a la distancia de equilibrio que corresponde a una menor energía.

77


Enlace covalente

¥  Desde el punto de vista energéDco, cuando los átomos están muy separados, no hay interacción (E=0).

¥  Al aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s y la fuerza de atracción entre los átomos se incrementa, con lo que la energía potencial del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo.

78


Enlace covalente

¥  En este momento, el solapamiento es el ópDmo y la distancia entre los núcleos es precisamente la longitud del enlace H – H de la molécula H2 (0.74).

¥  Si a parDr de este momento, seguimos acercando los átomos, la energía potencial aumenta debido a la repulsión ejercida por los dos núcleos de los dos átomos.

79


Enlace pi (π) §  Resultado del traslape de

2 orbitales p orientados perpendicularmente a la línea que conecta los núcleos.

§  Orbitales paralelos se traslapan lateralmente.

§  La densidad electrónica se centra arriba y debajo de la línea de conexión de núcleos

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Enlace pi (π): Enlaces sencillos y dobles

Enlace doble

¥  Requiere 4 e-‐

¥  El primer par de e-‐ entra en el OM de enlace sigma y forma un enlace sigma fuerte.

¥  El segundo para de e-‐ entra en un OM de enlace con densidad electrónica centrada arriba y debajo del enlace σ.

81


ORBITALES HÍBRIDOS

82


Hibridación y formas moleculares: Orbitales atómicos híbridos: •  Son el resultado de la mezcla de orbitales del mismo átomo.

•  La geometría de los enlaces explica la estructura real y los ángulos de enlace de los compuestos orgánicos

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Hibridación y formas moleculares: Teoría de repulsión de los pares de e-‐ de la capa de valencia: Da una explicación a los ángulos de enlace. •  Los pares de e-‐ se repelen entre si. •  Los enlaces y los pares de e-‐ no enlazados alrededor de un

átomo central están separados por los ángulos más grandes posibles.

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Orbitales híbridos: sp •  Cloruro de berilio (Be Cl2) •  El Be carece de electrones no apareados (1s2 2s2)

¿Como se explica la combinación del Be con 2 átomos de Cl? •  Se debe inventar un átomo de Be, uno que esté a punto de

enlazarse con dos átomos de cloro (átomo divalente de Be). •  Se promueve uno de los electrones 2s a un orbital p vacío. •  Esto proporciona dos electrones no apareados, necesarios

para enlazar con dos átomos de cloro.

1s 2s

Be

2p

1s 2s

Be

p

sp

Be

1s 2p

Hibridación sp

85


Formación de orbitales híbridos sp •  Orbital híbrido sp: suma de un orbital s y un orbital p •  Inicio: 2 orbitales (s y p); Final: 2 orbitales híbridos sp •  La hibridación sp da una arreglo de enlace lineal

86


Ejercicio: Dibuje la estructura de Lewis para el BeH2. Dibuje los orbitales que se traslapan en el enlace BeH2 y marque la hibridación de cada orbital. Prediga el ángulo de enlace.

87

1s 2s

Be

2p

1s 2s

Be

p

sp

Be

1s 2p

Hibridación sp

H:Be:H


Orbitales híbridos: sp2 •  BF3 •  El B Dene sólo 1 e-‐ no apareado (orbital 2p) •  Para tres enlaces necesitamos tres electrones no

apareados, por lo que promovemos uno de los electrones 2s a un orbital 2p

B

B

1s

1s

2s

2s

2p

2p

Un electrón promovido:tres electrones no apareados

B

B

1s

1s

2s2p

2p2 2p

Hibridación sp2

88

sp2


Orbitales híbridos: sp2

89

La hibridación de 1 orbital s con 2 orbitales p da un conjunto de tres orbitales. Esta estructura trigonal Jene ángulos de enlace de 120° El orbital p es perpendicular al plano de los 3 orbitales híbridos.

