quimica organica trabajo
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Republica Bolivariana De Venezuela
Ministerio Del Poder Popular Para La Defensa
Universidad Nacional Experimental Politécnica
De La Fuerza Armada
UNEFA-Extensión Acarigua
Química orgánica II
Acarigua, Octubre de 2011
Orbitales Moleculares:
En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales
(funciones matemáticas) que describen el comportamiento ondulatorio
que pueden tener los electrones en las moléculas. Estas funciones
pueden usarse para calcular propiedades químicas y físicas tales como
la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio
Los orbitales moleculares se utilizan para especificar la
configuración electrónica de las moléculas, que permite describir el
estado electrónico del sistema molecular como un producto
antisimetrizado de los espín-orbitales.
Los tipos de orbitales
moleculares son:
1. Orbitales enlazante: Combinación de orbitales
atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de
deslocalización muy pequeño. Orbitales con geometría cilíndrica
alrededor del eje de enlace.
2. Orbitales π enlazante: Combinación de orbitales
atómicos p perpendiculares al eje de enlace. Electrones
fuertemente deslocalizados que interaccionan fácilmente con el
entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y
debajo del plano de enlace.
3. Orbitales σ* antienlazante: Versión excitada (de
mayor energía) de los enlazante.
4. Orbitales π* antienlazante: Orbitales π de alta
energía
5. Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como
el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no
participan en el enlace y ocupan este orbital.Los orbitales
moleculares se "llenan" de electrones al igual que lo hacen los
orbitales atómicos:
Por orden creciente del nivel de energía: Se llenan
antes los orbitales enlazante que los antienlazante, siguiendo
entre estos un orden creciente de energía. La molécula tenderá a
rellenar los orbitales de tal modo que la situación energética sea
favorable.
Siguiendo el principio de exclusión de Pauli:
Cuando se forman los orbitales atómicos estos podrán albergar
como máximo dos electrones, teniendo estos espines distintos.
Aplicando la regla de máxima multiplicidad de
Hund: Los orbitales moleculares degenerados (con el mismo nivel
de energía) tienden a repartir los electrones desapareándolos al
máximo (espines paralelos). Esto sucede para conseguir orbitales
semi-llenos que son más estables que una subcapa llena y otra
vacía debido a las intensas fuerzas repulsivas entre los electrones.
Según estas reglas se van completando los orbitales. Una
molécula será estable si sus electrones se encuentran de forma
mayoritaria en orbitales enlazante y será inestable si se encuentran en
orbitales antienlazante:
Al combinar dos orbitales 1s del hidrógeno se obtienen
dos orbitales moleculares sigma, uno enlazante (de menor
energía) y otro
antienlazante (de mayor energía). Los dos electrones de valencia
se colocan con espines antiparalelo en el orbital σ y el orbital σ*
queda vacío: la molécula es estable.
Al combinar dos orbitales 1s de helio se forman dos
orbitales moleculares sigma y los cuatro electrones llenan todos
los
orbitales. Sin embargo los orbitales antienlazante fuerzan a la
molécula a disociarse y se vuelve inestable, por ello no
existe molécula de He2.
Enlaces pi (enlaces π):
Son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de un orbital
electrónico se trasladan pero lo obstruyen con dos lóbulos del otro
orbital electrónico involucrado. Sólo uno de los planos nodales de los
orbitales pasa a través de los núcleos involuchads
La letra griega π en su nombre se refiere a los
orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los enlaces pi
es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p
están involucrados en este tipo de enlace. Se asume que los
orbitales d también participan en el enlace pi, pero esto no es
necesariamente el caso en la realidad, aunque el concepto de
enlace por medio de orbitales d explica bien la hipervalencia.
Los enlaces pi son generalmente más débiles que los
enlaces sigma, porque su densidad electrónica negativamente
cargada está más lejos de la carga positiva del núcleo atómico, lo
que requiere más energía.
Aunque los enlaces pi por sí mismos son más débiles
que un enlace sigma, los enlaces pi son componentes frecuentes
de los enlaces múltiples, junto con los enlaces sigma. La
combinación de enlace pi y enlace sigma es más fuerte que
cualquiera de los enlaces por sí solo. El aumento de la fuerza de
un enlace múltiple comparado con un enlace simple (enlace
sigma) está indicado de varias formas, pero la más evidente es la
contracción de la longitud de enlace. Por ejemplo, en química
orgánica, la longitud de enlace carbono-carbono en el etano es
(154 PM), etileno (133 PM) y acetileno (120 PM).
Además del enlace sigma, un par de átomos
conectados por un enlace doble, enlace triple, enlace cuádruple o
enlace quíntuple pueden tener uno, dos, dos o dos enlaces pi,
respectivamente. Los enlaces pi resultan del traslape de orbitales
atómicos que tienen dos áreas de traslado son más difusos que los
enlaces sigma. Los electrones en los enlaces pi son referidos
algunas veces como electrones pi. Los fragmentos moleculares
unidos por un enlace pi no pueden rotar libremente alrededor del
enlace sin la ruptura del enlace pi, porque la rotación involucra la
destrucción de la orientación paralela de los orbitales p
constituyentes.
Los enlaces pi no necesariamente conectan a pares de
átomos que están unidos también por enlaces sigma.
Hibridación: En química, se habla de hibridación cuando en un
átomo, se mezcla el orden de los electrones entre orbitales creando
una configuración electrónica nueva. Un orbital híbrido es
conveniente para describir la forma en que la realidad se disponen los
electrones para producir las propiedades que se observan en los
enlaces atómicos.
Hibridación sp³
Cuatro orbitales sp³.
El átomo de carbono tiene seis electrones: Dos se ubican en el
orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p
(2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el orbital 2p
tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el eje de las x, dos en el
eje de las y y dos electrones en el eje de las z. Los dos últimos
electrones del carbono se ubicarían uno en el 2px, el otro en el 2py y el
orbital 2pz permanece vacío (2px¹ 2py¹). El esquema de lo anterior es
(cada flecha un electrón):
Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de
valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y
2py necesitarían tener dos electrones) tiende a formar enlaces con otros
átomos que tengan electrones disponibles. Para ello, no basta
simplemente colocar un electrón en cada orbital necesitado. En la
naturaleza, éste tipo de átomos redistribuyen sus electrones formando
orbitales híbridos. En el caso del carbono, uno de los electrones del
orbital 2s es extraído y se ubica en el orbital 2pz. Así, los cuatro últimos
orbitales tienen un electrón cada uno:
El estímulo para excitar al electrón del 2s al 2pz es aportado por el
primer electrón en formar enlace con un átomo con este tipo de
valencia. Por ejemplo, el hidrógeno en el caso del metano. Esto a su vez
incrementa la necesidad de llenado de los restantes orbitales. Estos
nuevos orbitales híbridos dejan de ser llamados 2s y 2p y son ahora
llamados sp3 (un poco de ambos orbitales):
De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del
orbital s (el 2s) del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p
(2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación
producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un
hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo
de 109°.
Hibridación sp²
Configuración de los orbitales sp².
Estos mismos átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar
compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su
molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como
enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace
sigma y un enlace pi (π). Las reglas de ubicación de los electrones en
estos casos, como el alqueno etileno obligan a una hibridación distinta
llamada sp2, en la cual un electrón del orbital 2s se mezcla sólo con dos
de los orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s con dos orbitales
p; por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales sp2, cada orbital
nuevo produce enlaces covalentes
Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y otro en
algún carbono del etileno son equivalentes e iguales a un ángulo de
120°.
Hibridación sp
Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar
2 orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace
híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en
compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el
acetileno):
Se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi (π).
Formas Moleculares: Se llama molécula al conjunto estable y
eléctricamente neutro de al menos dos átomos enlazados covalentes.
. Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas
Moléculas discretas: Constituidas por un número
bien definido de átomos, sean estos del mismo elemento
(moléculas homonucleares, como el dinitrógeno o el fullereno) o
de elementos distintos (moléculas heteronucleares, como el agua).
Molécula de dinitrógeno, el gas que es el componente
mayoritario del aire
Molécula de fullereno, tercera forma estable del carbono tras
el diamante y el grafito
Molécula de agua, "disolvente universal", de importancia
fundamental en innumerables procesos bioquímicos e industriales
Representación poliédrica del anión de Keggin, un poli-anión
molecular
Macromoléculas o polímeros: Constituidas por la
repetición de una unidad comparativamente simple o un conjunto
limitado de dichas unidades y que alcanzan pesos moleculares
relativamente altos.
Representación de un fragmento de ADN, un polímero de
importancia fundamental en la genética
Enlace peptídico que une los péptidos para formar proteínas
Representación de un fragmento lineal de polietileno, el
plástico más usado
Primera generación de un dendrímero, un tipo especial de
polímero que crece de forma fractal
Un estereoisómero: Es un isómero que tiene la misma fórmula
molecular y la misma secuencia de átomos enlazados, con los mismos
enlaces entre sus átomos, pero difieren en la orientación tridimensional
de sus átomos en el espacio.1 2 Se diferencian, por tanto, de los isómeros
estructurales, en los cuales los átomos están enlazados en un orden
diferente dentro de la molécula.
