Clase 1 Semestre 1ro 2011

Química Orgánica I
¿Qué estudiamos en Química Orgánica?
Cómo los compuestos orgánicos reaccionan:
Rompimiento y formación de enlaces.
Enlaces que se forman cuando átomos comparten
electrones, enlaces que se rompen cuando átomos no
permanecen unidos.
Facilidad para la formación y rompimiento del
ENLACE.
Estabilidad del enlace
¡ÁTOMOS Y ELECTRONES!
ENLACE QUÍMICO
(5730 a#os)
Ecuacion de Schrödinger
Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg y Paul Dirac
(1926)
Mecánica Ondulatoria (Schrödinger) y
Principio de Incertidumbre (Heisenberg)
1) Movimiento de los electrones alrededor del núcleo posee una naturaleza
de ondas. Ecuación de una Onda ⇒ Función de Onda (Ψ). Cada función de
Onda corresponde a los diferentes estados de electrones asociados a una
energía determinada.
2) 1926, Schrodinger propone una ecuación que describe la energía y la
posición de los electrones en un átomo (base del modelo atómico actual)
Operador
hamiltoniano
Función de onda
Energía
Orbital atómico
• La función de onda ( ) es una función matemática sin significado físico en
la mecánica clásica, cuya interpretación ha sido objeto de múltiples
controversias, que describe el movimiento del electrón en función del
tiempo y de su posición.
• Probabilidad de encontrar al electrón en una cierta
región del átomo viene dado por 2 Concepto de
densidad electrónica:
• La zona del espacio en la cual es mas probable
encontrar al electrón la denominamos ORBITAL ATÓMICO.
Orbitales Atómicos
Descripción Mecánica Cuántica. Orbitales “s”
Ψ2 Densidad
de
probalilidad
de un
electron en
un orbital 1s
La densidad electrónica es más alta cerca del núcleo y disminuye exponencialmente
al aumentar la distancia al núcleo en cualquier dirección.
Orbitales Atómicos
Descripción Mecánica Cuántica del OA 2s
Los orbitales 2s tienen una pequeña región de densidad electrónica elevada próxima al
núcleo, pero la mayor parte de la densidad electrónica está alejada del núcleo, más allá
del nodo o región de densidad electrónica cero.
Números Cuánticos
 Cada Orbital es caracterizado por cuatro números cuánticos:
 Número cuántico principal (n): nº entero positivo (1,2,3,...). Define el
tamaño del orbital y su energía.
Esta superficie representa
la probabilidad de
encontrar el electron en
un 90-95%
Números Cuánticos
 Número cuántico del momento angular (l): nº entero (0, 1, 2,..., n-1).
Define la forma del orbita. Los posibles valores de l se designan con
una letra:
l
Nombre
orbital
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g
5
h
 Número cuántico
del momento
magnético (ml): nº
entero (-l,...,0,...+l).
Define la
orientación del
orbital en el
espacio
 Número cuántico
del espín (ms): +1/2
o –1/2. Define la
orientación del
electrón en
presencia de un
campo magnético
Orbitales s
Todos los orbitales con l = 0 son orbitales s
tienen forma esférica.
1s
2s
3s
•Los orbitales s son esféricos y
simétricos.
•La energía de un orbital se
incrementa con el número de
superficies nodales que
posea.
•Una superficie nodal o nodo
es la región donde La
probabilidad de encontrar el
electrón es cero!!!
•Un orbital 1s orbital no tiene
nodos;
•un 2s tiene uno;
•un 3s tiene dos, etc.
Orbitales Atómicos “p”
Orbitales con l = 1 son orbitales p
Comienzan en el segundo nivel de energía (n = 2)
Son 3 orbitales degenerados (ml = -1, 0, +1), con 3 orientaciones en los ejes x, y, z.
.
Configuración electrónica
 Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l, ml, ms) identifican a cada
electrón en un orbital.
 Ejemplo: ¿cuáles son los números cuánticos que identifican a un electrón en
el orbital 1s?
n = 1; l = 0; ml = 0; ms = ± ½
2 posibles combinaciones: (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2)
 Configuración electrónica: distribución de los electrones entre los
distintos orbitales atómicos, siguiendo el orden de energía creciente.
 Átomo de H- sistema más simple:
H:
Nº cuántico
principal
1s1
Nº electrones
En el orbital
Nº cuántico
del momento angular
también
Diagrama
Orbital
H:
1s
Configuracion Electronica
Aplicamos las siguientes reglas:
• Empezamos llenando los
orbitales de menor a mayor
valor de n (Aufbau)
• Cada orbital se ocupará con un
máximo de dos electrones con
sus espines apareados (Pauli)
• Para orbitales degenerados,
cada electrón ocupará un
orbital diferente antes de
aparearse (regla de Hund)




Para el C con Numero atomico 6
=>
Átomos, Electrones y Orbitales
# Electrones de Valencia
1 2
1
3
4
5 6 7 0,8
Configuración Electrónica. Electrones de Valencia
Configuracion Electronica de los Elementos
Configuracion Electronica
C
[He]2s22p2
N
Simbolo Lewis
Valencia
C
4
[He]2s22p3
N
3
O
[He]2s22p4
O
2
H
1s1
H
F
1
Cl
[Ne]2s22p5
Cl
1
Enlaces Quimicos
• Elementos pueden formar numero especificos de enlaces
• Algunos atomos pueden formar multiples enlaces con el mismo
atomo. Manteniendo la Valencia!
Patrones normales de enlace
Carbon (4 bonds)
Nitrogen (3 bonds)
C
N
C
C
C
N
N
(Phosphorus)
Oxygen (2 bonds)
O
????
(Sulfur)
Halogen (1 bond)
X
(F, Cl, Br, I)
Hydrogen (1 bond)
O
H
Resumen de Orbitales
Nombre
Tipo
Max # e-’
# orbital
s
2
1
p
6
3
d
10
5
f
14
7