Cap 1 PQ 212 by Carlos Timana

Química Orgánica Lic. Carlos Timaná de La Flor

Consideraciones previas para el uso de este material El material que ponemos a su disposición es un soporte visual en formato ppt de fragmentos de clases de Química Orgánica. No constituye “la teoría” sobre el tema, ni el listado completo de temas a manejar. Se trata solamente de material visual utilizado en clase, que pudo haber incluido también trabajo con transparencias, en el pizarrón, en forma oral, discusión de problemas de la guía o agregados, uso de libros, etc. El propósito de facilitar este material ahora es proveer un ayuda-memoria de los temas analizados en la clase. Pero debe estudiar de los libros y otras fuentes confiables, con otra guía acerca de los énfasis, los enfoques, las conexiones temáticas, etc.

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“La Química Orgánica actual es suficiente para volverle a uno loco; me produce la impresión de una primitiva selva tropical atestada de las cosas más curiosas, una maleza ilimitada y monstruosa sin salida posible y en la que da pánico entrar” Un desesperado y melancólico F. Wöhler, en carta dirigida a J. Berzelius (1835)

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“La síntesis orgánica es fuente de emoción, provocación y aventura, y puede ser también un noble arte, pues es un área de la investigación científica en la que hay ilimitadas posibilidades para la imaginación” R.B. Woodward en una conferencia dictada en Bombay, 1963 (a R.B. Woodward se le concedió el Nóbel de Química en 1965 “por su meritoria contribución al arte de la síntesis orgánica”)

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Capítulo 1

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1. ¿QUÉ ES LA QUÍMICA ORGÁNICA? La Química Orgánica es la parte de la química que estudia los Compuestos de Carbono Más del 95% de las sustancias químicas conocidas son y más de la mitad de los compuestos del carbonoquímicos actuales en el mundo se denominan a sí mismos químicos orgánicos.

Todos los compuestos responsables de la vida (ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares, lípidos, vitaminas, etc.) son sustancias orgánicas. La vida en la tierra se debe al carbono.

La industria química (fármacos, polímeros, pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel muy importante en la economía mundial e incide en muchos aspectos de nuestra vida diaria con sus productos. Lic. Carlos Timaná de La Flor

2. ¿QUÉ COMPRENDE LA QUÍMICA ORGÁNICA? El estudio de los compuestos de carbono comprende varias facetas, de las que las más importantes son:

ESTRUCTURA Técnicas de elucidación estructural

Intelectualmente es muy estimulante puesto que:

REACTIVIDAD Mecanismos de reacción

Posee una estructura muy lógica. Hace un uso considerable de símbolos lógicos. Utiliza el principio de analogía y el razonamiento deductivo. Se caracteriza por un cierto contenido artístico.

SÍNTESIS Diseño de métodos eficientes APLICACIONES Desarrollo industrial, biológico, médico...

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3. PROPIEDADES DEL ATOMO DE CARBONO Las propiedades de los compuestos orgánicos dependen de las propiedades del átomo de carbono.  Electronegatividad intermedia (2.5) Enlace covalente con metales como con no metales  Posibilidad de unirse a sí mismo formando cadenas (Autosaturación)  Tamaño pequeño lo que le posibilita formar enlaces dobles y triples  Tetravalencia : forma 4 enlaces covalentes. (los orbitales s, px, py, pz se mezclan por hibridación) El enlace covalente es la unión que como resultado de la compartición de uno o más pares de electrones se establece entre dos átomos. Pueden ser simples, dobles, triples.

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

Enlace simple: Los cuatro pares de electrones se comparten con cuatro átomos distintos. Ejemplo: CH4 CH3–CH3



Enlace doble: Hay dos pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Ejemplo: H2C=CH2



H2C=O

Enlace triple: Hay tres pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Ejemplo: HCCH

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CH3 – CN

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4. ELEMENTOS ORGANÓGENOS En la siguiente tabla periódica se resume, de una forma muy cualitativa, la ocurrencia de los átomos que están presentes en los compuestos orgánicos según el tamaño de su símbolo.

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5. REPRESENTACIÓN DE MOLECULAS ORGÁNICAS 5.1. FÓRMULA EMPIRICA Y MOLECULAR La fórmula empírica es la forma mas simple de representar la proporción de los átomos o elementos de un compuesto, utilizando números enteros pequeños. La fórmula molecular es la fórmula real del compuesto, y es un múltiplo de la fórmula empírica. Empírica Molecular

Ej. CH2O Ej. C3H6O3

No sirven para identificar compuestos

Problema: Sabemos que un compuesto orgánico tiene de fórmula empírica C2H5N y su masa molecular aproximada es de 130 g/mol. ¿Cuál será su fórmula molecular? Rpta: C6H15N3 Lic. Carlos Timaná de La Flor