La isomería conformacional: Es una forma de isomería que
describe el fenómeno de las moléculas con la misma fórmula estructural
que tienen formas diferentes debido a las rotaciones sobre uno o más
enlaces. Las conformaciones distintas pueden tener diferentes energías,
por lo general se pueden convertir internamente con facilidad, y son
muy raramente aislables. El número de estereoisómeros de un
compuesto depende del número de centros quirales que posee. La (+)-
glucosa posee cinco carbonos asimétricos y posee, por tanto, 25 = 32
estereoisómeros.
Los enantiómeros son estereoisómeros que se relacionan entre sí
por una reflexión: son imágenes especulares entre sí, y no son
superponibles. Las manos humanas son un ejemplo macroscópico de
estereoisomería. Todos los centros estereogénicos o estereocentros en
un isómero tienen la configuración opuesta en el otro. Dos compuestos
que son enantiómeros entre sí tienen las mismas propiedades físicas, a
excepción de la dirección en que giran la luz polarizada. También tienen
las mismas propiedades químicas, excepto el modo en que interactúan
con diferentes isómeros ópticos de otros compuestos. Por esta razón, los
enantiómeros puros exhiben el fenómeno de la actividad óptica y
pueden ser separados sólo con el uso de un agente quiral. En la
naturaleza, sólo está presente uno de los dos enantiómeros de la
mayoría de los compuestos biológicos quirales, tales como los
aminoácidos (excepto la glicina, que es aquiral).
Como resultado, los diferentes enantiómeros de un compuesto
pueden tener efectos biológicos muy diferentes.6 Por ejemplo, un
estereoisómero de la cloromicetina es un antibiótico mientras el otro no
muestra esa propiedad.
Los diastereoisómeros o diastereómeros: Son
estereoisómeros que no están relacionados a través de una operación
de reflexión. O sea, no son imágenes especulares uno del otro. Entre
ellos se incluyen los compuestos meso, los isómeros cis-trans (E-Z), y los
isómeros ópticos no enantioméros. Los diastereoisómeros de un
compuesto rara vez tienen las mismas propiedades físicas, a diferencia
de los enantiómeros que tienen las mismas propiedades en cualquier
entorno no quiral (en ausencia de luz polarizada). Sus propiedades
químicas son similares pero no iguales.
Las estructuras meso, compuestos meso o formas meso:
Son compuestos superponibles a su imagen especular, a pesar de
poseer centros quirales. En el ejemplo que se muestra a continuación, la
forma meso del ácido tartárico forma un par de diastereoisómeros tanto
con la forma levo o con la forma dextro del ácido tartárico; estas últimas
forman un par de enantiómeros entre sí. Las dos estructuras meso
representadas en realidad son superponibles y forman una sola y única
estructura.
Ejemplo:
La estereoisomería cis-trans está habitualmente ligada a la
presencia de dobles enlaces C=C porque la rotación alrededor del doble
enlace está restringida, manteniendo los sustituyen posiciones fijas
respecto a los otros. Si los sustituyen en un carbono del doble enlace
son los mismos, entonces no existirá este tipo de isomería.
Tradicionalmente, los estereoisómeros ligados al doble
enlace se notan como cis (en latín, de este lado) o trans (del latín,
cruzado), en referencia a la posición relativa de los sustituyen a cada
lado de un doble enlace. Los ejemplos más simples de isomería cis-trans
son los etenos 1,2-sustituidos, como el 1,2-dicloroeteno (C2H2Cl2), cuyos
isómeros se muestran a continuación.
La polaridad química o sólo polaridad: Es una propiedad de
las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la
misma. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras
propiedades como la solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición,
fuerzas intermoleculares, etc. Una molécula polar puede ser NaCl que es
muy polar y puede disociar con agua que a la vez es sumamente polar.
Al formarse una molécula de modo covalente el par de electrones
tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad.
Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que
forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es más polar
cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los
átomos que se enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán al par de
electrones covalente con la misma fuerza (establecida por la Ley de
Coulomb) y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el
enlace sea apolar.
