Instrucciones
Usted tiene las siguientes opciones en este simulador para moléculas pequeñas tanto inorgánicas como orgánicas.
- En la parte superior, aparecen los botones 2D y 3D para que pueda observar el modelo en dos o tres dimensiones.
- A continuación se presenta el modelo en dos o tres dimensiones.
- "Search" puede ser utilizado para buscar alguna molécula, escribiendo el nombre en inglés, por ejemplo al escribir, sulphuric acid (ácido sulfúrico).
- Color de fondo, sirve seleccionar el color del fondo del modelo en tres dimensiones.
- Acercar +, acerca el modelo.
- Acercar -, aleja el modelo.
- Girar X, Y, Z, para girar el modelo en tres dimensiones en los ejes x, y, z.
- Alambres, varillas y pelotas y varillas, para cambiar el modelo en tres dimensiones en esas representaciones.
- Energía, aparce en la parte superior la energía de la molécula en kJ/mol o kcal/mol.
- Minmizar por MMFF94, normalmente las estructuras iniciales que se crean en los simuladores poseen energías mucho mayores a las que tendría un objeto real, por esta razón, se utilizan algoritmos para calcular las posiciones y fuerzas originales, con el objetivo de minimizarlas y que sean más realistas.
- Arrastrar Minimizar, usted puede arrastrar un átomo, soltarlo y entonces el sistema hace un cálculo de minimización de energía.
- Simetría, muestra los planos de simetría en la molécula.
- Editar, puede editar la molécula agragando o quitando átomos y enlaces.
- Superficie VDW, La superficie de van der Waals de una molécula es una representación abstracta o modelo de esa molécula, que ilustra dónde, en términos muy generales, podría haber una superficie para la molécula en función de los cortes duros de los radios de van der Waals para átomos individuales, y representa una superficie a través de la cual la molécula podría concebirse interactuando con otras moléculas.
- PEM es el mapa de potencial electrostático.
- Carga parcial calcula la carga parcial de cada átomo.
- Tetraedros, para el caso que exista alguna átomo tetraédrico.
- Dipolos enlaces, para ver el los dipolos de todos los enlaces.
- Dipolo molecular, para ver el momento dipolar resultante de toda la molécula.
- Hibridación sp, sp2 y sp3, para ver la hibridacion del átomo de carbono.
- Anillo aromático, muestra los anillos aromáticos.
- Heteroátomo, muestra los heteroátomos en heterociclos.
- C quiral (nomenclatura R/S) y E/Z para isomería geométrica en alquenos, los descriptores R/S permiten indicar en un compuesto orgánico la configuración (la disposición espacial de los sustituyentes) de un carbono o centro quiral, estereocentro o centro estereogénico, que es el caso de un átomo de carbono con cuatro sustituyentes diferentes. Se añade R o S entre paréntesis como prefijo delante del nombre de la molécula orgánica. En caso de ser más de uno el centro estereogénico, separados por coma se indica el descriptor R o S de cada uno, precedido del número o localizador que identifica su posición.
- Invertir R/S, para cambiar la quiralidad.
- Nomenclatura E/Z en Alquenos, el sistema tradicional para nombrar los isómeros geométricos de un alqueno, en el que los mismos grupos están dispuestos de manera diferente, es nombrarlos como cis o trans. Sin embargo, es fácil encontrar ejemplos donde el sistema cis-trans no se aplica fácilmente.
- N electrones, O electrones y S electrones, para ver los electrones libres del nitrógeno, oxígeno y azufre.
- C primario, C secundario, C terciario, C cuaternario, identifica la clasificación de los átomos de carbono.
- Dadores y aceptores de puentes de hidrógeno, señala los átomos que pueden dar o aceptar puentes de hidrógeno
- Botón 2D, cuando escoge el botón 2D, la aplicación tiene su propio menú y quedan inhabilitados todos los botones 3D.
Introducción a la Química Orgánica
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Los niveles relativos de energía de los orbitales atómicos y moleculares se muestran típicamente en un diagrama de orbitales moleculares. Para una molécula diatómica, los orbitales atómicos de un átomo se muestran a la izquierda, y los del otro átomo se muestran a la derecha. Cada línea horizontal representa un orbital que puede contener dos electrones. Los orbitales moleculares formados por la combinación de los orbitales atómicos se muestran en el centro. Las líneas discontinuas muestran cuáles de los orbitales atómicos se combinan para formar los orbitales moleculares. Para cada par de orbitales atómicos que se combinan, un orbital molecular de menor energía (unión) y uno orbital de mayor energía (antienlazante). Por lo tanto, podemos ver que la combinación de los seis orbitales atómicos 2p da como resultado tres orbitales de enlace (uno σ y dos π) y tres orbitales antienlazantes (uno σ* y dos π*).
Se predice la distribución de electrones en estos orbitales moleculares al llenar los orbitales de la misma manera que llenamos los orbitales atómicos, según el principio de Aufbau. Los orbitales de menor energía se llenan primero, los electrones se dispersan entre los orbitales degenerados (antienlace) antes del emparejamiento, y cada orbital puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos. Del mismo modo que escribimos configuraciones electrónicas para los átomos, podemos escribir la configuración electrónica molecular al enumerar los orbitales con superíndices que indican la cantidad de electrones presentes. Para mayor claridad, colocamos paréntesis alrededor de los orbitales moleculares con la misma energía. En este caso, cada orbital tiene una energía diferente, por lo que los paréntesis separan cada orbital. Por lo tanto, cabría esperar que una molécula diatómica o un ion que contiene siete electrones (como Be2+) tuviera la configuración de electrón molecular .
