Republica Bolivariana De Venezuela

Ministerio Del Poder Popular Para La Defensa

Universidad Nacional Experimental Politécnica

De La Fuerza Armada

UNEFA-Extensión Acarigua

Química orgánica II

Acarigua, Octubre de 2011

Orbitales Moleculares:

En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales

(funciones matemáticas) que describen el comportamiento ondulatorio

que pueden tener los electrones en las moléculas. Estas funciones

pueden usarse para calcular propiedades químicas y físicas tales como

la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio

Los orbitales moleculares se utilizan para especificar la

configuración electrónica de las moléculas, que permite describir el

estado electrónico del sistema molecular como un producto

antisimetrizado de los espín-orbitales.

Los tipos de orbitales

moleculares son:

1. Orbitales enlazante: Combinación de orbitales

atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de

deslocalización muy pequeño. Orbitales con geometría cilíndrica

alrededor del eje de enlace.

2. Orbitales π enlazante: Combinación de orbitales

atómicos p perpendiculares al eje de enlace. Electrones

fuertemente deslocalizados que interaccionan fácilmente con el

entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y

debajo del plano de enlace.

3. Orbitales σ* antienlazante: Versión excitada (de

mayor energía) de los enlazante.

4. Orbitales π* antienlazante: Orbitales π de alta

energía

5. Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como

el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no

participan en el enlace y ocupan este orbital.Los orbitales

moleculares se "llenan" de electrones al igual que lo hacen los

orbitales atómicos:

Por orden creciente del nivel de energía: Se llenan

antes los orbitales enlazante que los antienlazante, siguiendo

entre estos un orden creciente de energía. La molécula tenderá a

rellenar los orbitales de tal modo que la situación energética sea

favorable.

Siguiendo el principio de exclusión de Pauli:

Cuando se forman los orbitales atómicos estos podrán albergar

como máximo dos electrones, teniendo estos espines distintos.

Aplicando la regla de máxima multiplicidad de

Hund: Los orbitales moleculares degenerados (con el mismo nivel

de energía) tienden a repartir los electrones desapareándolos al

máximo (espines paralelos). Esto sucede para conseguir orbitales

semi-llenos que son más estables que una subcapa llena y otra

vacía debido a las intensas fuerzas repulsivas entre los electrones.

Según estas reglas se van completando los orbitales. Una

molécula será estable si sus electrones se encuentran de forma

mayoritaria en orbitales enlazante y será inestable si se encuentran en

orbitales antienlazante:

Al combinar dos orbitales 1s del hidrógeno se obtienen

dos orbitales moleculares sigma, uno enlazante (de menor

energía) y otro

antienlazante (de mayor energía). Los dos electrones de valencia

se colocan con espines antiparalelo en el orbital σ y el orbital σ*

queda vacío: la molécula es estable.

Al combinar dos orbitales 1s de helio se forman dos

orbitales moleculares sigma y los cuatro electrones llenan todos

los

orbitales. Sin embargo los orbitales antienlazante fuerzan a la

molécula a disociarse y se vuelve inestable, por ello no

existe molécula de He2.

Enlaces pi (enlaces π):

Son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de un orbital

electrónico se trasladan pero lo obstruyen con dos lóbulos del otro

orbital electrónico involucrado. Sólo uno de los planos nodales de los

orbitales pasa a través de los núcleos involuchads

La letra griega π en su nombre se refiere a los

orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los enlaces pi

es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p

están involucrados en este tipo de enlace. Se asume que los

orbitales d también participan en el enlace pi, pero esto no es

necesariamente el caso en la realidad, aunque el concepto de

enlace por medio de orbitales d explica bien la hipervalencia.

Los enlaces pi son generalmente más débiles que los

enlaces sigma, porque su densidad electrónica negativamente

cargada está más lejos de la carga positiva del núcleo atómico, lo

que requiere más energía.

Aunque los enlaces pi por sí mismos son más débiles

que un enlace sigma, los enlaces pi son componentes frecuentes

de los enlaces múltiples, junto con los enlaces sigma. La

combinación de enlace pi y enlace sigma es más fuerte que

cualquiera de los enlaces por sí solo. El aumento de la fuerza de

un enlace múltiple comparado con un enlace simple (enlace

sigma) está indicado de varias formas, pero la más evidente es la

contracción de la longitud de enlace. Por ejemplo, en química

orgánica, la longitud de enlace carbono-carbono en el etano es

(154 PM), etileno (133 PM) y acetileno (120 PM).