Problema Se queman en un tubo de combustión 0,580 g de un compuesto orgánico, y se obtienen 1,274 g de CO2 y 0,696 g de H2O. Al volatilizar 0,705 g del compuesto ocupan 295 mL medidos sobre agua a 28ºC y 767 mmHg. La presión de vapor del agua a 28ºC es de 28,3 mmHg. Averiguar la fórmula molecular del compuesto. Masas atómicas: C = 12 ; O = 16 ; H = 1 Tren de combustión Horno a 800 ºC O2

muestra + CuO absorbente absorbente de CO2 de H2O Ascarita Dehidrita Mg(ClO4)2 NaOH sobre asbesto

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Se pesan los tubos absorbentes, previamente tarados y se calcula la masa de H2O y CO2

5.2. FÓRMULAS ESTRUCTURALES FÓRMULAS DESARROLLADAS (Expandidas): Se representan

todos los átomos por sus símbolos y los enlaces que los unen por trazos

H H H C C C C C C H H H H

H H H H C C O H H C C Br H H H

C6H8

C4H9BrO

Fórmulas Globales

C H

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C H

H H H H H H C C C H Br C O H H

FÓRMULAS SEMIDESARROLLADAS (Semiexpandidas o Semicondensadas):

Se omiten los enlaces con los hidrógenos y se indica el número de estos con un subíndice. A veces también se omiten los enlaces sencillos C-C

H H H C C C C C C H H H H H

H2C CH CH2 CH2 C CH H2C CHCH2CH2C

C6H8

C H

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C H

H2C=CH-CH=CH-CH=CH2 H2C=CHCH=CHCH=CH2

FÓRMULAS SIMPLIFICADAS, TOPOLOGICAS O LINEOANGULAR:

Se representan las cadenas carbonadas mediante líneas en zig-zag en las que cada segmento representa un enlace y cada punto de unión un átomo de carbono Se omiten los átomos de hidrógeno unidos a carbono, pero sí se incluyen los heteroátomos y sus hidrógenos Los dobles y triples enlaces se representan con dos y tres segmentos y teniendo en cuenta los ángulos de enlace.

H H H C C C C C C H H H H H

C6H8

H Lic. Carlos Timaná de La Flor

C H

H H

H O

Br H H

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H H H

FÓRMULAS EN PERSPECTIVA

Las estructuras de los compuestos químicos son tridimensionales (Csp3 tetraédrico) Csp3

EN EL PLANO

E D

(tetraédrica)

DEBAJO DEL PLANO

ENCIMA DEL PLANO

En las representaciones en perspectiva se utilizan: •TRAZOS CONTÍNUOS Y GRUESOS para indicar los enlaces que se proyectan fuera del plano y hacia delante (por encima del plano del dibujo) •TRAZOS DISCONTÍNUOS Y DE GROSOR NORMAL para enlaces que están dirigidos hacia atrás (por debajo del plano del dibujo) •TRAZOS CONTÍNUOS DE GROSOR NORMAL para todo lo que está contenido en el plano del papel

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REPRESENTACIONES MIXTAS se recurre a ellas muchas veces por conveniencia o simplicidad cuando interesa resaltar la estructura de algún punto de la molécula :O:

O C

COOH

.. OH ..

CH(CH3)2 i

H3C

CH3

CH3 CH3

H H

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CH3

6. TIPOS DE CADENAS CARBONADAS Título del diagrama

TIPOS DE CADENAS ABIERTAS (alifaticas) LINEALES

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RAMIFICADAS

CERRADAS

ALICICLICAS

AROMATICAS

7. TIPOS DE CARBONO E HIDRÓGENO Tipos de Carbono

CH4 no entra en esta clasificación

Tipos de Hidrógeno H1º  unido a C1º H2º  unido a C2º H3º  unido a C3º

¿Por que es importante este tipo de clasificación? El tipo de carbono o hidrógeno que interviene en una reacción determina el Lic. Carlos Timaná de La Flor camino o mecanismo de reacción y la rapidez a la cual ésta se lleva a cabo.

8. SERIES HOMOLOGAS y GRUPOS FUNCIONALES 

Serie homóloga: “Es un grupo de compuestos en los que la única diferencia formal entre sus miembros se encuentra en el número de grupos metileno, ‐ CH2‐, que contiene”

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Grupo funcional: “Es un átomo o grupo de átomos unidos de manera característica y que determinan, preferentemente, las propiedades del compuesto en que están presentes”.

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Compuestos nitrogenados

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Para trabajar correctamente una molécula que contiene grupos funcionales lo primero que hay que hacer es identificarlos: Clase

Grupo funcional

Ejemplo

alcanos

ninguno

CH3-CH3 Etano CH3CH=CH2 Propeno

alquenos

CH3-C≡C-CH3 2-Butino

alquinos haluros de alquilo

-halógeno

CH3-CH2-Br Bromuro de etilo

(homo) aromáticos Tolueno

(hetero) aromáticos Lic. Carlos Timaná de La Flor

3-Metilpiridina

Clase

Grupo funcional

Alcoholes

R- OH

Fenoles Éteres aldehídos

cetonas

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OH -O-

Ejemplo CH3-CH2-OH Etanol Ph-OH Fenol CH3-CH2-O-CH2-CH3 Dietiléter Etanal

Propanona

Clase

Grupo funcional

Ejemplo

ácidos carboxílicos

Ácido acético

ésteres Acetato de etilo

amidas Acetamida

haluros de acilo anhídridos Cloruro de acetilo

aminas

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R–NH2 (primaria) R–NHR’ (secundaria) R–NR’R’’ (terciaria)