Diagrama de orbitales moleculares del Be2+
Orden de enlace
El diagrama del orbital molecular lleno muestra el número de electrones en los orbitales moleculares de unión y antienlazamiento. La contribución neta de los electrones a la fuerza de enlace de una molécula se identifica determinando el orden de enlace que resulta del llenado de los orbitales moleculares por electrones. Cuando usamos estructuras de Lewis para describir la distribución de electrones en moléculas, definimos el orden de enlace como el número de pares de electrones entre dos átomos. Por lo tanto, un enlace simple tiene un orden de enlace de 1, un enlace doble tiene un orden de enlace de 2 y un enlace triple tiene un orden de enlace de 3. Definimos el orden de enlace de manera diferente cuando usamos la descripción orbital molecular de la distribución de electrones. pero el orden de enlace resultante suele ser el mismo. La técnica OM es más precisa y puede manejar casos cuando falla el método de estructura de Lewis, pero ambos métodos describen el mismo fenómeno. En el modelo orbital molecular, un electrón contribuye a una interacción de unión si ocupa un orbital de unión y contribuye a una interacción antienlazante si ocupa un orbital antienlazante. El orden de enlace se calcula restando los electrones desestabilizadores (antienlazantes) de los electrones estabilizadores (de enlace). Como un enlace consiste en dos electrones, lo dividimos por dos para obtener el orden de enlace.
Podemos determinar el orden de los bonos con la siguiente ecuación:
El orden de un enlace covalente es una guía para su fortaleza; un enlace entre dos átomos dados se vuelve más fuerte a medida que aumenta el orden de los enlaces. Si la distribución de electrones en los orbitales moleculares entre dos átomos es tal que el enlace resultante tendría un orden de enlace de cero, no se forma un enlace estable. A continuación, observamos algunos ejemplos específicos de diagramas OM y órdenes de enlace.
Una molécula de hidrógeno (H2) se forma a partir de dos átomos de hidrógeno. Cuando los orbitales atómicos de los dos átomos se combinan, los electrones ocupan el orbital molecular de energía más baja, el orbital de unión σ1s. Una molécula de hidrógeno, H2, se forma fácilmente porque la energía de una molécula de H2 es menor que la de dos átomos de H. El orbital σ1s que contiene ambos electrones tiene menor energía que cualquiera de los dos orbitales atómicos 1s. Un orbital molecular puede contener dos electrones, por lo que ambos electrones en la molécula H2 se encuentran en el orbital de enlace σ1s; la configuración electrónica es σ1s2.
Representamos esta configuración mediante un diagrama de energía orbital molecular en el que una flecha hacia arriba indica un electrón en un orbital, y dos flechas (hacia arriba y hacia abajo) indican dos electrones de giro opuesto.
¡Atención!
Simulador de Orbitales Moleculares del H2
Moléculas diatómicas del segundo periodo
Ocho posibles moléculas diatómicas homonucleares podrían estar formadas por los átomos del segundo período de la tabla periódica: Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2 y Ne2. Sin embargo, podemos predecir que la molécula Be2 y la molécula Ne2 no serían estables. Podemos ver esto mediante una consideración de las configuraciones de electrones moleculares. Prevemos configuraciones de electrones de orbitales moleculares de valencia del mismo modo que predecimos las configuraciones electrónicas de los átomos. Los electrones de valencia se asignan a los orbitales moleculares de valencia con las energías más bajas posibles. De acuerdo con la regla de Hund, cada vez que hay dos o más orbitales moleculares degenerados, los electrones llenan cada orbital de ese tipo individualmente antes de que se produzca un emparejamiento de electrones. Como vimos en la teoría del enlace de valencia, los enlaces σ son generalmente más estables que los enlaces π formados a partir de orbitales atómicos degenerados. De manera similar, en la teoría de orbitales moleculares, los orbitales σ son usualmente más estables que los orbitales π. Sin embargo, este no es siempre el caso. Los MO para los orbitales de valencia del segundo período se muestran en la Figura. Al observar los orbitales moleculares Ne2, vemos que el orden es consistente con el diagrama genérico que se muestra en la sección anterior. Sin embargo, para los átomos con tres o menos electrones en los orbitales p (Li a N) observamos un patrón diferente, en el que el orbital σp es más alto en energía que el conjunto πp. Obtenga el diagrama de orbitales moleculares para un ion diatómico homonuclear mediante la adición o sustracción de electrones del diagrama de la molécula neutra.
Este cambio en el orden orbital ocurre debido a un fenómeno llamado entrelazamiento de orbiales s-p. Esto no crea nuevos orbitales; simplemente influye en las energías de los orbitales moleculares existentes.
Entrelazamiento de orbitales
Configuraciones electrónicas y orden de enlace de moléculas diatómicas
Guía de Estudio
Guía de Estudio: Diagramas de Orbitales Moleculares y Orden de Enlace
Esta guía te ayudará a revisar tu comprensión de los conceptos clave.
Resumen del Material de Origen
Esta guía de estudio está diseñada para revisar tu comprensión de los diagramas de orbitales moleculares (OM) y el concepto de orden de enlace, tal como se presentan en el material de origen "Diagramas y Órdenes de Enlace de Orbitales Moleculares". El texto explica cómo se construyen los diagramas OM para moléculas diatómicas, la distribución de electrones en estos orbitales siguiendo los principios de Aufbau y la regla de Hund, y cómo se calcula el orden de enlace a partir de las configuraciones electrónicas moleculares. Se discuten ejemplos como H2 y moléculas diatómicas homonucleares del segundo período, destacando el fenómeno del entrelazamiento de orbitales s-p que afecta el orden energético de los orbitales p.