M. En C. Teresa Jaime Ornelas

• Facilitar el estudio de la química orgánica al repasar algunas ideas acerca de los átomos, los enlaces y la geometría molecular.

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• Química orgánica

• Estructura atómica

• Enlaces químicos

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• Parte de la química que estudia los compuestos de Carbono.

Número atómico (Z): # protones

peso atómico

Número másico (A): 14 # protones + # neutrones

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• Carbono:

• Sus átomos tienen una capacidad única para unirse y

formar cadenas y anillos.

• Puede llegar a originar una gran diversidad de compuestos, compuestos orgánicos desde simples hasta complejos:

• C, H, N, O, S, P, Cl, entre otros

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átomo

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(+ )

(- )

# protones = # e-

Número átómico (Z): # protones Número másico(A): # protones + # neutrones Isótopos: Átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico y e- , pero diferente número de neutrones.

Configuración electrónica (o periódica)

Ubicación de los electrones en los distintos niveles de un determinado átomo.

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Para encontrar el electrón, hay que ubicar el nivel, el subnivel y el orbital.

Modelo atómico

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Representación estructural de un átomo. Trata de explicar su comportamiento y propiedades.

Modelo atómico cuántico (actual)

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• Núcleo: Protones: Carga positiva y masa: 1,6725.10 g - Neutrones: Carga nula y masa : 1,6748.10 g • Nube - Electrones: Carga negativa y masa : 0,9109.10 g

Modelo atómico cuántico (actual)

• Los e- se comportan como (onda-partícula).

• “Principio de incertidumbre”: Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón.

• Los e- se ubican en orbitales.

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Orbital

• Espacio alrededor del núcleo de un átomo, en el que hay máxima probabilidad de encontrar un electrón (e-) -90 a 95%-.

• Tiene máximo 2 e- “spines”, en sentido contrario.

Lleno “apareado”

Semilleno Vacío

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Modelo atómico actual

Los orbitales en un átomo están organizados en torno al núcleo.

Son diferentes niveles o capas de electrones sucesivas de mayor tamaño y energía, determinadas por los números cuánticos.

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Modelo atómico actual:

números cuánticos Código que identifica la posición del electrón en el átomo.

m

l

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

Número cuántico principal (): Indica el nivel de energía donde se encuentra el e-. Determina el tamaño de las órbitas y la distancia al núcleo de un electrón

= 1, 2, 3, 4, ….∞

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

Número cuántico principal (): Dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

Número cuántico secundario o azimutal (l): Determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón.

Su valor depende del número cuántico principal n,

l=(n-1).

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

Número cuántico secundario o azimutal (l):

En la capa K, n= 1; l =0; órbita circular.

En la capa M, n= 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

Número cuántico magnético (m):

Determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente

m=-l,…, 0, …l

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

Número cuántico magnético (m):

l= 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2.

l=1; Tres orientaciones posibles (-1, 0 y 1).

l= 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m= 0.

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital.

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

El número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n.

En general, habrá en cada capa n+2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

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Tabla de números cuánticos

Nombre de orbital

Símbolo de orbital

Valor l (subniveles)

No . De orbitales

No. de electrones

Sharp S 0 1 2

Principal P 1 3 6

Difuso d 2 5 10

fundamental F 3 7 14

Modelo atómico actual:

números cuánticos

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Modelo atómico actual

Los tres orbitales p dentro de una capa están orientados en el espacio a lo largo de direcciones mutuamente perpendiculares representadas por px, py, pz.

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Modelo atómico actual

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Modelo atómico actual:

números cuánticos

•Número cuantico spin (s). Cada electrón, en un orbital gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario.

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S= +1/2 y -1/2.

Modelo atómico actual:

Principio de Auf Bau

Permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos.

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Modelo atómico actual:

Regla de Hund

Indica como hacer el llenado de los electrones de un átomo:

“Ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.”

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Modelo atómico actual:

Estado basal (o fundamental) de un átomo: Arreglo de los e- con mínima energía. Los e- se ubican lo más cerca que pueden del núcleo, siempre de forma ordenada.

Estado excitado: Los electrones se han movido a un nivel de mayor energía (se han alejado del núcleo).

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Modelo atómico actual:

Llenado de orbitales

1.- Primero se llenan los orbitales de menor energía de acuerdo al principio de Auf Bau.