(primaria)

Anhídrido acético

(secundaria)

(terciaria)

Clase

Grupo funcional

Ejemplo

nitrilos

-CN

CH3CN

nitroderivados

-NO2

Acetonitrilo

CH3NO2

Nitrometano

iminas Metilimina de la propanona

tioles

-SH

CH3-CH2-SH

sulfuros

-S-

(CH3)2S

sulfonas

-SO2-

CH3SO2CH3

ácidos sulfónicos

-SO2-OH

CH3CH2CH2SO2OH

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Etiltiol

Dimetilsulfuro Dimetilsulfona

Ácido propanosulfónico

Problema Identifica las funciones presentes en cada caso

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9. ASPECTOS BÁSICOS DE NOMENCLATURA Una vez reconocidos los grupos funcionales que contiene una molécula, para nombrarla, hay que determinar cuál es la función principal, según el siguiente orden de prioridad: 1.‐ Ácidos (carboxílicos > sulfónicos) 2.‐ Derivados de ácidos (anhídridos > ésteres > haluros de acilo > amidas > nitrilos) 3.‐ Aldehídos > cetonas 4.‐ Alcoholes > fenoles > tioles 5.‐ Aminas 6.‐ Éteres > tioéteres 7.‐ Alquenos > alquinos La función principal determina: ‐ el nombre del compuesto ‐ la cadena carbonada principal, que debe ser la más larga posible que contenga la función principal ‐ los números localizadores de los sustituyentes y funciones secundarias

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REGLAS DE NOMENCLATURA La nomenclatura de compuestos orgánicos puede llegar a ser extraordinariamente compleja. En esta lección sólo se pretende dar unas nociones muy elementales de la misma. La IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) dicta las normas que se encuentran recogidas en libros especializados. Pero en un curso de iniciación a la Química Orgánica es imprescindible que el alumno llegue a dominar las reglas elementales. Se podrán incluso admitir ciertos errores leves, siempre y cuando la proposición de un nombre conduzca de manera inequívoca a una fórmula química concreta. Como en cualquier otro idioma científico, la ambigüedad es inadmisible si se quiere tener una comunicación precisa. Las moléculas orgánicas constan de un esqueleto carbonado y de unas funciones, generalmente con heteroátomos, que determinan sus propiedades químicas. Lo primero que hay que saber, por tanto, es nombrar las cadenas carbonadas. DOCUMENTO Lic. Carlos Timaná de La Flor

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Grupos Alquilo Artificio químico. No son especies químicas. Provienen de sustraer un H a un hidrocarburo saturado. -H

CH4 metano

CH3 metil(o)

-H

CH3CH3 etano

CH3CH2CH3

CH3CH2CHCH3

secbutil(o)

CH3 CH3

n-propil(o) CH3CHCH3

propano

n-butil(o)

CH3CH2 etil(o) CH3CH2CH2

-H

CH3CH2CH2CH2

isopropil(o)

CH3

tertbutil(o)

CH2

neopentil(o)

CH3 CH3

C CH3

PRINCIPALES GRUPOS ALQUILO Grupo

CH3–

C 2H 5–

CH3CH2CH2–

NomLic. Carlos TimanáEtil de La Flor Propil Metil bre

(CH3)2CH–

Isopropill

CH3CH2CH2CH2–

(CH3)2CHCH2–

CH3CH2CH(CH3)–

Butil

Isobutil

sec-Butil

(CH3)3C–

tertButil

R– Alquil

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1. ENLACE COVALENTE El enlace covalente es la unión que explica el mantenimiento de la unidad estructural de un compuesto orgánico. Además de este enlace intramolecular se pueden dar entre las moléculas una serie de interacciones, mucho más débiles que el enlace covalente, pero que a menudo son las responsables de las propiedades físicas de los compuestos orgánicos: las interacciones intermoleculares.

¿Porqué se forman los enlaces químicos? Debido a que los agregados finales tienen menos energía que los átomos por separado Cuando el agregado tiene una energía inferior en unos 40 kJ/mol (10 kcal/mol) decimos que se ha formado enlace químico.

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2. TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR GEOMETRÍA MOLECULAR

TEORÍA OCTETO ELECTRÓNICO Lewis ENLACE‐VALENCIA Heitler‐London ORBITAL MOLECULAR Mulliken‐Hund

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Compartición de electrones

Solapamiento de O.A.

Formación de O.M.

Método de repulsión de electrones de la capa de valencia

Hibridación de O.A.

Orbitales moleculares

3. TEORÍA DE LEWIS Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico, similar a los gases nobles (estables)

Átomos en estado basal

Moléculas Diatómicas

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Reglas para trazar estructuras de Lewis 



Representación sencilla de compuestos que facilitan el recuento de e‐ de valencia y permite predecir estabilidad. Pasos:  Ubicar el átomo central. Nunca el H  Contar e‐ de valencia  Formar enlaces entre átomo central y periféricos (hasta octeto)  Los demás e‐ son pares no compartidos para completar octetos Gilbert Newton Lewis (1875‐1946) Físico y químico USA.

