Qué estudiamos en Química Orgánica? ÁTOMOS Y ELECTRONES! ENLACE QUÍMICO

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1 Química Orgánica I

2 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

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6 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

7 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.

8 Orbitales Atómicos Descripción Mecánica Cuántica. Orbitales s Ψ 2 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.

9 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.

10 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%

11 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 s p d f g h orbital

12 Número cuántico del momento magnético (m l ): nº entero (-l,...,0,...+l). Define la orientación del orbital en el espacio Número cuántico del espín (m s ): +1/2 o 1/2. Define la orientación del electrón en presencia de un campo magnético

13 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.

14 Orbitales Atómicos p Orbitales con l = 1 son orbitales p Comienzan en el segundo nivel de energía (n = 2) Son 3 orbitales degenerados (m l = -1, 0, +1), con 3 orientaciones en los ejes x, y, z..

15 Configuración electrónica Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l, m l, m s ) 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: Nº cuántico principal H: 1s 1 Nº electrones En el orbital Nº cuántico del momento angular también Diagrama Orbital H: 1s

16 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 =>

17 Átomos, Electrones y Orbitales # Electrones de Valencia ,8

18 Configuración Electrónica. Electrones de Valencia

19 Configuracion Electronica de los Elementos Configuracion Electronica Simbolo Lewis Valencia C [He]2s 2 2p 2 4 N [He]2s 2 2p 3 3 C N O [He]2s 2 2p 4 2 O H 1s 1 1 FH Cl [Ne]2s 2 2p 5 1 Cl

20 Enlaces Quimicos Elementos pueden formar numero especificos de enlaces Algunos atomos pueden formar multiples enlaces con el mismo atomo. Manteniendo la Valencia!

21 Patrones normales de enlace Carbon (4 bonds) C C C C Nitrogen (3 bonds) N N N (Phosphorus) Oxygen (2 bonds) O O (Sulfur)???? Halogen (1 bond) X (F, Cl, Br, I) Hydrogen (1 bond) H

22 Resumen de Orbitales Nombre Tipo Max # e - # orbital s 2 1 p 6 3 d 10 5 f 14 7

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