UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS FUNDAMENTOS DE LA ESPECTROSCOPIA

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1 Integrantes: Ipiales Gabriela Química de Alimentos Olmos Wendy Química Farmacéutica Día: Miércoles 9-11 Fecha: 05/07/2011 DEFINICIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS Un orbital atómico representa una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada o máxima (casi mayor del 90%). Se puede considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida cargada que gira en torno al núcleo, donde hay mayor densidad electrónica en las zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón, es mayor. El modelo de la mecánica cuántica utiliza tres números cuánticos, n, l, m, para describir un orbital Número cuántico principal (n: toma valores 1,2,3...) define el tamaño del orbital. Cuanto mayor sea, mayor será el volumen. También es el que tiene mayor influencia en la energía del orbital. Número cuántico secundario también de le denomina acimutal o de momento angular (l: toma valores enteros desde 0 hasta n 1 para cada valor de n) define la forma del orbital. El valor de l para un orbital en particular se designa generalmente por las letras s, p, d y f que corresponden a valores de /de 0, 1, 2, y 3. Número cuántico magnético (m, toma valores enteros entre 1 y 1, incluyendo cero) describe la orientación del orbital en el espacio. TIPOS DE ORBITALES ATÓMICOS Los valores del número cuántico l, representan el tipo del orbital:

2 Tipo de orbital Nombre orbital (*) del s Sharp: líneas bien marcadas, nítidas pero de poco intensidad. subnivel # de orbitales 0 1 Representación del orbtial p Principal: líneas intensas 2 3 d Difuse: líneas difusas f Fundamental: líneas frecuentes en muchos y distintos espectros (*)Las iniciales de los nombres que tienen los diversos grupos de líneas espectrales que se relacionan con cada orbital Orbital s, tiene forma esférica alrededor del núcleo del átomo. Hay varias formas de representarlos, como por ejemplo, a modo de nube electrónica, donde la probabilidad de encontrar a un electrón se representa con mayor densidad de puntos. O también representando el volumen circular donde probablemente el electrón pasa mayor cantidad de tiempo.

3 Los orbitales p, tienen una geometría de dos esferas unidas por un punto, y achatadas por la unión de ambas. Estas esferas se encuentran orientadas según los ejes de coordenadas. Este orbital expresa también la energía que tiene un electrón. Los orbitales d, tienen diferentes formas. Tienen formas lobulares con signos alternados o un doble lóbulo con un anillo que los rodea. Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). COMBINACIÓN LINEAL DE ORBITALES ATÓMICOS

4 Una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos o CLOA: es una superposición cuántica de orbitales atómicos (a medida que los átomos se aproximan y sus orbitales atómicos se traslapan, se forma orbitales moleculares) y una técnica para calcular orbitales moleculares en química cuántica. Se utiliza para describir cualitativamente la estructura molecular con las siguientes reglas: El número de orbitales atómicos que se encuentran en la expansión lineal es igual que el número de orbitales moleculares. Si un orbital atómico tiene una energía similar a otro, éstos se mezclarán más fácilmente, es si en cambio, cuando se unen diferentes núcleos, con distinta carga, éstos se deforman. Los orbitales atómicos se mezclan, sólo si la simetría lo permite, y es por eso que las participaciones más importantes las realizan los orbitales atómicos que más se solapan. El resultado de la Combinación Lineal de Orbitales Atómicos es formar dos Orbitales Moleculares OM, uno enlazante s y otro antienlazante s. ORBITALES MOLECULARES La teoría del orbital molecular establece que a partir de los orbitales atómicos se forma orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes de diferente energía. Un enlace químico según esta teoría se forma por la ubicación de dos electrones con signos opuestos en un orbital molecular enlazante. El método de OM trata la molécula como si fuera un átomo y procede de manera parecida a la descrita en el caso de los orbitales atómicos.

5 Este método, originado por Mulliken y Hund (1928), es una repetición, en una escala más complicada, del procedimiento usado en la construcción de la estructura atómica y, análogamente podemos decir: Cada electrón de una molécula viene descrito por una función de onda ψ, llamada orbital molecular. A cada OM molecular le corresponde una energía. Para determinar la estructura electrónica de una molécula se calcula en primer lugar las energías de los posibles OM. A continuación se sigue el procedimiento del aufbau, introduciendo electrones en estos OM, con tal de no violar el principio de exclusión de Pauli y seguir la regla de la máxima multiplicidad de Hund. Por lo tanto la función de onda aproximada del electrón i en la molécula es una combinación lineal de una serie de funciones de onda de orbitales atómicos. Este método se llama aproximación CLOA (combinación lineal de orbitales atómicos: ψi = ΣCikΦk Un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. Cómo lo indican los nombres de enlace y antienlace, el acomodo de electrones en un orbital molecular de antienlace produce un enlace inestable. En los orbitales moleculares de enlace, la densidad electrónica es máxima entre los núcleos de los átomos que se enlazan. Por otra parte, en los orbitales moleculares de antienlace la densidad electrónica disminuye hasta cero entre los dos núcleos. Se comprende mejor esta diferencia si se recuerda que los electrones en los orbitales tienen características de onda. Una propiedad exclusiva de las ondas es que ondas del mismo tipo interactúan de tal manera que la onda resultante puede tener una amplitud mayor o menor. En el primer caso la interacción recibe el nombre de interferencia constructiva; en el segundo caso se trata de una interferencia destructiva.

6 Interferencia constructiva a) e interferencia destructiva b) de dos ondas de la misma longitud de onda y amplitud Como ejemplo se realiza la formación de OM en las moléculas de N2 y O2. La formación de la molécula N2 se puede representas por 2N (1s22s22p3) N2 [KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4 ] Cuya representación gráfica se indica en el gráfico 20, observe que los niveles de energía moleculares están en orden σ2p por debajo de π2p.

7 Aquí se ve claramente la formación de un orbital molecular enlazante y un antienlazante caracterizado con asterisco. El orden de enlace se obtienes: Orden de enlace = ½ (num. e- enlazantes num. e- antienlazantes) APLICACIÓN DEL CLOA EN EL ANALISIS ULTRAVIOLETA Las longitudes de onda de la luz UV absorbida por una molécula se determinan por las diferencias de energía electrónicas entre los orbitales de una molécula. Los enlaces sigma son muy estables y los electrones de los enlaces sigma generalmente no son afectados por radiaciones con longitudes de onda superiores a 200nm. Los enlaces pi tienen electrones que pueden ser excitados más fácilmente y promovidos a orbitales de energía más altos. Los sistemas conjugados normalmente tienen orbitales vacantes de baja energía, por lo que las transiciones electrónicas hacia estos orbitales dan lugar a absorciones características en la región UV. El etileno, por ejemplo, tiene dos orbitales pi: el orbital enlazante ( π, el HOMO) y el orbital antienlazante (π*, el LUMO). En el estado fundamental hay dos electrones en el orbital enlazante y ninguno en el orbital antienlazante. Un fotón con la cantidad de energía adecuada puede excitar a un electrón desde el orbital enlazante π al orbital antienlazante π*. Esta transición de un orbital enlazante π a un orbital antienlazante π* se conoce como transición π - π* Bilbioografía: Libros: BROWN, Química: La ciencia central, Prentice_Hall Hispano Americana, S.A., quinta edición, impreso en México, pág Química General de Raymond Chang, pág 388 y 389

8 Química Orgánica WADE, pág: 666 Paginas web: Google; 03/07/2011, 16:45. Google; 03/07/2011, 17:00

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