MÁS EJEMPLOS

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CONVENCIÓN DE LAS FLECHAS CURVAS (Curly arrows) PARA EL MOVIMIENTO DE LOS ELECTRONES Es práctica habitual que los movimientos electrónicos que tienen lugar durante la reacción se indiquen con flechas curvas (curly arrows). En general se usan dos tipos de flechas:

Una flecha con la cabeza completa indica el desplazamiento de un par de electrones

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Una flecha con media cabeza (anzuelo) indica el desplazamiento de un electrón

NOTA En el establecimiento de las estructuras de Lewis es muy importante tener en cuenta tres aspectos 1.‐ Asignar cargas formales a los átomos 2.‐ Hay átomos que no cumplen la regla del octeto 3.‐ Valorar la existencia de formas resonantes

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3.1. CARGA FORMAL Es la carga originada por la ganancia o pérdida neta de electrones de un átomo al formar un compuesto. La carga formal de un átomo en una molécula se asigna asumiendo que cada átomo ve compensada su carga nuclear por uno de los electrones de cada uno de sus pares de enlace (de acuerdo con un igual compartimiento) y por los dos electrones de cada uno de sus pares solitarios (que sólo le pertenecen a él). Ayuda a discernir si una estructura propuesta es posible

q = e‐ val ‐ ½ e‐ comp ‐ e‐ no comp Consideraciones importantes: 1. Las estructuras con el mayor número de enlaces covalentes son las más estables. Sin embargo, para los elementos del segundo período (C, O, N), debe cumplirse la regla del octeto. 2. Con pocas excepciones, las estructuras más estables son las que tienen el menor número de cargas formales. 3. Si todas las estructuras tienen carga formal, la más estable (menor energía) es la que tiene la carga (–) en el átomo más electronegativo y la carga (+) en el más electropositivo. 4. Las estructuras con cargas formales del mismo signo sobre átomos contiguos tienen energía muy alta. 5. Las estructuras resonantes con átomos deficitarios de electrones positivamente cargados tienen energías muy altas y suelen ignorarse.

EJEMPLO Problemas ¿Cuáles serán las cargas formales en el SO32–? ¿Cuáles son las posibles estructuras de Lewis para el N2O? Incluya cargas formales. ¿Cuál es la más estable?

Es estable?

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3.2. INCUMPLIMIENTO DE LA REGLA DEL OCTETO Hay tres clases de excepciones: a) Moléculas con número impar de electrones. b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto. c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto (orbitales d)

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Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del trifluoruro de boro

Los elementos electronegativos no deben quedar con cargas formales positivas y viceversa

El Boro es a menudo deficiente en electrones

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3.3. RESONANCIA El concepto de resonancia lo podemos definir como la propiedad que tienen algunas moléculas o iones de presentar dos o más configuraciones electrónicas en función de la movilidad de ciertos enlaces electrónicos. Esta forma de escribir las moléculas o iones con electrones deslocalizados se conoce como “método de resonancia”, y es muy eficaz para explicar la estabilidad de las estructuras que la presentan, su geometría y su reactividad, que de otra manera sería imposible explicar.

Fórmula canónica del Ion nitrato

Por ejemplo en el ion nitrato la longitud de los enlaces es igual y es muy estable. Estructuras Contribuyentes o Formas resonantes El símbolo de la doble flecha fue introducido por el químico alemán Arndt Lic. Carlos Timaná de La Flor

Estas dos estructuras son equivalentes entre si y se denominan “estructuras de resonancia”. Podemos definir estructuras resonantes como aquellas que se pueden interconvertir mediante movimiento de pares de electrones, dejando inalterados los núcleos. La estructura verdadera del ion nitrato sería un promedio de las estructuras de resonancia o híbrido de resonancia.

Híbrido de resonancia

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El ion nitrato presenta 3 longitudes de enlace N‐O iguales

Debido a la confusión que generaba en la comunidad científica el término resonancia, se llevó a sugerir abandonar este nombre en favor de deslocalización. La resonancia consiste en la combinación lineal de estructuras teóricas de una molécula (estructuras resonantes o en resonancia) que no coinciden con la estructura real, pero que mediante su combinación, nos acerca más a su estructura real. Siempre sucede que la molécula real, descrita mediante un híbrido de resonancia, tiene una estabilidad mayor que la que puede calcularse o atribuirse a cualquiera de las estructuras con que se formula. Por ello, una forma de medir la estabilidad de la molécula es mediante la llamada energía de resonancia, que se puede definir como la diferencia de energía entre la real de la molécula, medida experimentalmente y la calculada para la más estable de sus fórmulas canónicas. De esta forma la energía resonante se convierte en energía de deslocalización y cuando se menciona una estructura en resonancia se dice en su lugar estructura de contribución.

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Como E9 es el menor de los tres valores E9, E10 y E11, la energía de resonancia o deslocali zación, ER, es, por definición: ER = E9 - E M

Condiciones para escribir formas resonantes: 1.