Además del enlace sigma, un par de átomos

conectados por un enlace doble, enlace triple, enlace cuádruple o

enlace quíntuple pueden tener uno, dos, dos o dos enlaces pi,

respectivamente. Los enlaces pi resultan del traslape de orbitales

atómicos que tienen dos áreas de traslado son más difusos que los

enlaces sigma. Los electrones en los enlaces pi son referidos

algunas veces como electrones pi. Los fragmentos moleculares

unidos por un enlace pi no pueden rotar libremente alrededor del

enlace sin la ruptura del enlace pi, porque la rotación involucra la

destrucción de la orientación paralela de los orbitales p

constituyentes.

Los enlaces pi no necesariamente conectan a pares de

átomos que están unidos también por enlaces sigma.

Hibridación: En química, se habla de hibridación cuando en un

átomo, se mezcla el orden de los electrones entre orbitales creando

una configuración electrónica nueva. Un orbital híbrido es

conveniente para describir la forma en que la realidad se disponen los

electrones para producir las propiedades que se observan en los

enlaces atómicos.

Hibridación sp³

Cuatro orbitales sp³.

El átomo de carbono tiene seis electrones: Dos se ubican en el

orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p

(2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el orbital 2p

tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el eje de las x, dos en el

eje de las y y dos electrones en el eje de las z. Los dos últimos

electrones del carbono se ubicarían uno en el 2px, el otro en el 2py y el

orbital 2pz permanece vacío (2px¹ 2py¹). El esquema de lo anterior es

(cada flecha un electrón):

Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de

valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y

2py necesitarían tener dos electrones) tiende a formar enlaces con otros

átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta

simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la

naturaleza, éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando

orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del

orbital 2s es extraído y se ubica en el orbital 2pz. Así, los cuatro últimos

orbitales tienen un electrón cada uno:

El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2pz es aportado por el

primer electrón en formar enlace con un átomo con este tipo de

valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez

incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales. Estos

nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora

llamados sp3 (un poco de ambos orbitales):

De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del

orbital s (el 2s) del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p

(2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación

producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un

hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo

de 109°.

Hibridación sp²

Configuración de los orbitales sp².

Estos mismos átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar

compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su

molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como

enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace

sigma y un enlace pi (π). Las reglas de ubicación de los electrones en

estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación distinta

llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla sólo con dos

de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales

p; por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp2, cada orbital

nuevo produce enlaces covalentes

Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en

algún carbono del etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de

120°.

Hibridación sp

Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar

2 orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace

híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en

compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el

acetileno):

Se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi (π).

Formas Moleculares: Se llama molécula al conjunto estable y

eléctricamente neutro de al menos dos átomos enlazados covalentes.

. Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas

Moléculas discretas: Constituidas por un número

bien definido de átomos, sean estos del mismo elemento

(moléculas homonucleares, como el dinitrógeno o el fullereno) o

de elementos distintos (moléculas heteronucleares, como el agua).

Molécula de dinitrógeno, el gas que es el componente

mayoritario del aire

Molécula de fullereno, tercera forma estable del carbono tras

el diamante y el grafito

Molécula de agua, "disolvente universal", de importancia

fundamental en innumerables procesos bioquímicos e industriales

Representación poliédrica del anión de Keggin, un poli-anión

molecular

Macromoléculas o polímeros: Constituidas por la

repetición de una unidad comparativamente simple o un conjunto

limitado de dichas unidades y que alcanzan pesos moleculares

relativamente altos.

Representación de un fragmento de ADN, un polímero de

importancia fundamental en la genética

Enlace peptídico que une los péptidos para formar proteínas

Representación de un fragmento lineal de polietileno, el

plástico más usado

Primera generación de un dendrímero, un tipo especial de

polímero que crece de forma fractal

Un estereoisómero: Es un isómero que tiene la misma fórmula

molecular y la misma secuencia de átomos enlazados, con los mismos

enlaces entre sus átomos, pero difieren en la orientación tridimensional

de sus átomos en el espacio.1 2 Se diferencian, por tanto, de los isómeros

estructurales, en los cuales los átomos están enlazados en un orden

diferente dentro de la molécula.

