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Química Orgánica – Conceptos Generales – Presentación

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Academic year: 2020

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(1)

CONCEPTOS GENERALES:

(2)

Las Ondas: Características

Reflexión de ondas Difracción de ondas

(3)

Las Partículas: Características

Masa Velocidad

(4)

La Luz

Refracción

Reflexión

(5)
(6)

Patrón de Difracción de la Luz

(7)
(8)

El Átomo: Estructura

Protón (p+):

• Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔

• Gravedad y carga eléctrica Neutrón (n0):

• Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔

• Gravedad y carga eléctrica Electrón (e-):

• Masa: 9,1 𝑥 10−31 𝑘𝑔

• Gravedad y carga eléctrica

99,95 % de la masa del átomo está contenida en el núcleo.

(9)

Electrones: Observaciones

• Albert Einstein y Max Planck 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ 𝜆𝑐

• Cada color tiene una energía definida por la frecuencia, ν, que también se puede relacionar con su longitud de onda, λ

• En un átomo, si se caliente, ¿Quién emite esas líneas?

• ¿Por qué en esas frecuencias (longitudes de onda) y no en otras?

(10)

El Átomo: Estructura

N = 1 N = 2

N = 3 N = 4

N = 5 N = 6

Energía del fotón coincide con la energía usada para subir el escalón.

(11)

El Átomo: Estructura

• Cada «brinco» lo hace el electrón.

• Para dar el «brinco» absorbe energía. Para «bajar» del brinco, emite energía.

(12)

Estructura del Átomo

N = 1, 1 apt S

N = 2, 1 apt S, 3 apts P N = 3, 1 apt S, 3 apts P, 5 apt D

(13)

El Átomo: Estructura

Cada piso del edificio = Nivel de Energía (N = 1, 2, 3, 4…)

Cada apartamento tiene forma, las formas se llaman

Sub-Niveles de Energía (s, p, d, f, g…)

En cada Sub-Nivel de Energía, sólo pueden habitar

máximo 2 electrones apareados en spin.

Pero, ¿Cómo se aplica esto a algo que es una onda?

(14)

Estructura del Átomo:

• Cuando está en un átomo, el electrón es onda confinada a un nivel de energía.

• Se muestra una región

donde el e- es más probable

de encontrar. A eso se le llama: Densidad Electrónica.

• Cada sub-nivel (cada

(15)

Apartamentos S = Orbital s

Apt P = Orbital p

Apt D = Orbital d

Apt F = Orbital f

(16)

Orbitales Atómicos

Nivel 1

• Sólo un subnivel (s)

• El más cercano al núcleo.

• Alberga 2 electrones.

Nivel 2

• Dos subniveles (s, p)

• Envuelve al Nivel 1.

• Alberga 8 electrones: 2 en s, 6 en p

Nivel 3

• Tres subniveles (s, p, d)

(17)
(18)

Estructura del átomo

Regla del octeto: capa llena de electrones es más estable y los átomos

(19)

¿Cómo se forman los enlaces?

2. El electrón (e-) de un átomo es atraído

por los protones (p+) de otro átomo.

1. Átomos alejados

3. Los orbitales atómicos se combinan y la energía total del sistema llega a un mínimo.

(20)

Orbitales Moleculares

Condiciones:

• Orbital atómico vacío o con sólo 1 electrón.

(21)

Enlaces

Enlace iónico: Ión – ión

Enlace covalente: se comparten electrones

Busca completar el octeto

Ión – Ión: Metal + No Metal

Na+ Cl

(22)

4 enlaces simples

Metano CH

4

: 4 enlaces covalentes. Acomodar 5

átomos

Carbono: 4 e

-

valencia. Hidrógeno: 1 e

-

de valencia

Carbono: Piso 2 = 2 e

-

en apt S, 1 e

-

en apt Px, 1 e

-en apt Py, apt Pz sin habitantes.

En metano TODAS las parejas quieren vivir en un

apartamento con las mismas características de la

otra pareja.

(23)

Hibridación Orbitales, sp

3

Carbono: 1s

2

2s

2

2p

x1

2p

y1

2px 2py 2pz

2s E1 E2

sp3 sp3 sp3 sp3

Todos con la misma energía

• Todos los orbitales con misma energía.

• Todos con misma distancia.

(24)

Orbitales Híbridos: Orbital sp

3

• Tetraedro, ángulos de 109.5°

• 8 electrones, emparejados.

• Carbono completa su octeto. Hidrógeno completa su dueto.

• Máxima repulsión entre enlaces.

• Todos los orbitales sp3 son iguales.

• Todos enlaces simples.

• Válidos para 1 átomo A enlazado a 4 átomos X sin pares de

electrones libres. AX4

(25)

2 enlaces simples, 1 enlace doble

Eteno. H

2

C=CH

2

Analizando solo uno de los carbonos. Hay que

acomodar 4 átomos, 4 pares de electrones.

Se hibridan los orbitales atómicos a 3 orbitales sp

2

y

se deja un orbital p sin hibridar.

(26)

Hibridación Orbitales, sp

2

2px 2py 2pz

2s E1 E2

2py

sp2 sp2 sp2

Todos con la misma energía

• Todos con la misma energía

• 3 enlaces con la misma distancia, 1 más corto.

(27)

Hibridación sp

2

Fuente: jahschem.wikispaces.com

• Es como tener 2

apartamentos simples y uno doble.

• Ángulos entre enlaces de 120°.

• 3 enlaces σ y 1 enlace π

• Forma: Trigonal planar.

• Válido para átomo A

(28)

1 enlace simple, 1 enlace triple

Etileno, HCΞCH

Analizando solo uno de los carbonos, hay que

acomodar átomos y 8 electrones.

Se hibridan el orbital s con un orbital p y se dejan dos

orbitales p sin hibridar.

(29)

Hibridación Orbitales, sp

2px 2py 2pz

2s E1 E2

2py

sp sp

2pz

(30)

Orbitales Híbridos: sp

• Es como tener 1 apartamentos simple y dos apts dobles.

• Ángulos entre enlaces de 180°.

• 2 enlaces σ y 2 enlaces π

• Forma: Lineal.

(31)

Hibridación Orbitales, sp

3

Oxígeno: 1s

2

2s

2

2p

x2

2p

y1

2p

z1

2px 2py 2pz

2s E1 E2

sp3 sp3 sp3 sp3

Todos con la misma energía

O

H C

(32)

Hibridación Orbitales, sp

2

Oxígeno: 1s

2

2s

2

2p

x2

2p

y1

2p

z1

2px 2py 2pz

2s E1 E2

sp2 sp2 sp2

p

Todos con la misma energía

C O

H H

Pares e- libres, sp2

(33)

Enlaces: Características

Enlaces simples tienen libre rotación. El enlace es el

eje sobre el que rotan.

Enlaces dobles y triples son rígidos. Los átomos no

pueden rotar.

H

H H

H

H H

H

(34)
(35)

Referencias

Atkins, P. W. Química Física. 6ª Edición, Ediciones

Omega, Barcelona, 1999.

Petrucci, R.; Harwood, W.; Herring, G. Química

General, 8ª Edición, Pearson Educación, Madrid,

2003.

McMurry, J. Química Orgánica, 7ª Edición, Cengage

Learning, México, 2008.

Organic Chemistry Portal

. Consultado, 7 de mayo,

(36)

Luis Eduardo Hernández Parés

Referencias

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