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.
- 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 de la moléculas.
- 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
Para casi cualquier molécula existente, se puede escribir su estructura de Lewis, predecir la geometría del par de electrones, predecir la geometría molecular, e incluso ir muy cerca en la predicción de los ángulos de enlace. Sin embargo, una de las moléculas más importantes que conocemos, la molécula de oxígeno O2, presenta probleas respecto de su estructura de Lewis. Deberíamos escribir la estructura de Lewis del O2 como aparece a continuación:
Esta estructura electrónica cumple todas las reglas de la teoría de Lewis. Hay un doble enlace O=O, y cada átomo de oxígeno tiene 8 electrones alrededor. Sin embargo, esta teoría esta en contradicción con el comportamiento magnético del oxígeno. El O2 no es magnético, pero es atraído a los campos magnéticos. Así, cuando se vierte oxígeno líquido en un imán fuerte, se acumula entre los polos del imán y desafía la gravedad. Tal atracción a un campo magnético se llama paramagnetismo, y surge en moléculas que tienen electrones desapareados. Y, sin embargo, la estructura de Lewis de O2 indica que todos los electrones están emparejados. ¿Cómo explicamos esta discrepancia?
La susceptibilidad magnética mide la fuerza que experimenta una sustancia en un campo magnético. Cuando comparamos el peso de una muestra con el peso medido en un campo magnético, las muestras paramagnéticas que son atraídas por el imán parecerán más pesadas debido a la fuerza ejercida por el campo magnético. Podemos calcular la cantidad de electrones desapareados en función del aumento de peso.
Un balanza de Gouy compara la masa de una muestra en presencia de un campo magnético con la masa con el electroimán apagado para determinar el número de electrones desapareados en una muestra.
Paramagnetismo
Los experimentos muestran que cada molécula de O2 tiene dos electrones desapareados. El modelo de estructura de Lewis no predice la presencia de estos dos electrones desapareados. A diferencia del oxígeno, el peso aparente de la mayoría de las moléculas disminuye ligeramente en presencia de un campo magnético no homogéneo. Los materiales en los que se emparejan todos los electrones son diamagnéticos y repelen débilmente un campo magnético. Los materiales paramagnéticos y diamagnéticos no actúan como imanes permanentes. Solo en presencia de un campo magnético aplicado demuestran atracción o repulsión.
Los experimentos muestran que cada molécula de O2 tiene dos electrones desapareados. El modelo de estructura de Lewis no predice la presencia de estos dos electrones desapareados. A diferencia del oxígeno, el peso aparente de la mayoría de las moléculas disminuye ligeramente en presencia de un campo magnético no homogéneo. Los materiales en los que se emparejan todos los electrones son diamagnéticos y repelen débilmente un campo magnético. Los materiales paramagnéticos y diamagnéticos no actúan como imanes permanentes. Solo en presencia de un campo magnético aplicado demuestran atracción o repulsión.
La teoría de orbitales moleculares (teoría MO) proporciona una explicación de los enlaces químicos que explica el paramagnetismo de la molécula de oxígeno. También explica las violaciones de la regla del octeto que son difíciles de describir con las estructuras de Lewis. Además, proporciona un modelo para describir las energías de los electrones en una molécula y la ubicación probable de estos electrones. A diferencia de la teoría de enlace de valencia, que utiliza orbitales híbridos asignados a un átomo específico, la teoría MO utiliza la combinación de orbitales atómicos para producir orbitales moleculares que se deslocalizan sobre la molécula completa en lugar de localizarse en sus átomos constituyentes. La teoría MO también nos ayuda a entender por qué algunas sustancias son conductores eléctricos, otras son semiconductores y otras son aislantes. La siguiente Tabla resume los puntos principales de las dos teorías de enlaces complementarias. Ambas teorías proporcionan formas diferentes y útiles de describir la estructura molecular.
| Teoría de Enlace Valencia | Teoría de Orbital Molecular |
|---|---|
| considera los enlaces localizados entre pares de átomos | considera los electrones deslocalizados en toda la molécula |
| forma enlaces por traslape de orbitales atómicos (s, p, d…) y orbitales híbridos (sp, sp2, sp3…) | combina orbitales atómicos para formar orbitales moleculares (σ, σ*, π, π*) |
| forma enlaces σ o π | produce interacciones de enlace y antienlaces basas en qué orbitales se llenan |
| predice la forma molecular basada en el número de regiones de densidad electrónica | predice el arreglo de electrones en la molécula |
| necesita múltiples estructuras para describir la resonancia | |
La teoría del orbital molecular describe la distribución de electrones en las moléculas de forma muy parecida a como se describe la distribución de los electrones en los átomos utilizando orbitales atómicos. Usando la mecánica cuántica, el comportamiento de un electrón en una molécula se describe mediante una función de onda, Ψ, análoga al comportamiento en un átomo. Al igual que los electrones alrededor de los átomos aislados, los electrones alrededor de los átomos en las moléculas se limitan a energías discretas (cuantificadas). La región del espacio en la que es probable que se encuentre un electrón de valencia en una molécula se denomina orbital molecular (Ψ2). Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular está lleno cuando contiene dos electrones con giro opuesto.