Para pasar de una forma resonante a otra solamente

puedo mover electrones, nunca átomos. 2.

Todas las estructuras resonantes que escriba deben ser

estructuras de Lewis válidas. 3.

Las estructuras resonantes deben poseer el mismo número

de electrones desapareados. 4.

Las estructuras resonantes más importantes son las de

menor energía potencial.

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¿Cuál de todas las estructuras resonantes se parece más al compuesto real? 1.

Aquella en la que todos los átomos tienen el octeto completo.

Aquellas en las que no existe separación de carga es más importante que

aquella en la que existe separación de carga.

O R

R OH

Cuando en dos formas resonantes existe separación de carga es más

estable aquella que tiene las cargas más alejadas.

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Las estructuras de resonancia que lleven carga negativa sobre un

átomo electronegativo contribuye más que cuando esa carga va sobre otro átomo. H 2C

H 2C

5. Si hay dos formas resonantes iguales la resonancia será más importante. Cuando una forma resonante es muchísimo más estable que las demás la resonancia no existe y la molécula real se parece mucho a esta forma. Cuando todas las formas resonantes son importantes, entonces la molécula real sí es un híbrido de todas las formas resonantes.

H2 C

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CH2

H2 C

CH2

Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfato

El ion SO42‐ es muy estable. Lic. Carlos Timaná de La Flor

RESUMEN Las diferentes estructuras de Lewis de los átomos principales de las moléculas orgánicas, dependiendo de la estructura en la que estén involucrados, son:

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4. TEORÍA DEL ENLACE‐VALENCIA. HIBRIDACIÓN Las estructuras de Lewis y la RPECV no explican como se forma un enlace. La teoría de RPECV (Modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia) predice la forma o geometría molecular pero no explica como se forma. Un método para explicar los enlaces puede ser la Teoría del Enlace de Valencia

La teoría del enlace de valencia considera que el solapamiento de orbitales atómicos de los átomos participantes forman un enlace químico. Debido al traslape, es más probable que los electrones estén en la región del enlace.

Enlace simple (σ)

Enlace doble (σ + π)

Enlace triple (σ + 2π)

Un enlace óptimo exige un máximo solapamiento entre los orbitales participantes, por lo que cada átomo debe tener orbitales adecuados dirigidos hacia los otros Lic. Carlos Timaná de La Flor átomos con los que se enlaza.

HIBRIDACIÓN

A menudo el solapamiento no es bueno, y en la formación de un enlace no participa un orbital atómico puro sino una mezcla (hibridación) de orbitales atómicos adecuada para que los orbitales híbridos se encuentren orientados en las direcciones de enlace. Para explicar las características de los enlaces del carbono (y otros elementos del 2º periodo) se ha propuesto que los OA correspondientes se hibridan obteniendo un nuevo conjunto de orbitales, y en igual número, de orbitales degenerados denominados orbitales híbridos, los que tendrían un carácter intermedio entre los OA que los originaron.

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Hibridación sp3. Caso del C

CH4

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Similar al Caso del NH3, H2O

Etano C2H6: Enlace simple C‐C Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura tetraédrica. Así son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas, entre otros. Todos estos compuestos tienen estabilidad suficiente como para poder ser almacenados sin problemas especiales.

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Hibridación sp2. Caso del C Hibridación sp2 sp2

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2pz

Similar es el caso del BH3, AlCl3

Eteno (Etileno) C2H4: Enlace doble C‐C

Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana. Así son compuestos estables tales como olefinas, hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos y derivados, entre otros.

Hibridación sp. Caso del C (Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C) Similar a Hidruro de berilio (BeH2)

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Etino (acetileno) C2H2: el triple enlace C‐C Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.

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Otras especies con C sp3 Un carbono unido a menos de cuatro átomos también puede tener hibridación sp3 pero la estructura variará dependiendo del número de sustituyentes:

molecular

Los carbaniones y carbenos son especies altamente reactivas (intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy corto

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Otras especies con C sp2 Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres átomos también posee hibridación sp2:

molecular

Carbocationes y radicales son especies altamente reactivas (intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy corto.

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Enlaces en el catión metilo (+CH3)

Enlaces en el radical metilo (●CH3)

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Otras especies con C sp

Existen otras posibilidades en las que el C requiere hibridación sp;

Los alenos son compuestos estables. Los acetiluros son especies muy reactivas.

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HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO

Nitrógeno sp3

Oxígeno sp3

Estructura Tipo Geometría

Aminas

Sales de amonio

Alcoholes Éteres

Alcóxidos

Piramidal

Tetraédrica

Angular

Las aminas, sales de amonio, alcoholes y éteres son especies estables. Los alcóxidos son especies muy reactivas (intermedios de reacción).

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Nitrógeno sp2

Oxígeno sp2

Estructura Tipo Geometría

Iminas

Sales de imonio

Carbonilos

Trigonal plana

Los tres tipos de compuestos tienen en general estabilidad suficiente como para poder almacenarse sin problemas especiales. Los compuestos con grupos carbonilo son muy variados: pueden ser aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, haluros de ácido, anhídridos, ésteres y amidas, entre otros.

