Resumen química Orgánica

Módulo 1 - Introducción a la Química Orgánica

Un átomo se define como la unidad básica de un elemento, es una partícula extremadamente pequeña e indivisible.

Los átomos tienen una estructura atómica formada por partículas subatómicas.

• Protones: carga positiva.
• Neutrones: sin carga.
• Electrones: carga negativa.

En condiciones normales, un átomo contiene la misma cantidad de protones que de electrones, lo que lo hace una entidad eléctricamente neutra. Algunos átomos difieren, se llaman isótopos.

Las propiedades químicas de cada átomo están dadas por el número de protones; a este número se lo denomina atómico.

Los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en lugares llamados orbitales. Si bien no se puede saber con exactitud la posición del electrón, se puede calcular la densidad electrónica (principio de incertidumbre de Heinsberg).

Para describir la posición de un electrón, la química se vale de la mecánica cuántica, que utiliza tres números cuánticos:

• n (principal) = Define la energía de un orbital y también su relación con la distancia de este al núcleo. Mayor numero, más alejado el electrón del núcleo.
• l (momento angular) = Describe la forma del orbital, se expresa con letras: s, p, d, f.
• m (magnético) = Escribe la orientación del orbital.

Existe un 4to numero: spin = Esta cifra explica las propiedades magnéticas del electrón al comportarse como un imán cuando se le aplica un campo magnético externo.

Números cuánticos

https://www.youtube.com/watch?v=zwisiN5XWh8

Los orbitales s son simétricamente esféricos; allí solo existe lugar para dos electrones.

Los orbitales p, d y f pueden albergar 6,10 y 14 electrones.

A medida que estos se alejan del núcleo, disminuye la densidad electrónica de los orbitales.

La distribución de los electrones en los niveles energéticos se denomina configuración electrónica. En ella se describen los electrones que se encuentran dentro del átomo.

Configuración electrónica

https://www.youtube.com/watch?v=4MMvumKmqs4

Para el llenado de los orbitales atómicos, existe un principio específico, llamado principio de exclusión de Pauli, que afirma que no es posible que dos electrones de un átomo tengan exactamente los mismos números cuánticos. Si tienen el mismo valor de n, l y m (es decir, se encuentran en el mismo orbital), deben diferir en el número de spin del electrón.

Por lo tanto, de acuerdo con este principio, dos electrones pueden coexistir en un orbital solo con sus spines totalmente opuestos.

Para describir la configuración electrónica, es necesario conocer el número de electrones.

Existe una regla para el llenado de los orbitales, llamada regla de Hund, que establece que, cuando haya dos o más orbitales con la misma energía, los electrones se acomodarán en orbitales distintos en lugar de aparearse en el mismo orbital.

Ejemplo de configuración electrónica:

Bromo

Z=35 (Peso atómico)

Configuración Electronica

(Con el 4p colocamos 5 porque con 6 nos pasamos de 35)

Enlaces químicos

https://www.youtube.com/watch?v=WnVFcnGvJ-Y

Los átomos tienen capas de electrones. En la última de ellas se ubica la llamada capa de valencia donde se encuentran los electrones que formaran los enlaces con los demás átomos. Estos electrones se denominan electrones de valencia. Los átomos se combinan compartiendo o transfiriendo electrones para lograr la configuración electrónica más estable. Esta configuración es la del gas noble más cercano a dicho átomo en la tabla periódica. Esta configuración se conoce como la regla del octeto, ya que una capa llena implica ocho electrones.

Como ya mencionamos, los átomos pueden ganar o perder electrones; esto determinará el tipo de enlace que formarán. Por ejemplo, existen elementos a los cuales les sobran electrones para lograr la configuración electrónica ideal; por lo tanto, les es más fácil ceder electrones, como es el caso del litio. Esos enlaces de transferencia de electrones se llaman enlaces iónicos. A diferencia de los átomos, a los que les faltan electrones para lograr la configuración electrónica más estable, UE, les resulta más conveniente compartir sus electrones con otro átomo; estos enlaces se llaman enlaces covalentes.

Los átomos pueden compartir uno, dos, o tres pares de electrones; de este modo, forman enlaces simples, dobles o triples respectivamente. Un enlace en que los electrones están compartidos equitativamente entre dos átomos se conoce como enlace covalente no polar o apolar; mientras que un par de electrones compartidos de manera desigual se conoce como enlace covalente polar. Para poder distinguirlos, es necesario conocer la electronegatividad de los átomos, que es la capacidad que tiene un elemento de atraer hacia sí los electrones.

• Iónicos = Metal + No metal
• Covalente = No metal + No metal
• Metálico = Metal + Metal

Módulo 1 – El átomo de carbono

Estructuras de Lewis https://www.youtube.com/watch?v=dWh4wf5VgMs

Fuerzas intermoleculares https://www.youtube.com/watch?v=DS0v0RWUwCI

El carbono (C) es el elemento de la tabla periódica estrechamente relacionado con los seres vivos. Es necesario conocer las propiedades características que tiene el átomo de carbono para comprender su comportamiento. La configuración electrónica que tiene dicho átomo es muy importante. Este elemento posee un número atómico de 6, por lo tanto, su configuración electrónica es la siguiente:

Z = 6

C = 1s2  2s2 2p2

[pic 1]

Como se puede observar, en su última capa, el átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia; esto quiere decir que puede ceder o compartir cuatro electrones. Como perderlos implica un gran gasto de energía, el carbono prefiere compartirlos y así formar enlaces covalentes.

El enlace que forma el carbono es un enlace simétrico; es decir, si observamos al carbono como el centro de un cuadrado perfecto, cada uno de sus cuatro enlaces saldrían de allí simétricamente hacia cada uno de los vértices. Esto explica la geometría tetraédrica de los enlaces del carbono.

El átomo de carbono puede formar enlaces fuertes no solo con otros elementos de la tabla periódica, sino también consigo mismo. De ese modo, compone estructuras complejas. Sin embargo, el estado basal de los electrones del átomo de carbono no permite explicar la formación de los cuatro enlaces del carbono. La manera de explicarlo es mediante la adopción de la configuración de mayor energía o “estado excitado”. Se dice que un átomo se excita cuando recibe energía externa que permite que los electrones de la última capa se reordenen dentro de los subniveles.

Teoría de enlace de valencia

Parte 1 = https://www.youtube.com/watch?v=vR-C_IXBTOw

Teoría de enlace de valencia y modelo de hibridación

Parte 2 = https://www.youtube.com/watch?v=6D2FTrRGi6Y

Parte 3 = https://www.youtube.com/watch?v=kZMLdYj9iio

La “hibridación” química significa mezclar o combinar orbitales atómicos puros del mismo nivel energético para formar orbitales atómicos híbridos de igual energía.

El átomo de carbono presenta 3 tipos de hibridación: sp3, sp2y sp.

Hibridación sp3

Se dice que se produce hibridación sp3 cuando los orbitales 2s y 2px, 2py y 2pz se hibridan y forman cuatro orbitales sp3.

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