Las moléculas apolares: Son aquellas moléculas que se
producen por la unión entre átomos que poseen |igual
electronegatividad, por lo que las fuerzas con las que los átomos que
conforman la molécula atraen los electrones del enlace son iguales,
produciéndose así la anulación de dichas fuerzas. Un ejemplo de una
molécula apolar es la molécula de Oxígeno (O2). En esta molécula cada
átomo de Oxígeno atrae a los electrones compartidos hacia sí mismo
con una misma intensidad pero en sentidos opuestos, por lo que se
anulan las fuerzas de atracción y la molécula no se convierte, se
trasforma en un dipolo.
Un ejemplo común de compuesto polar es el agua (H2O). Los
electrones en los átomos de hidrógeno del agua son fuertemente
atraídos por el átomo de oxígeno y están, en realidad, más cerca del
núcleo del oxígeno que de los del hidrógeno. Por esto, la molécula de
agua tiene una carga negativa en el centro (color rojo) y una carga
positiva en sus extremos (tono azul).
Atracción y repulsión de moléculas:
El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o
falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas.
El fenómeno de las fuerzas de corto alcance o repulsivas es más
complejo, y aún no se conoce por completo, pero se observa
normalmente entre moléculas que no interaccionan químicamente.
Estas fuerzas empiezan a ser importantes cuando las nubes electrónicas
se sobreponen (solapan), y la energía correspondiente se denomina
energía de intercambio o de superposición. La energía de intercambio
repulsiva es la responsable de la rigidez mecánica o impenetrabilidad de
las moléculas y de los límites de compresibilidad de la materia. Las
fuerzas de intercambio pueden ser también de atracción, como las de
los átomos que reaccionan químicamente entre sí. Estas fuerzas de
atracción se llaman fuerzas de valencia y desempeñan un papel muy
importante en el campo de la química.
Fuerza dipolo-dipolo.
Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre las moléculas polares neutras; las
moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de
una molécula está cerca del extremo negativo de otra. Esta fuerza es
débil y para ser efectivas deben de estar las moléculas polares muy
próximas (Las moléculas polares deben de estar cerca unas de otras
para que la fuerza atractiva de la interacción sea significativa).
Ocurre cuando los átomos de una molécula tienen diferencias de x, se
polarizan, produciendo un dipolo.
Cuando dos dipolos se avecindan, se atraen, dando como resultado un
enlace.
Si los átomos muy electronegativos se encuentran unidos directamente
a un H, también se formará un dipolo. Estas interacciones se presentan
entre las moléculas neutras polares.
Las moléculas polares se atraen entre sí cuando la carga parcial positiva
de una molécula está cerca de la carga parcial negativa de otra.
Las moléculas polares deben de estar cerca unas de otras para que la
fuerza atractiva de la interacción sea significativa.
Las interacciones dipolo-dipolo son mucho menores que las
interacciones Ion-dipolo.
Las fuerzas dipolo-dipolo crecen al incrementarse la polaridad de una
molécula.
Puente de hidrógeno
El puente de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es
enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el
oxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva
parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra
molécula (nuevamente, con N, O o F). Asimismo, se produce un cierto
solapamiento entre el H y el átomo con que se enlaza (N,O o F) dado el
pequeño tamaño de estas especies, siendo por tanto mayor el
solapamiento cuanto menor sea el tamaño del átomo con que
interacciona el H. Por otra parte, cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad entre el H y el átomo interactuante, más fuerte será
el enlace. Fruto de estos presupuestos obtenemos un orden creciente de
intensidad del enlace de hidrógeno: el formado con el F será de mayor
intensidad que el formado con el O, y éste a su vez será más intenso
que el formado con el N. Estos fenómenos resultan en una interacción
estabilizante que mantiene ambas moléculas unidas. Un ejemplo claro
del puente de hidrógeno es el agua:
Los enlaces de hidrógeno se encuentran en toda la naturaleza. Proveen
al agua de sus propiedades particulares, las cuales permiten el
desarrollo de la vida en la Tierra. Los enlaces de hidrógeno proveen
también la fuerza intermolecular que mantiene unidas ambas hebras en
una molécula de ADN.
Interacciones dipolo-dipolo
Las interacciones dipolo-dipolo, también conocidas como Keeson, por
Willem Hendrik Keesom, quien produjo su primera descripción
matemática en 1921, son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas
con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las
interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen
solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el
ácido clorhídrico:
Fuerza de London
También conocidas como fuerzas Van der Waals o fuerzas dipolo-
transitivas, estas involucran la atracción entre dipolos temporalmente
inducidos en moléculas no polares. Esta polarización puede ser inducida
tanto por una molécula polar o por la repulsión de nubes electrónicas
con cargas negativas en moléculas no polares. Un ejemplo del primer
caso es el cloro disuelto por que son puras puntas(-) (+)