B

B

1s

1s

2s

2s

2p

2p


B

B

1s

1s

2s2p

2p2 2p

Hibridación sp2

sp2


Orbitales híbridos: sp2 Ejercicio: Represente la estructura de Lewis para el Borano (BH3), efectúe un diagrama de los enlaces de esta molécula nombrando la hibridación de cada orbital, y prediga el ángulo de enlace.

90

B

B

1s

1s

2s

2s

2p

2p


B

B

1s

1s

2s2p

2p2 2p

Hibridación sp2


Orbitales híbridos: sp3 •  Metano, CH4. •  El carbono Dene un electrón no apareado en cada uno de los

dos orbitales p.

•  Para disponer de cuatro electrones no apareados, promovemos uno de los electrones 2s a un orbital p vacío:

•  Los orbitales más intensamente direccionales son híbridos: sp3. •  Resultan de la mezcla de un orbital s y tres p.

C

1s 2s 2p

sp3

C

Hibridación sp2

1s

91

C1s 2s 2p


Orbitales híbridos: sp3

92


Orbitales híbridos

93


Reglas generales de hibridación y geometría

1.  Tanto los e-‐ de enlace sigma como los pares de e-‐ no enlazados pueden ocupar orbitales híbridos. El número de orbitales híbridos se calcula sumando el número de enlaces σ y el número de pares de e-‐ no enlazados en ese átomo.

Ejercicio. Prediga la hibridación del átomo de nitrógeno en el amoniaco. Dibuje la estructura tridimensional y prediga los ángulos de enlace.

94


Pares de electrones no comparJdos •  El amoniaco (NH3) ilustra cómo pares de electrones

no compar1dos pueden afectar a la estructura molecular

•  El nitrógeno del NH3 se asemeja al carbono del CH4: Dene hibridación sp3, pero Dene solamente tres electrones no apareados que ocupan tres de los orbitales sp3.

N

N

1s 2s2p

1s sp3Hibridación sp3

95


Reglas generales de hibridación y geometría •  La hibridación depende del número de enlaces σ mas

los pares solitarios •  Se requieren 4 orbitales híbridos (hibridación sp3) •  Geometría tetraédrica, ángulos de enlace de 109.5° •  El solapamiento de los orbitales sp3 con los orbitales s

del H genera NH3. •  El cuarto orbital sp3 del N conDene un par de e-‐. •  La fuerza de repulsión que se origina entre el par de e-‐

no comparDdos y los de los enlaces con el H, disminuyen el ángulo de enlace entre H de 109 a 107°.

96


Reglas generales de hibridación y geometría

2. UJlice la hibridación y la geometría que dan la separación más amplia posible del número calculado de enlaces y pares de e-‐ no enlazados

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Reglas generales de hibridación y geometría Ejercicio. Prediga la hibridación, geometría y ángulos de enlace del eDleno.

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§  Cada C Dene un octeto y hay un doble enlace entre C §  Cada C está enlazado a tres átomos (3 enlaces σ): ü  Hibridación sp2 ü  Geometría trigonal ü  Ángulo de enlace: 120° §  Doble enlace: un enlace σ resultante del solapamiento de 2

orbitales sp2, más un enlace π formado por el solapamiento de los orbitales p sin hibridar que sobran en los átomos de C.


Reglas generales de hibridación y geometría 3. Si 2 o 3 pares de e-‐ forman un enlace múlDple entre 2 átomos, el primer enlace es un enlace σ formado por un orbital híbrido. El segundo es uno de Dpo π (el cual consiste en 2 lóbulos que se ubican arriba y abajo del enlace σ) formado por 2 orbitales p no hibridados. El tercer enlace de un enlace triple es otro enlace π, perpendicular el primer enlace π

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Prediga la hibridación, geometría y ángulos de enlace de los átomos de C en el aceJleno, C2H2.

100

•  Hibridación: sp •  Geometría: Lineal. •  ángulo de 180° •  El enlace triple está compuesto por un enlace

sigma, formado por el traslape de orbitales sp híbridos, mas dos enlaces pi. Uno de los enlaces pi resulta del traslape de 2 orbitales py y el otro del traslape de 2 orbitales pz.

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1. Importancia de La QO y Teoría Estructural