Evolución de los Modelos Atómicos y Fundamentos de Química Orgánica

Limitaciones del Modelo de Rutherford

Los átomos no pueden ser como propone Rutherford, ya que, según la teoría electromagnética, cualquier carga eléctrica que gire debe ir perdiendo energía; por lo tanto, los electrones terminarían precipitándose sobre el núcleo.

Modelo Atómico de Bohr

Espectros atómicos

• Emisión: Conjunto de ondas electromagnéticas emitidas por los átomos de un elemento a cierta temperatura (discontinuos).
• Absorción: Ondas absorbidas (discontinuos).

Postulados

• Los electrones solo pueden encontrarse en unas órbitas permitidas.
• A cada órbita le corresponde una energía y los electrones de las órbitas no emiten energía.
• Los electrones pueden pasar de unas órbitas permitidas a otras. Si el electrón pasa a órbitas internas, la energía emitida es: E = diferencia de energía entre las órbitas (E_final - E_inicial).

Defectos

Los espectros atómicos se desdoblan en rayas muy próximas entre sí.

Modelo Atómico de Bohr-Sommerfeld

Sommerfeld indica: salvo la primera órbita que está permitida, las demás órbitas del modelo de Bohr constan de varias subórbitas de energías muy parecidas (cuando se realizaba un salto, en realidad se producían varios saltos de energías muy parecidas).

Modelo Mecanocuántico

Principio de indeterminación o incertidumbre de Heisenberg

Fórmula: Δx · Δmv ≥ h/2π

Representa el producto de los errores que se cometen al medir la posición y la cantidad de movimiento de un móvil.

Orbital

Zona alrededor del núcleo donde existe una alta probabilidad de que se encuentre determinado electrón.

Distribución de los electrones en los orbitales

• Principio de mínima energía: Los electrones en un átomo tratan de colocarse en los orbitales con la mínima energía posible.
• Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no puede haber dos o más electrones con los mismos números cuánticos. Esto trae como consecuencia que en cada orbital puede haber como máximo dos electrones y con espines opuestos.
• Principio de la máxima multiplicidad (Hund): En el caso de haber varios orbitales con la misma energía, no se llena ninguno de ellos hasta que en todos haya al menos un electrón.

Isomería

Compuestos diferentes con la misma fórmula molecular.

Tipos de Isomería

• Plana: Diferentes isómeros se distinguen de otros mediante la fórmula semidesarrollada.
• Espacial: Dos carbonos mediante un doble enlace y cada uno unido a un mismo átomo o grupo de átomos (Cis: mismo lado; Trans: lado contrario ante el isómero).

Hidrocarburos

Compuestos orgánicos formados por átomos de carbono e hidrógeno.

• Cadena abierta (alcanos) y cadena cerrada (ciclos).

Funciones Oxigenadas

Compuestos con átomos de oxígeno (O):

Alcohol, fenol, éter, aldehído, cetona, ácido carboxílico y éster.