TEMAS DE LAS UNIDADES DE QUIMICA 2

UNIDAD 1
Teoría de octeto
Se dan dos circunstancias particulares de los elementos del grupo 7ª de la tabla periódica. Por una parte los gases nobles son estables en estado natural sin necesidad de alcanzar un estado de menor energía formando un compuesto. Por otra, salvo el helio, todos los elementos de este grupo tienen 8 electrones en su capa exterior.
La observación de estas circunstancias lleva a suponer que dicha configuración electrónica era la más estable. En 1916, Gilbert newton Lewis (1875-1946) introdujo l teoría del octeto, que dice: cuando los átomos reaccionan entre sí, tienden a adquirir la estructura electrónica del gas noble de número atómico más próximo.
Enlace químico: salvo los gases nobles y los metales en estado de vapor, todos los demás compuestos están constituidos por combinaciones de átomos formadas mediante enlaces químicos en los cuales intervienen los electrones más alejados del núcleo, llamados electrones de valencia. Todo enlace químico esta integrado por un par de electrones que, o son compartidos por los átomos, o son cedidos por uno de los átomos de los otros.





Enlace iónico: para comprender este tipo de enlace basta con analizar: la estructura del cloruro de sodio. El sodio tiene un solo electrón en su última capa y el cloro, siete. Si el sodio pierde el último electrón quedaría con la estructura electrónica del neón, el gas noble más próximo en la tabla periodica.por su parte, el cloro puede captar dicho electrón, completando su última capa, con la cual adopta la configuración electrónica de argón. Gracias a este electrón, cedido por el sodio hacia el cloro, este queda con una carga positiva y el cloro, con una carga negativa: se habrán formado iones. Estos iones de cargas opuestas se atraen fuertemente y forman estructuras cristalinas muy estables.
Se denomina electro valencia a la cantidad de electrones que un átomo puede perder o ganar al formar un enlace iónico.

Enlace covalente: en este tipo de enlace, uno o más pares de electrones son compartidos por dos átomos. Cada par de electrones es aterido por ambas núcleos, y por lo tanto, compartido por todos los átomos. A diferencia de lo que ocurre en el enlace iónico, aquí los electrones no se ceden, sino que se comparten.
Si dos átomos comparten un par de electrones se dice que forman un enlace simple; si los pares compartidos son dos, se trata de enlace doble; y si comparten tres pares, de un enlace triple.



Isomería óptica: existe moléculas que coinciden en todas sus propiedades excepto en su capacidad de desviar el plano de luz polarizada. Son los llamados isómeros ópticos. Uno de ellos desvía la luz hacia la derecha, y se designa, dextrógiro, mientras que el otro la desvía en igual magnitud pero hacia la izquierda y se designa levógiro el aparato que aparece en la foto de la derecha en un polarímetro.

Carbono asimétrico: es un átomo de carbono que esta enlazado con cuatro elementos diferentes. Pueden presentarse en algunos compuestos orgánicos, sobre todos en aquellos que están presentes en los seres vivos como los carbohidratos.
La presencia de uno o varios átomos de carbono asimétrico en un compuesto químico es responsable de la existencia de isomería óptica. Cada una de las dos estructuras diferentes que pueden formarse tiene los mismos átomos los mismos enlaces pero no pueden superponerse una sobre otra, como ocurre con las dos manos de una persona.

Puente azufre-azufre: este enlace es muy importante en la estructura, plegamiento y función de las proteínas. El grupo sulfhídrico de la cisteína es muy reactivo. La reacción mas común es una oxidación reversible que forma una difusora, la oxidación de dos moléculas de cisteína forma cisteína, una molécula que contiene un enlace difusor. Cuando dos residuos de cisteína forman entre si, se denomina puente de difusora. El enlace puede producirse en una única cadena para forma un puente intermolecular. Los puentes difusores ayudan a estabilizar muchos poli péptidos y proteínas.








Enantiomorfos: si la imagen especular de uno no puede ser superpuesta con la de otro. Dicho de otra forma un enantiomero es una imagen especular no superponible de si mismo. Tienen las mismas propiedades físicas y químicas, excepto por la interacción con el plano de la luz polarizada o con otras moléculas quirales. Son moléculas quirales la mezcla en cantidades equimorales de cada enantiomero en una solución se denomina mezcla racemica y es ópticamente inactiva. Son isómeros ópticos pues teniendo la misma fórmula molecular solo se diferencian en su acción sobre la luz polarizada. Los Enantiomorfos presentan las mismas propiedades químicas y físicas (excepto su acción sobre la luz polarizada).