La isomería conformacional: Es una forma de isomería que

describe el fenómeno de las moléculas con la misma fórmula estructural

que tienen formas diferentes debido a las rotaciones sobre uno o más

enlaces. Las conformaciones distintas pueden tener diferentes energías,

por lo general se pueden convertir internamente con facilidad, y son

muy raramente aislables. El número de estereoisómeros de un

compuesto depende del número de centros quirales que posee. La (+)-

glucosa posee cinco carbonos asimétricos y posee, por tanto, 25 = 32

estereoisómeros.

Los enantiómeros son estereoisómeros que se relacionan entre sí

por una reflexión: son imágenes especulares entre sí, y no son

superponibles. Las manos humanas son un ejemplo macroscópico de

estereoisomería. Todos los centros estereogénicos o estereocentros en

un isómero tienen la configuración opuesta en el otro. Dos compuestos

que son enantiómeros entre sí tienen las mismas propiedades físicas, a

excepción de la dirección en que giran la luz polarizada. También tienen

las mismas propiedades químicas, excepto el modo en que interactúan

con diferentes isómeros ópticos de otros compuestos. Por esta razón, los

enantiómeros puros exhiben el fenómeno de la actividad óptica y

pueden ser separados sólo con el uso de un agente quiral. En la

naturaleza, sólo está presente uno de los dos enantiómeros de la

mayoría de los compuestos biológicos quirales, tales como los

aminoácidos (excepto la glicina, que es aquiral).

Como resultado, los diferentes enantiómeros de un compuesto

pueden tener efectos biológicos muy diferentes.6 Por ejemplo, un

estereoisómero de la cloromicetina es un antibiótico mientras el otro no

muestra esa propiedad.

Los diastereoisómeros o diastereómeros: Son

estereoisómeros que no están relacionados a través de una operación

de reflexión. O sea, no son imágenes especulares uno del otro. Entre

ellos se incluyen los compuestos meso, los isómeros cis-trans (E-Z), y los

isómeros ópticos no enantioméros. Los diastereoisómeros de un

compuesto rara vez tienen las mismas propiedades físicas, a diferencia

de los enantiómeros que tienen las mismas propiedades en cualquier

entorno no quiral (en ausencia de luz polarizada). Sus propiedades

químicas son similares pero no iguales.

Las estructuras meso, compuestos meso o formas meso:

Son compuestos superponibles a su imagen especular, a pesar de

poseer centros quirales. En el ejemplo que se muestra a continuación, la

forma meso del ácido tartárico forma un par de diastereoisómeros tanto

con la forma levo o con la forma dextro del ácido tartárico; estas últimas

forman un par de enantiómeros entre sí. Las dos estructuras meso

representadas en realidad son superponibles y forman una sola y única

estructura.

Ejemplo:

La estereoisomería cis-trans está habitualmente ligada a la

presencia de dobles enlaces C=C porque la rotación alrededor del doble

enlace está restringida, manteniendo los sustituyen posiciones fijas

respecto a los otros. Si los sustituyen en un carbono del doble enlace

son los mismos, entonces no existirá este tipo de isomería.

Tradicionalmente, los estereoisómeros ligados al doble

enlace se notan como cis (en latín, de este lado) o trans (del latín,

cruzado), en referencia a la posición relativa de los sustituyen a cada

lado de un doble enlace. Los ejemplos más simples de isomería cis-trans

son los etenos 1,2-sustituidos, como el 1,2-dicloroeteno (C2H2Cl2), cuyos

isómeros se muestran a continuación.

La polaridad química o sólo polaridad: Es una propiedad de

las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la

misma. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras

propiedades como la solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición,

fuerzas intermoleculares, etc. Una molécula polar puede ser NaCl que es

muy polar y puede disociar con agua que a la vez es sumamente polar.

Al formarse una molécula de modo covalente el par de electrones

tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad.

Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que

forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es más polar

cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los

átomos que se enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán al par de

electrones covalente con la misma fuerza (establecida por la Ley de

Coulomb) y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el

enlace sea apolar.

Las moléculas apolares: Son aquellas moléculas que se

producen por la unión entre átomos que poseen |igual

electronegatividad, por lo que las fuerzas con las que los átomos que

conforman la molécula atraen los electrones del enlace son iguales,

produciéndose así la anulación de dichas fuerzas. Un ejemplo de una

molécula apolar es la molécula de Oxígeno (O2). En esta molécula cada

átomo de Oxígeno atrae a los electrones compartidos hacia sí mismo

con una misma intensidad pero en sentidos opuestos, por lo que se

anulan las fuerzas de atracción y la molécula no se convierte, se

trasforma en un dipolo.