Estructura Nitrógeno sp .

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Tipo

Nitrilos

Geometría

Lineal

Los nitrilos son compuestos estables

5. TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR (TOM)

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6. GEOMETRÍA MOLECULAR MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA (TEV) Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos Cuatro pares de e rodeando el átomo de nitrógeno. Las nubes electrónicas se dirigen hacia los vértices de un tetraedro (Geometría electrónica) Como sólo se enlazan 3 de los 4 pares electrónicos, la forma de la molécula será piramidal (Geometría molecular)

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Dos pares de e enlazados: Molécula lineal

Tres pares de e enlazados: Molécula plana‐trigonal

Cuatro pares de e: Molécula tetraédrica

Molécula piramidal‐ trigonal

Cuatro enlazados

Enlazado‐ Enlazado

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Molécula angular Dos enlazados

Tres enlazados

No enlazado‐ Enlazado

No enlazado‐ No enlazado

Repulsión entre pares de electrones

Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal‐trigonal

Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal‐cuadrada

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En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples

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Relación RPEV e Hibridación

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7. PARÁMETROS DE ENLACE

La energía de disociación de enlace (ED) es la energía necesaria para romper el enlace homolíticamente. Lic. Carlos Timaná de La Flor

Enlace

Longitud típica (A)

Momento dipolar (D)

Energía de disociación (kcal/mol)

C-H

1.07

0.40

X-H

1.01(N) 0.96(O)

1.31(N) 1.51(O)

93(N) 111(O)

C-C

1.54

C=C

1.33

146

CC

1.20

200

C-N

1.47

0.22

C=N

1.30

1.90

147

CN

1.16

3.50

213

C-O

1.43

0.74

C=O

1.23

2.30

184

C-Cl

1.78

1.46

C-Br

1.93

1.38

C-I

2.14

1.19

9. POLARIDAD MOLECULAR

Polar

Formado por átomos de EN disímiles

No Polar

Formado por átomos con una pequeña diferencia de EN

Enlace Covalente





Cl 

Densidad electrónica igualmente distribuida

Distribución asimétrica de la densidad electrónica

ENLACE NO POLAR

ENLACE POLAR

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Se forman cargas parciales sobre los átomos, que se indican por el símbolo Se ha formado un dipolo, con determinado momento de enlace (medido en Debye)

1 Debye = 10-30 C.m

x d

ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es la tendencia que tiene el núcleo de un átomo para atraer a los electrones compartidos con otro átomo. Cada átomo tiene una electronegatividad que oscila entre 0,7 (mínimo) y 4,0 (máximo), según Pauling.

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Electronegatividad del carbono en función de su hibridación El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el carácter s de la hibridación.

ELECTRONEGATIVIDAD: C sp3 < C sp2 < C sp

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

Momentos Dipolares de enlaces Enlace

Momento Dipolar, D

Enlace

Momento Dipolar, D

H-F

1.7

C-F

1.4

H-Cl

1.1

C-O

0.7

H-Br

0.8

C-N

0.4

H-I

0.4

C=O

2.4

H-C

0.3

C=N

1.4

H-N

1.3

C≡N

3.6

H-O

1.5

La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo.

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La distorsión de la nube electrónica por efecto de la electronegatividad crea un dipolo eléctrico caracterizado por el momento dipolar 

x d

La suma vectorial de todos los momento de enlace individuales da el momento dipolar neto de la molécula Algunos valores de 

CO2

H2O

EN: O(3,5) > C(2,5)

EN: O(3,5) > H(2,1)

molécula angular y enlaces polares

1,75

NH3

1,46

NF3

0,24

BF3

CH4

CH3Cl

1,86

molécula lineal 

2





 T = 0

existe una distribución simétrica de las cargas

MOLÉCULA NO POLAR

O H

H T

T = 1,84 D) Existe un momento dipolar neto ya que no se anulan los momentos de enlace individuales

MOLÉCULA POLAR

La polaridad de una molécula depende de la polaridad de los enlaces, geometría molécular y presencia de pares electrónicos Lic. Carlos Timaná de La Flor

Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3

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Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. Moléculas simétricas   = 0. Ej: CH4, CO2.

Moléculas Polares en un campo eléctrico

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10. FUERZAS INTERMOLECULARES La mayor o menor polaridad molecular determina la aparición de fuerzas de atracción entre las moléculas, las que a su vez determinarán el estado de agregación de las sustancias y sus propiedades físicas como punto de fusión y ebullición, densidad, solubilidad.

Fuerzas de Van der Waals Dipolo‐Dipolo permanente

Dipolo instantáneo‐ Dipolo inducido o Fuerzas de dispersión de London

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Puentes de hidrógeno

Fuerzas entre dipolos (Van der Waals) a) Interacciones moleculares entre moléculas polares. La intensidad de las fuerzas intermoleculares (F. de Van der Waals) viene determinada por: ‐Tamaño de las moléculas ‐Forma de las moléculas ‐Polaridad de las moléculas b) Interacciones moleculares entre moléculas apolares: fuerzas de dispersión de London. He

moléculas no polares distribuciòn uniforme de electrones

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+ He -

dipolo no hay instantáneo y dipolo momentáneo

+ He - + He dipolo dipolo instantáneo inducido

Se presentan en cualquier tipo de moléculas, polares o no polares, y su intensidad depende del número de electrones y de las superficies “en contacto”

Interacciones moleculares por puente de hidrógeno Tipo especialmente intenso de enlace dipolo‐dipolo que se produce entre moléculas que tienen átomos de hidrógeno unidos a átomos especialmente electronegativos como el oxígeno, nitrógeno o flúor

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El agua, los alcoholes y las aminas primarias y secundarias pueden actuar cono donantes o aceptores de hidrógeno Los éteres, aldehidos, cetonas y ésteres sólo pueden actuar como aceptores

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Radios de Van Der Waals La distancia entre las moléculas juega un papel importante en la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Se llama radio de Van der Waals a la distancia a la que la fuerza atractiva es máxima. A distancias menores se desarrollan fuerzas repulsivas (nubes electrónicas) y a mayores distancias la intensidad de la atracción disminuye.

+

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-

+

-

FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES FÍSICAS

Hay una estrecha relación entre la estructura de una molécula orgánica y sus propiedades físicas, tales como: temperatura de ebullición, temperatura de fusion y la solubilidad. La temperatura de ebullición de un compuesto orgánico es aquella a la cual pasa de estar en estado líquido a estar en estado gaseoso. Para ello necesita romper las fuerzas intermoleculares que unen entre sí a las moléculas que lo forman. Téngase presente la Tensión Superficial. La Temperatura de fusión es la temperatura a la que un compuesto sólido pasa a estado líquido. Esto implica suministrar la energía cinética necesaria para separar y desordenar las moléculas de la red cristalina y que pasen al estado líquido.

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Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de ebullición PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS Aumento Tamaño Atómico Molecular

Ar (40) -186

Kr (83) -153

Xe (131) -109

CH4 (16) -161

(CH3)4C (72) 9.5

(CH3)4Si (88) 27

(CH3)4C (72) 9.5

(CH3)2CCl2 (113) 69

(CH3)3CC(CH3)3 (114) 106

CH3(CH2)3CH3 (72) 36

Cl(CH2)3Cl (113) 121

CH3(CH2)6CH3 (114) 126

H2C=CH2 (28) -104

F2 (38) -188

CH3C≡CCH3 (54) -32

CF4 (88) -130

H2C=O (30) -21

CH3CH=O (44) 20

(CH3)3N (59) 3.5

(CH3)2C=O (58) 56

HC≡N (27) 26

CH3C≡N (41) 82

(CH2)3O (58) 50

CH3NO2 (61) 101

CCl4 (154) 77

Forma Molecular Esférica Lineal:

Polaridad Molecular No polar: Polar:

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Veamos algunos ejemplos:

T.eb. 36

T.eb. 69

serie homóloga T.eb. 28

T.eb. 60

serie homóloga T.eb. 9.5

T.eb. 50

CH2OH T.eb. 117 OH

T.eb. 107

T.eb. 85

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4/04/2021

mayor ramificación

Efecto de los puentes de hidrógeno sobre la temperatura de ebullición

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Es posible reconocer los compuestos con puentes de hidrógeno gracias a los elevados puntos de ebullición que muestran. Compuesto

Fórmula

Mol. Wt.

Punto Ebullición

Punto Fusión

Dimetiléter

CH3OCH3

–24ºC

–138ºC

Etanol

CH3CH2OH

78ºC

–130ºC

Propanol butanol

CH3(CH2)2OH

98ºC

–127ºC

Dietileter

(CH3CH2)2O

34ºC

–116ºC

Propilamina

CH3(CH2)2NH2

48ºC

–83ºC

Metiletilamina

CH3CH2NHCH3

37ºC

Trimetilamina

(CH3)3N

3ºC

–117ºC

Etilenglicol

HOCH2CH2OH

197ºC

–13ºC

Ácido acético

CH3CO2H

118ºC

17ºC

Etilendiamina

H2NCH2CH2NH2

118ºC

8.5ºC

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¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?

¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición? H3C N CH3 CH3

H3C N CH2CH3 H

H N CH2CH2CH3 H

pe = 3.5 ºC

pe = 37 ºC

pe = 49 ºC

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Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de fusión El punto de fusión está afectado por la forma de las moléculas más que el punto de ebullición. Las que son esféricas se empaquetan mejor y las fuerzas intermoleculares actúan con más eficacia, siendo necesaria una mayor temperatura para conseguir el paso de sólido a líquido. Si las moléculas son lineales el empaquetamiento no es tan eficaz. Compuesto

Formula

Punto de ebullición

Punto de fusión

Pentano

CH3(CH2)3CH3

36ºC

–130ºC

Hexano

CH3(CH2)4CH3

69ºC

–95ºC

Heptano

CH3(CH2)5CH3

98ºC

–91ºC

Octano

CH3(CH2)6CH3

126ºC

–57ºC

Nonano

CH3(CH2)7CH3

151ºC

–54ºC

Decano

CH3(CH2)8CH3

174ºC

–30ºC

Tetrametilbutano

(CH3)3C-C(CH3)3

106ºC

+100ºC

¡¡¡El tetrametilbutano, isómero del octano, con molécula esférica, tiene p.f muy alto, sólo 6ºC por debajo del p.e.!!!