2.- Aplicar el principio de exclusión de Pauli. Los dos e- de un orbital deben tener un espín opuesto.

3.- Aplicar la regla de Hund.

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Fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

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Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten e-.

Los e- de valencia determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

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Regla del octeto

“Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más

externo”

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Regla del octeto

El átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones (configuración de un gas noble).

Para alcanzar tal estabilidad, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) e- en los enlaces químicos.

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Enlace iónico

• Formado por metal + no metal

• Existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).

• Los metales ceden e- formando cationes, los no metales aceptan e- formando aniones.

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Enlace iónico

Características de compuestos iónicos

• Sólidos a temperatura ambiente.

• Buenos conductores del calor y la electricidad.

• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

• Solubles en solventes polares como el agua.

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p. f. 808°C

Enlace iónico

Características de compuestos iónicos

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Enlace covalente

• Los átomos no ganan ni pierden e- , COMPARTEN.

• Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.

• Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.

• El conjunto neutro de átomos unidos por enlaces covalentes se le denomina molécula.

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Enlace covalente Características de compuestos covalentes

• Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.

• Son malos conductores del calor y la electricidad.

• Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.

• Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

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Enlace covalente

La cantidad de enlaces covalentes que forma un átomo

depende de cuantos e- de valencia tenga y cuantos e- más de

valencia necesita para tener una configuración de gas noble.

Los electrones que no participan en los enlaces se conocen como electrones no compartidos, o par de electrones sin compartir.

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Enlace covalente

Estructura de Lewis ó de electrón punto

Representación mediante puntos de los e- de un átomo.

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Enlace covalente

Estructura de Lewis ó de electrón punto • Hipótesis:

Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto).

Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.

Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

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Enlace covalente

Estructura de enlace línea o de Kekulé Representación mediante puntos de los e- de un átomo en las cuales, un enlace covalente se representa con una línea entre los átomos.

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Enlace covalente

Dos modelos describen la formación del enlace

covalente.

• Teoría del enlace de valencia el enlace covalente se forma por el solapamiento de los orbitales atómicos de la capa de valencia. El resto de orbitales no participa en la unión de los átomos.

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Enlace covalente Teoría del enlace de valencia (postulados): • Los enlaces covalentes se forman por traslape de dos orbitales

atómicos, cada uno de los cuales contiene un electrón. Los espines de los dos electrones son opuestos.

• Cada átomo enlazado retiene sus orbitales atómicos, pero el par de electrones en los orbitales atómicos es compartido por ambos átomos.

• Mientras mayor es el traslape de los orbitales, el enlace es más fuerte.

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A mayor sea el solapamiento mayor será la intensidad del enlace formado

Si el solapamiento de los orbitales es frontal se forma un enlace covalente tipo sigma (σ). Si el solapamiento de los orbitales p es lateral se forma un enlace covalente tipo pi (π). Enlace débil.

Enlace covalente

Teoría de orbita molecular

La formación del enlace covalente se debe a una combinación matemática de orbitales atómicos (funciones de onda) que forman orbitales moleculares, (pertenecen a toda la molécula y no a un átomo individual).

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Enlace covalente

Teoría de orbita molecular

•Orbital molecular describe la región del espacio en una molécula donde es más factible que se hallen los electrones. Tienen forma, tamaño y nivel de energía específico.

•La cantidad de orbitales moleculares que se presenta es igual a la cantidad de orbitales atómicos que se combina.

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Enlace covalente

Teoría de orbita molecular

• Los orbitales moleculares que tienen menos energía que los orbitales atómicos iniciales son de enlace;

• Los orbitales moleculares con más energía que los orbitales atómicos iniciales son antielazantes

• Los orbitales moleculares con la misma energía que dichos orbitales son de no enlace.

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Enlace covalente

Teoría de orbita molecular

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Enlace covalente

Hibridación:

• Previamente a la formación del enlace covalente, se produce la hibridación o “mezcla” de orbitales atómicos, dando lugar a otros nuevos con características geométricas diferentes a las de los orbitales originales.

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Enlace covalente • Las hibridaciones más comunes se producen entre orbitales s y

orbitales p. Como en cada nivel hay un orbital s y tres p, las hibridaciones posibles son:

a) orbital s + orbital p = 2 orbitales híbridos sp

b) orbital s + 2 orbitales p = 3 orbitales híbridos sp2

c) orbital s + 3 orbitales p = 4 orbitales híbridos sp3

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