Consideraremos los orbitales moleculares en moléculas compuestas por dos átomos idénticos (H2 o Cl2, por ejemplo). Tales moléculas se llaman moléculas diatómicas homonucleares. En estas moléculas diatómicas, se producen varios tipos de orbitales moleculares.
El proceso matemático de combinar orbitales atómicos para generar orbitales moleculares se denomina combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO). La función de onda describe las propiedades onduladas de un electrón. Los orbitales moleculares son combinaciones de funciones de onda de orbitales atómicos. La combinación de ondas puede generar interferencia constructiva, en la que los picos se alinean con los picos o la interferencia destructiva, en la que los picos se alinean con los canales. En los orbitales, las ondas son tridimensionales, y se combinan con ondas en fase que producen regiones con una mayor probabilidad de densidad de electrones y ondas que producen ondas fuera de fase, o regiones sin densidad de electrones.
(a) Cuando las ondas en fase se combinan, la interferencia constructiva produce una onda con mayor amplitud. (b) Cuando las ondas fuera de fase se combinan, la interferencia destructiva produce una onda con menos (o sin) amplitud.
Hay dos tipos de orbitales moleculares que pueden formarse a partir de la superposición de dos orbitales atómicos en átomos adyacentes. Los dos tipos se ilustran a continuación. La combinación en fase produce un orbital molecular σs de energía más baja (leído como "sigma-s excitado") en el que la mayor parte de la densidad de electrones está directamente entre los núcleos. La adición fuera de fase (que también puede considerarse como una sustracción de las funciones de onda) produce un orbital molecular σs* de mayor energía (leer como "sigma-s-exitado") en el que hay un nodo entre los núcleos. El asterisco significa que el orbital es un orbital antienlazante. Los electrones en un orbital σs son atraídos por ambos núcleos al mismo tiempo y son más estables (de menor energía) que lo que serían en los átomos aislados. Agregar electrones a estos orbitales crea una fuerza que mantiene unidos a los dos núcleos, por lo que llamamos orbitales de unión a estos orbitales. Los electrones en los orbitales σs*están ubicados lejos de la región comprendida entre los dos núcleos. La fuerza de atracción entre los núcleos y estos electrones separa los dos núcleos. Por lo tanto, estos orbitales se llaman orbitales antienlazantes. Los electrones llenan el orbital de enlace de energía más baja antes del orbital antienlazante de mayor energía, del mismo modo que llenan los orbitales atómicos de menor energía antes de que llenen los orbitales atómicos de mayor energía.
Orbitales moleculares a partir de orbitales atómicos s
En los orbitales p, la función de onda da lugar a dos lóbulos con fases opuestas, análoga a cómo una onda bidimensional tiene ambas partes por encima y por debajo del promedio. Indicamos las fases sombreando los lóbulos orbitales de diferentes colores. Cuando los lóbulos orbitales de la misma fase se superponen, la interferencia de onda constructiva aumenta la densidad de electrones. Cuando las regiones de fase opuesta se superponen, la interferencia de onda destructiva disminuye la densidad de electrones y crea nodos. Cuando los orbitales p se superponen de extremo a extremo, crean orbitales σ y σ *. Si dos átomos están ubicados a lo largo del eje x en un sistema de coordenadas cartesianas, los dos orbitales px se superponen de extremo a extremo y forman σpx y σpx* (antienlazante) (leída como "sigma-px" y "Sigma-px excitado", respectivamente). Al igual que con la superposición s-orbital, el asterisco indica el orbital con un nodo entre los núcleos, que es un orbital antienlazante de mayor energía.
Orbitales moleculares a partir de orbitales atómicos p
La superposición lado a lado de dos orbitales p da lugar a un orbital molecular de enlace pi (π) y un orbital molecular antienlazante π*, como se muestra a continuación. En la teoría de enlace de valencia, describimosa los enlaces π como aquellos que contienen un plano nodal. En la teoría de orbitales moleculares, describimos el orbital π de esta misma forma. Los electrones en este orbital interactúan con ambos núcleos y ayudan a mantener unidos a los dos átomos, lo que lo convierte en un orbital de unión. Para la combinación fuera de fase, se crean dos planos nodales, uno a lo largo del eje internuclear y uno perpendicular entre los núcleos.
Orbitales moleculares π
Forma de los orbitales moleculares
La teoría de orbitales moleculares proporciona la respuesta de por qué el oxígeno es paramagnético. El diagrama de orbitales moleculares es el siguiente:
Forma de los orbitales moleculares
y sus orbitales moleculares quedan como sigue a continuación:
