CONCEPTOS BÁSICOS SOBRE LA ESTRUCTURA ATÓMICA

1. CONCEPTOS BÁSICOS SOBRE LA ESTRUCTURA ATÓMICA UNIDAD 1 PreparadoporProfa. María de los A. Muñiz Título V- Individual Revisado Agosto 2009

2. INSTRUCCIONES Temas Menú de temas Página anterior Tabla Cont. Tabla de Contenido Página siguiente Primera página Información Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

3. TABLA DE CONTENIDO INTRODUCCIÓN TEMAS OBJETIVOS TAREAS ASIGNADAS ENLACES PRUEBA Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

4. INTRODUCCIÓN • Este capítulo es introductorio para los estudiantes del curso de Química Orgánica I. • Se asignarán unas 4 horas contacto para repasar algunos conceptos estudiados en el curso de Química Generales y que son esenciales para el curso. Tabla Cont. Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

5. OBJETIVOS • Describir las partículas subatómicas y los orbitales atómicos. • Dibujar la configuración electrónica y diagrama de orbitales de cualquier átomo y determinar los electrones de valencia. • Dibujar la estructura Lewis de cualquier átomo dado. • Describir los tipos de enlace utilizando las teorías de enlaces. Tabla Cont. Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

6. …Objetivos • Describir los enlaces moleculares utilizando el concepto de enlaces de valencia en orbitales híbridos y los enlaces que surgen del solapamiento de orbitales atómicos u orbitales híbridos. • Definir y describir un enlace sigma y un enlace pi utilizando el método de enlaces de valencia. Tabla Cont. Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

7. …Objetivos • Dibujar los orbitales híbridos y mostrar como un enlace sigma o pi puede formarse con el solapamiento apropiado. • Predecir la geometría alrededor de ciertos átomos en una molécula basándose en la hibridación de orbitales. Tabla Cont. Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

8. TEMAS Átomo Enlace Químico Ecuación de onda Densidad Electrónica Orbitales Atómicos Orbitales Moleculares Configuración Electrónica Hibridación de Orbitales Dibujo de Estructuras Tabla Cont. Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

9. Átomo • Consiste de un núcleo denso y cargado rodeado de cargas negativas a un distancia relativamente grande. • Núcleo • Consiste de partículas subatómicas: protones y neutrones • Es extremadamente pequeño con diámetro de 10 -14 a 10 -15 m • Contiene esencialmente la masa del núcleo. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

10. Tamaño típico de un átomo: • 2 x 10 -10 m = 2 Angstrom • Electrones • Tienen masa insignificante • Se encuentran alrededor del núcleo a una distancia de 10 -10 m • Número atómico (Z) • Número de protones en el núcleo del átomo. • Número de masa (A) • Total de protones y neutrones • Peso atómico • Número de masa promedio de los átomos de un elemento Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

11. Ecuación de Onda de Schrodinger • Describe la estructura electrónica de un átomo. • Los electrones se describen ocupando orbitales centrados alrededor del núcleo. • La ecuación de onda nos revela la probabilidad de encontrar un electrón (e-) en cualquier lugar en el espacio. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

12. Modelo atómico de Bohr • habla de órbitas definidas • Modelo atómico de Schrödinger • habla de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. • En un electrón en el estado fundamental, la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura • la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región (una mayor densidad electrónica.                                  Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

13. Mecánica Cuántica y Schrodinger • Schrodinger desarrolló expresiones matemáticas para describir el movimiento de un electrón (e-) en función de su energía alrededor del núcleo. • Se conocen como la ecuaciones de onda. • Son usadas para describir el movimiento de ondas en un fluido. • La solución a la ecuación de onda se conoce como la función de onda o el orbital. • Se usa la letra psi(y)para describirla. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

14. Orbitales Atómicos • Orbital • Región en el espacio en la que es probable encontrar un electrón. • Se puede visualizar un electrón como una nube. • La nube es más densa en las regiones en las cuales es más probable encontrar el electrón. • El tipo de orbital que ocupa un e- dependerá de su energía. • Los electrones de un átomo pueden ser agrupados en diferentes capas o niveles alrededor del núcleo. • Los electrones de más baja energía de un átomo ocupan el primer nivel que es el ,más cercano al núcleo y tiene capacidad de 2 e- Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

15. Tipos de orbitales • Orbital s • Tienen simetría esférica • Tienen el núcleo en el centro • Capacidad de 2 e- • En el Nivel 1 • Orbital 1s • Es una esfera • Es el orbital correspondiente al nivel energético más bajo. • El núcleo está en el centro • Signo de la función de onday1s Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

16. y z x • En el Nivel 2 • Orbital 2s • Se encuentra en el segundo nivel energético • Es una esfera. • Tiene mayor energía que el 1s debido a la distancia mayor entre el e- y el núcleo. • Es de menor estabilidad • y2s El tamaño del orbital s aumenta al aumentar el número cuántico principal (n). Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

17. y z y x x x z z y Orbital atómico 2px Orbital atómico 2pz Orbital atómico 2py • Orbital 2p • Son tres orbitales de igual energía. • Están orientados en el espacio de forma perpendicular uno al otro. • Son de más alta energía que los s. • Son de menor estabilidad. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

18. Orbitalesp • Los tres tipos de orbitales p difieren en su orientación. • No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. • Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz • Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

19. Orbitales d • En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos con diferentes orientaciones en el espacio. Aunque el orbital 3dz2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales d tienen todos la misma energía. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

20. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

21. Configuración Electrónica • Forma como están distribuidos los electrones de un átomo entre los distintos orbitales atómicos. • Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital . Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

22. Configuración electrónica • Para predecir la configuración es necesario conocer las siguientes reglas: • Principio de Aufbau • Los orbitales de más baja energía se llenan primero 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 7d Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

23. Principio de Exclusión de Pauli • Sólo dos (2) electrones pueden ocupar un orbital y deben tener espines opuestos. • Los electrones actúan como pequeños imanes en un campo magnético ya que giran sobre su propio eje. • Como los e- pueden girar en dos sentidos, se introdujo un cuarto número cuántico conocido como • número cuántico del espín electrónico, ms • Tiene dos valores = + y – Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

24. Carbono 1s 2s 2px 2py 2pz • Regla de Hund • Si dos o más orbitales vacíos de igual energía están disponibles, un e- ocupa cada orbital con los espines paralelos hasta que todos estén llenos. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

25. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

26. Práctica Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

27. Tarea Asignada ¿Hay algún tema que no hayas entendido hasta el momento? • Problemas 1.1,1.2, 1.21 del Texto de McMurry (6ta edición) Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

28. Desarrollo de la Teoría del Enlace Químico • August Kekulé • Propuso que carbono tiene 4 unidades a fines. • Es tetravalente; siempre forma cuatro enlaces cuando se une a otros elementos • Emil Erlenmeyer • Propuso triples enlaces en acetileno • Alexander Crum Brown • Propuso dobles enlaces para etileno Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

29. Enlace Químico • Fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en una molécula • Enlace iónico o electrovalente • Resulta de la transferencia de electrones. • Enlace covalente • Resulta del compartimiento de electrones. • Es típico en los compuestos orgánicos. • Covalente no polar • Covalente polar Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

30. No es fácil perder un e- Aumenta la energía de ionización Energía de ionización baja Se pierden los e- más fácilmente • Energía de ionización de un átomo • Cantidad de energía necesaria para remover un electrón de un átomo aislado en la fase gaseosa. • Ei Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

31. Afinidad electrónica (electronegatividad) • Tendencia de un átomo aislado en la fase gaseosa a ganar un electrón. • Eea • Se libera energía cuando se añaden e- a un elementopor lo tanto el Eea muchas veces en negativo. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

32. Electronegatividad aumenta Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

33. Molécula • Colección de átomos enlazados debido a la interacción de nubes electrónicas atómicas. • Estructuras de Puntos de Lewis • Representa los electrones de valencia de un átomo con puntos. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

34. Las estructuras de Lewis se pueden usar para mostrar el enlace entre átomos. • Los electrones enlazados se colocan entre los átomos y se representan por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Estructura Lewis Estructura Kekulé Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