Un ejemplo común de compuesto polar es el agua (H2O). Los

electrones en los átomos de hidrógeno del agua son fuertemente

atraídos por el átomo de oxígeno y están, en realidad, más cerca del

núcleo del oxígeno que de los del hidrógeno. Por esto, la molécula de

agua tiene una carga negativa en el centro (color rojo) y una carga

positiva en sus extremos (tono azul).

Atracción y repulsión de moléculas:

El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o

falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas.

El fenómeno de las fuerzas de corto alcance o repulsivas es más

complejo, y aún no se conoce por completo, pero se observa

normalmente entre moléculas que no interaccionan químicamente.

Estas fuerzas empiezan a ser importantes cuando las nubes electrónicas

se sobreponen (solapan), y la energía correspondiente se denomina

energía de intercambio o de superposición. La energía de intercambio

repulsiva es la responsable de la rigidez mecánica o impenetrabilidad de

las moléculas y de los límites de compresibilidad de la materia. Las

fuerzas de intercambio pueden ser también de atracción, como las de

los átomos que reaccionan químicamente entre sí. Estas fuerzas de

atracción se llaman fuerzas de valencia y desempeñan un papel muy

importante en el campo de la química.

Fuerza dipolo-dipolo.

Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre las moléculas polares neutras; las

moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de

una molécula está cerca del extremo negativo de otra. Esta fuerza es

débil y para ser efectivas deben de estar las moléculas polares muy

próximas (Las moléculas polares deben de estar cerca unas de otras

para que la fuerza atractiva de la interacción sea significativa).

Ocurre cuando los átomos de una molécula tienen diferencias de x, se

polarizan, produciendo un dipolo.

Cuando dos dipolos se avecindan, se atraen, dando como resultado un

enlace.

Si los átomos muy electronegativos se encuentran unidos directamente

a un H, también se formará un dipolo. Estas interacciones se presentan

entre las moléculas neutras polares.

Las moléculas polares se atraen entre sí cuando la carga parcial positiva

de una molécula está cerca de la carga parcial negativa de otra.

Las moléculas polares deben de estar cerca unas de otras para que la

fuerza atractiva de la interacción sea significativa.

Las interacciones dipolo-dipolo son mucho menores que las

interacciones Ion-dipolo.

Las fuerzas dipolo-dipolo crecen al incrementarse la polaridad de una

molécula.

Puente de hidrógeno

El puente de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es

enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el

oxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva

parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra

molécula (nuevamente, con N, O o F). Asimismo, se produce un cierto

solapamiento entre el H y el átomo con que se enlaza (N,O o F) dado el

pequeño tamaño de estas especies, siendo por tanto mayor el

solapamiento cuanto menor sea el tamaño del átomo con que

interacciona el H. Por otra parte, cuanto mayor sea la diferencia de

electronegatividad entre el H y el átomo interactuante, más fuerte será

el enlace. Fruto de estos presupuestos obtenemos un orden creciente de

intensidad del enlace de hidrógeno: el formado con el F será de mayor

intensidad que el formado con el O, y éste a su vez será más intenso

que el formado con el N. Estos fenómenos resultan en una interacción

estabilizante que mantiene ambas moléculas unidas. Un ejemplo claro

del puente de hidrógeno es el agua:

Los enlaces de hidrógeno se encuentran en toda la naturaleza. Proveen

al agua de sus propiedades particulares, las cuales permiten el

desarrollo de la vida en la Tierra. Los enlaces de hidrógeno proveen

también la fuerza intermolecular que mantiene unidas ambas hebras en

una molécula de ADN.

Interacciones dipolo-dipolo

Las interacciones dipolo-dipolo, también conocidas como Keeson, por

Willem Hendrik Keesom, quien produjo su primera descripción

matemática en 1921, son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas

con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las

interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen

solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el

ácido clorhídrico:

Fuerza de London

También conocidas como fuerzas Van der Waals o fuerzas dipolo-

transitivas, estas involucran la atracción entre dipolos temporalmente

inducidos en moléculas no polares. Esta polarización puede ser inducida

tanto por una molécula polar o por la repulsión de nubes electrónicas

con cargas negativas en moléculas no polares. Un ejemplo del primer

caso es el cloro disuelto por que son puras puntas(-) (+)