UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS ESPECTROSCOPÍA ORBITALES ATÓMICOS

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1 UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS ESPECTROSCOPÍA NOMBRES: Carpio Diana (clínicos) Gallegos Mayra (clínicos) PARALELO: jueves de 10 a 12 DEFINICIÓN DE ORBITAL ATÓMICO ORBITALES ATÓMICOS Un orbital atómico es una descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electrón; es decir, zona más probable en la que se puede encontrar a un electrón en un átomo, el orbital puede ser descrito por su función de onda, que es la descripción matemática de la forma de la onda de vibración. Todas las ondas tienen un signo positivo por un breve instante y en el instante siguiente adoptan signo negativo, es decir que se desplazan hacia arriba y hacia abajo similares a las cuerdas de una guitarra, esto al igual que el orbital 1s que se lo representa con signo mas y menos para indicar el signo instantáneo de la función de onda. Si se coloca el dedo en el centro de la cuerda de la guitarra, el dedo hace que el punto medio de la cuerda no se mueva, la posición de este punto siempre es cero y se lo denomina como nodo, lo cual conlleva a que se formen dos lóbulos parecidos al orbital 2p Existe una relación entre el número de nodos de un orbital y su energía: mientras mayor sea el número de nodos mayor será la energía. TIPOS DE ORBITALES ATÓMICOS Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de Schrödinger y para que esta ecuación tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos: Números cuánticos n: número cuántico principal l: número cuántico del momento angular orbital m: número cuántico magnético s: número cuántico del spin electrónico. Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su

2 cercanía al núcleo. Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital: Si l= 0 el orbital es del tipo s Si l= 1 los orbitales son del tipo p Si l = 2 los orbitales son del tipo d Si l= 3 los orbitales son del tipo f Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad principal : líneas intensas difuse : líneas difusas fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros ORBITAL S La función angular que representa a un orbital de tipo s es independiente del ángulo, lo que supone que un orbital s presenta simetría esférica. Este orbital se representa normalmente mediante una superficie esférica centrada en el núcleo. Los límites de esta superficie esférica definen la región del espacio para la cual la probabilidad de encontrar al electrón es elevada, generalmente superior al 75%. Cualquier orbital de tipo s se representa con una superficie esférica. ORBITAL P Todos los orbitales con l >0 poseen amplitudes que varían con el ángulo. Las representaciones gráficas más comunes de los tres orbitales p son idénticas y consisten en dos esferas tangentes en un punto (núcleo). Cada una de estas representaciones corresponde a un valor del número cuántico ml de los orbitales individuales.

3 ORBITALES d y f La forma de los orbitales d y f se muestran también en las figuras. En en caso de la parte angular de la función de onda, se denomina nodo o superficie nodal al plano del espacio en el que la función se hace cero. De forma general, un orbital caracterizado por un valor del número cuántico l posee l planos nodales. Como puede observarse, los orbitales de tipo p poseen un plano nodal (que pasa por el núcleo), los orbitales d poseen 2 planos o superficies nodales perpendiculares entre sí y los orbitales f presentan 3 de estos planos nodales. Hay que señalar que aunque los orbitales s son los únicos que presentan simetría esférica, la suma de la densidad electrónica de los 3 orbitales p, de los 5 orbitales d o de los 7 orbitales f también es esférica. Esto se conoce como teorema de Unsold. COMBINACIÓN LINEAL DE ORBITALES ATÓMICOS La combinación lineal de orbitales atómicos es la suma y resta de funciones de onda para obtener las funciones de onda de nuevos orbitales. El número de orbitales generados siempre es igual al número de orbitales iniciales. Cuando los orbitales de átomos diferentes interaccionan, dan lugar a orbitales moleculares (OM), lo que conduce al enlace (o antienlace).

4 Cuando interaccionan orbitales en el mismo átomo, éstos forman orbitales atómicos híbridos que definen la geometría de los enlaces. ORBITALES MOLECULARES Otra manera de describir el enlace covalente en términos de la Mecánica Cuántica consiste en la teoría de los orbitales moleculares (OM). Los orbitales moleculares son funciones matemáticas que definen el comportamiento ondulatorio de los electrones dentro de las moléculas, siempre bajo el punto de vista de la química cuántica. Las funciones matemáticas se usan para hallar las propiedades fisicoquímicas, como por ejemplo, la probabilidad de encontrar al electrón en un espacio determinado. Cuando los átomos interaccionan sus orbitales atómicos pierden su individualidad y se transforman en orbitales moleculares que son orbitales que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a depender de dos o más núcleos. El tratamiento matemático que utiliza la Mecánica Cuántica para el cálculo de los orbitales moleculares es el método de la combinación lineal de orbitales atómicos, o método CLOA, que considera que el orbital molecular,, es el resultado de la combinación lineal, es decir, una suma o una resta, de los dos orbitales atómicos implicados, 1 y 2. Cuando los orbitales atómicos se combinan para formar orbitales moleculares, el número de orbitales moleculares que resulta, siempre es igual al número de orbitales atómicos que se combinan. Orbitales Enlazantes: tienen menor energía que la que poseen los orbitales atómicos que contribuyeron a su formación. Colaboran en el enlace de manera que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión debido a la atracción que crea la nube electrónica negativa, entre ambos hay una distancia que se conoce como, longitud de enlace. El orbital enlazante, E, es el resultado de la suma, 1 + 2, de los dos orbitales atómicos: Orbitales Antienlazantes: Poseen mayor energía y por es por ello, crean repulsión, al contrario que los enlazantes.

5 La formación del orbital antienlazante, A, es el resultado de la otra combinación posible, la resta 1-2, de los dos orbitales atómicos 1s de los átomos de hidrógeno: El diagrama de energías relativas de los orbitales moleculares de la molécula de hidrógeno muestra la situación inicial y final, así como la disminución de energía alcanzada por el sistema: Tal como se muestra en el esquema, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, los dos electrones que se sitúan en el orbital molecular enlazante deben tener espines opuestos. Así mismo, en este orbital la máxima probabilidad de encontrar los electrones se encuentra en esa zona, donde pueden ser mejor atraídos electrostáticamente por ambos núcleos, disminuyendo así la energía del sistema. Los electrones situados en un orbital enlazante tienden a mantener unidos los dos núcleos de los átomos a que pertenecen. Por el contrario, en el orbital antienlazante la probabilidad de encontrar los electrones entre los dos núcleos es mínima, llegando a cero en el plano nodal. Como consecuencia de ello, la atracción electrostática entre electrones y núcleos disminuye al mismo tiempo que aumenta la repulsión entre los núcleos. La energía del sistema es superior a la de los dos átomos aislados y los electrones que puedan situarse en el orbital antienlazante tenderán a separar los dos átomos. Tipos de orbitales moleculares Orbitales moleculares El orbital molecular enlazante descrito para la molécula de hidrógeno, que tiene forma elipsoidal (simétrico respecto al eje de unión de los dos núcleos), recibe el nombre de orbital molecular (sigma) y el enlace covalente resultante, enlace. Análogamente el orbital molecular antienlazante correspondiente recibe el nombre de orbital * (sigma estrella o sigma asterisco).

6 Por solapamiento o interacción de dos orbitales atómicos de tipo s se forman siempre orbitales moleculares de tipo. Pero también a partir de orbitales p se pueden formar orbitales y enlaces. Así, por ejemplo, cuando un orbital p interacciona con un orbital s se llega a sendos orbitales moleculares, uno enlazante: y otro antienlazante con una zona nodal entre los núcleos de los dos átomos: Como en el caso de la combinación de dos orbitales s, en el orbital enlazante formado a partir de un orbital s y otro p, debido a la sensible disminución que experimenta el lóbulo no implicado en el solapamiento del orbital p, la mayor densidad electrónica se encuentra entre los dos núcleos y el orbital molecular resultante tiene prácticamente simetría elipsoidal respecto al eje que une los dos núcleos. Se trata pues de un orbital molecular similar al de la molécula de hidrógeno. También la interacción frontal de dos orbitales p da origen a dos orbitales moleculares de tipo, uno enlazante y otro antienlazante: Como en los casos anteriores, en el orbital enlazante, al disminuir considerablemente los lóbulos posteriores y poseer simetría elipsoidal, la máxima probabilidad de encontrar los electrones está entre los dos núcleos.

7 Orbitales moleculares Pero a partir de dos orbitales atómicos p puede originarse otro tipo de orbitales moleculares. En efecto, el solapamiento o interacción entre los dos orbitales atómicos p puede tener lugar lateralmente para dar lugar a dos orbitales moleculares del tipo (pi), uno enlazante, de menor energía que los atómicos de partida, y otro antienlazante, de mayor energía y con un nodo: Esto es, los dos orbitales atómicos p puede orientarse de tal manera que sus lóbulos del mismo signo queden al mismo lado de su plano nodal reforzándose mutuamente (situación enlazante) o en lados opuestos (situación antienlazante). Como los orbitales atómicos de partida, los orbitales moleculares de tipo también poseen zonas de distinto signo separadas por un plano nodal. El orbital molecular enlazante está formado por dos lóbulos de distinto signo en los que la probabilidad de encontrar a los electrones es máxima, separados por un plano nodal que pasa por los dos núcleos. Es decir, en el orbital enlazante, los dos núcleos de los átomos que aportan los orbitales p quedan unidos por dos zonas o nubes, una superior y otra inferior de distinto signo. En el orbital antienlazante, las zonas nodales son dos, la del plano que pasa por los dos núcleos y la de un plano perpendicular al primero que hace que las zonas superior e inferior queden divididas a su vez en dos partes de distinto signo:

8 APLICACIONES La Espectroscopia UV-Visible se ha aplicado en el campo de la elucidación de estructuras de compuestos orgánicos, es un método válido para detectar con rapidez la presencia de insaturación conjugada, asociada siempre con intensa absorción en esta región del espectro. Es utilizado en la determinación cuantitativa de sustancias, debido a su sensibilidad, bajo costo de los espectrofotómetros, la selectividad, rapidez y precisión y tienen una gran difusión en los laboratorios de control de procesos industriales y de análisis clínico. Es posible desarrollar determinaciones de compuestos que no absorben en el UV por transformación cuantitativa de los mismos es especies absorbentes. Así la adrenalina se puede determinar como adenocromo a λ = 529 nm por su reacción con el yodo. Es posible determinar diferentes tipos de constantes de equilibrio: ácidobase, tautomérica, de formación de complejos, etc. Podemos determinar el pk midiendo las absorbancias a determinada longitud de onda de las soluciones correspondientes a ph extremos y a un ph intermedio. BIBLIOGRAFÍA Libros: L. G. Wade. Jr, QUIMICA ORGÁNICA, quinta edición, pág.: 38, 39, 40 Buscador: Google pdf

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