35. Ejemplo • ¿Cuántos átomos de hidrógeno (H) se necesitan para formar fosfina, PH(?) ? • Identifique el grupo al que pertenece fósforo, esto le indicará cuantos electrones necesita para el octeto (Regla del Octeto) • Solución • Fósforo pertenece al grupo 5A de la tabla periódica y tiene un número atómico de 15. 1s2 2s2 2p63s2 3p3 • Tiene 5 electrones de valencia en su último nivel y necesita compartir tres(3) e- para completar el octeto. • Por lo tanto necesita tres(3) enlaces con H. • PH3 Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

36. Tarea Asignada ¿Hay algún tema que no hayas entendido hasta el momento? • Problemas 1.5, 1.6 y 1.7 Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

37. H - F H - H H - Li Densidad electrónica de diferentes enlaces El tamaño de la superficie de la densidad electrónica indica el tamaño de la nube electrónica Enlace covalente no-polar Enlace ionico Enlace covalente polar Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

38. H - F H - H H - Li Mapas de potencial electrostáticos • El rojo indica regiones con exceso de carga negativa. • El azul indica regiones con exceso de carga positiva. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

39. H + H H H Enlace sigma (s) 1s 1s H2 Teoría de Enlaces de Valencia • Los enlaces covalentes se forman del solapamiento de dos orbitales atómicos en el que cada uno contiene un e- con espín opuesto. • Cada átomo enlazado mantiene su propio orbital atómico, pero el par de e- en el orbital solapado es compartido por ambos átomos. • Mientras mayor es la cantidad de enlaces solapados, más fuerte es el enlace. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

40. 1s 1s s 2p 2p s • Enlace sigma (s) • Son cilíndricamente simétricos. • Se forman por el solapamiento de dos orbitales atómicos. • Puede ser un orbital s con otro orbital s • Puede ser un orbital p con otro orbital p orientados en forma horizontal o lineal. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

41. Teoría de Orbitales Moleculares • Los enlaces resultan de la combinación de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares. • Esta teoría es muy útil para describir enlaces múltiples. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

42. Teoría de Orbitales Moleculares • Orbital Molecular • Describe la región en el espacio en una molécula donde probablemente se pueden encontrar los electrones. • Tienen forma, tamaño y energía específica. • Se forman de la combinación de orbitales atómicos. • El número de orbitales moleculares formados (MO) es igual al numéro de orbitales atómicos combinados. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

43. Teoría de Orbitales Moleculares • Los orbitales moleculares enlazantes • Son más bajos en energía que los orbitales atómicos iniciales. • Los orbitales moleculares anti enlazantes • Son de más alta energía que los orbitales atómicos iniciales. • Los orbitales moleculares no-enlazantes • Son de la misma energía que los orbitales atómicos iniciales. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

44. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

45. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

46. Hibridación de orbitales • Orbital híbrido • Se forma de la mezcla (hibridación) o interacción de orbitales de diferente tipo (orbitales s y orbitales p) que tienen energías similares y son del mismo átomo. • En el orbital híbrido se combinan orbitales, no electrones. • sp3 • sp2 • sp Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

47. 1s 2s 2p 1s 2s 2p 4 electrones de valencia en el nivel 2 4 orbitales sp3 • Orbitales sp3 • Hibridación de tres(3) orbitales p con un orbital s produciendo un orbital sp3. • Forman tetraedros con ángulos de enlace de 109.5 grados C6 Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

48. B5 1s 2s 2p 1s sp2 2p Orbitales sp2 Esto ocurre con átomos de carbono que forman dobles enlaces C=C Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

49. Orbitales sp2 • Producto de la hibridación de 2 orbitales p con un orbital s. • La geometría de la molécula es trigonal plana (triangular) porque forman triángulos equiláteros. Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual

50. Orbitales sp • Hibridación de un orbital p con un orbital s formando 2 orbitales sp. • Átomos que tienen hibridación sp orientan sus ejes en direcciones opuestas. • Forman moléculas lineales y ángulos de enlace de 180 Temas Preparado por María de los A. Muñiz Título V-Individual