Diasteriosomeros: son una clase de estéreos isómeros tales, que no son superponibles pero tampoco imagen especular uno del otro. Es decir no son enantiomero.
Los Diasteriosomeros difieren en sus propiedades físicas y químicas dentro del grupo de los diasteromeros se encuentran los isómeros cis o trans (antes conocidos como isómeros geométricos) los conformes o isómeros conformacionales y en las moléculas con varios centros quirales, los isómeros que pertenecen a distintas parejas de enantiomero. Si una molécula tiene varios centros quirales obtendremos diasteromeros cambiando l configuración absoluta de una de los centros quirales y manteniendo la del resto. La isomería es una propiedad de ciertos compuestos químicos que con igual fórmula química, es decir, iguales proporciones relativas de los átomos que conforman su molécula, presentan estructuras moleculares distintas y, por ello, diferentes propiedades. Dichos compuestos reciben la denominación de isómeros. Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero diferente fórmula estructural y, por tanto, diferentes propiedades. Por ejemplo, el alcohol etílico o etanol y el éter di metílico son isómeros cuya fórmula molecular es C2H6O.


Clasificación de los isómeros en Química orgánica.
Aunque este fenómeno es muy frecuente en Química orgánica, no es exclusiva de ésta pues también la presentan algunos compuestos inorgánicos, como los compuestos de los metales de transición.



La isomería cis-trans (o isomería geométrica) es un tipo de estereoisometría de los alquenos y ciclo alcanos. Se distingue entre el isómero cis, en el que los sustituyentes están en el mismo lado del doble enlace o en la misma cara del cicloalcano, y el isómero trans, en el que están en el lado opuesto del doble enlace o en caras opuestas del cicloalcano.



cis-1,2-dimetilciclopentano y trans-1,2-dimetilciclopentano.
La IUPAC desaconseja el uso del término isomería geométrica.
Notación Z/E


El sistema de nomenclatura cis/trans en alquenos es insuficiente cuando hay tres o más sustituyentes diferentes en el doble enlace. En estos casos se usa el sistema de nomenclatura Z/E, adoptado por la IUPAC que sirve para todos los alquenos. Z proviene del vocablo alemán zusammen que significa juntos y E del vocablo alemán entgegen que significa opuesto. Equivaldrían a los términos cis y trans respectivamente.
Si una configuración molecular es Z o E viene determinado por las reglas de prioridad de Cahn, Ingold y Prelog. Para cada uno de los dos átomos de carbono del doble enlace se determina individualmente cual de los dos sustituyentes tiene la prioridad más alta. Si ambos sustituyentes de mayor prioridad están en el mismo lado, la disposición es Z. En cambio si están en lados opuestos la disposición es E.
Como ejemplo, en la imagen el ácido (Z)-3-amino-2-butenoico y el ácido (E)-3-amino-2-butenoico.










Tautómeros (del griego tauto = igual y griego meros = la parte) se denominan dos isómeros que se diferencian sólo en la posición de un grupo funcional. Entre las dos formas existe un equilibrio químico. En un equilibrio tautomérico hay migración de un grupo o átomo.

Puede clasificarse en:
• Desmotropía o seudomería cuando los tautómeros pueden ser aislados o no.
• Cationotropía o anionotropía cuando el grupo que migra es un catión o un anión respectivamente. El caso en que el grupo migrante sea el catión hidrógeno recibe el nombre de prototropía.



Tetravalencia del carbono

Los átomos de carbono tiene cuatro electrones en su última capa, de modo que formando cuatro enlaces covalentes con otros átomos, consigue completar su octeto.
TIPOS DE ENLACE
- 4 Enlaces sencillos C-H,
- Ángulos de enlace 109º28′
- Orbitales híbridos sp3
- 1 Enlace doble C=C
- Ángulos de enlace de 120º
- Orbitales híbridos sp2
-1 enlace triple
-Ángulo de enlace de 180º
- Orbitales híbridos sp






Un orbital atómico es una determinada solución particular, espacial e independiente del tiempo a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señalan unívocamente a un estado monoelectrónico posible.
Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del electrón, el momento angular orbital y la proyección del mismo sobre el eje z del sistema del laboratorio y se denotan por

El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se utiliza el nombre orbital molecular.
La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza electrónica representado por el modelo de capas electrónico. Este último se ajusta a los elemento según la configuración electrónica correspondiente.





Fuerzas de van der walls : son relativamente débiles comparadas con los enlaces químicos normales, pero juegan un rol fundamental en campos tan diversos como la química. Definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos en medios polares no polares.
Incluyen atracciones entre átomos, moléculas y superficies difieren del enlace covalente y del enlace iónico en que están causados por correlaciones en las polarizaciones fluctuantes de partículas cercanas una consecuencia de la dinámica cuántica.

Puente de hidrogeno: la unión intermolecular por puentes de hidrogeno se produce en moléculas formadas por átomos de hidrogeno y elementos de elevada electronegatividad y tamaño pequeño, como es el caso de flúor, oxigeno o nitrógeno ( que son los únicos elementos cuyos tomos pueden formar puentes de hidrogeno)el par de electrones que forma el enlace esta fuertemente atraído por el átomo ms electronegativo produciéndose una polarización del enlace. Esto proporciona un carga parcial positiva del átomo de hidrogeno y una carga parcial negativa al otro átomo. En virtud de estas cargas pueden establecerse atracción eléctrica entre los hidrógenos de una molécula y los átomos electronegativos de una molécula vecina.