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Fuerzas intermoleculares y solubilidad Lo semejante disuelve lo semejante Soluto iónico en disolvente polar

Soluto iónico en disolvente no polar

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Soluto no polar en disolvente apolar Soluto polar en disolvente polar

Soluto no polar en disolvente polar

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En general: Para que se forme una solución, las fuerzas soluto-solvente deben ser mayores que las fuerzas soluto-soluto y que las fuerzas solvente-solvente

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Solubilidad en agua de diferentes tipos de compuestos Tipo compuesto

Compuesto específico

g/100mL

Moles/L

Compuesto específico

g/100mL

Moles/L

Hidrocarburos & Haluros alquilo

butano hexano ciclohexano

0.007 0.0009 0.006

0.0012 0.0001 0.0007

benceno cloruro metileno cloroformo

0.07 1.50 0.8

0.009 0.180 0.07

Compuestos con un oxígeno

1-butanol tert-butanol ciclohexanol fenol

9.0 completa 3.6 8.7

1.2 completa 0.36 0.90

etil éter THF furano anisol

6.0 completa 1.0 1.0

0.80 completa 0.15 0.09

Compuestos con dos oxígenos

1,3-propanodiol 2-butoxietanol ácido butanoico ácido benzoico

completa completa completa completa

1,2-dimetoxietano 1,4-dioxano acetate etilo butirolactona

completa completa 8.0 completa

completa completa 0.91 completa

Compuestos con nitrógeno

1-aminobutano ciclohexilamina anilina pirrolidina pirrol

completa completa 3.4 completa 6.0

completa completa 0.37 completa 0.9

trietilamina piridina propionitrilo 1-nitropropano DMF

5.5 completa 10.3 1.5 completa

0.54 completa 2.0 0.17 completa

grupo hidrófilo

Tenga presente que…

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-OH

Lic. Carlos Timaná de La Flor cadena hidrófoba

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1. LA INDUSTRIA QUÍMICA La industria química es aquella que transforma, mediante procesos físicos y químicos, las materias primas en otros productos de mayor utilidad, interés y valor añadido que demanda el mercado. Las materias primas pueden ser: naturales y productos intermedios La Industria química nace a finales del s.XVIII (1ª Revolución Industrial) Las causas que permiten su nacimiento y desarrollo son de índole: Científica (observación, experimentación, inducción, modelización) Técnica (máquina de vapor) La industria química fabrica los Económica (capitalismo) productos que garantizan nuestra Social (industria, comercio, banca) calidad de vida. Desde las necesidades más básicas, como la salud, la alimentación, o la higiene, hasta aquéllas que nos permiten disfrutar de un mayor bienestar.

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Sin los aportes de la química, nuestra esperanza de vida apenas superaría los 40 años, y es esta ciencia la que cura nuestras enfermedades, multiplica el rendimiento de las cosechas y nos permite disponer de agua potable.

2. PROCESO QUÍMICO Sucesión ordenada de operaciones físicas y químicas que transforman la materia prima en productos de interés a escala industrial.

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Un proceso es una secuencia de pasos dispuesta con algún tipo de lógica que se enfoca en lograr algún resultado específico.

Química Industrial vs. Laboratorio ESCALA

RENTABILIDAD

• Conceptualmente  Las transformaciones implican cambios de composición y contenido energético  Simplificaciones no aplicables • Técnicamente:  Escala industrial Gran número de unidades de proceso • Económicamente  Rentabilidad (valoración económica)

consideración de múltiples factores Lic. Carlos Timaná de La Flor

3. INGENIERÍA QUÍMICA: OBJETOS DE ESTUDIO • Nace para resolver los problemas de la Industria Química. • Es la disciplina científica que prepara especialistas para la Industria Química • Manejan la concepción, el diseño, la construcción, la operación y el control de las plantas industriales que permiten obtener los productos químicos de interés comercial.

concepción de laboratorio

proceso a escala industrial. Contribuciones de la Ingeniería química: • Uso de nuevas materias primas (nuevas síntesis) • Mejores procesos: ‐ Pasos. ‐ Catalizadores ‐ Reacciones secundarias ‐ Procesos de separación ‐ Control ‐ Residuos • Economía de escala Lic. Carlos Timaná de La Flor

QUÍMICA INDUSTRIAL

Comprende la descripción detalla de cada uno de los procesos de fabricación que se llevan a cabo en la industria, materias primas utilizadas, operaciones realizadas, equipos que se utilizan.....

INGENIERÍA QUÍMICA

Rama de la ingeniería que se encarga del estudio, diseño, manutención, evaluación, optimización, simulación, construcción y operación de todo tipo de elementos en la industria de procesos, que es aquella relacionada con la producción industrial de compuestos y productos cuya elaboración requiere de sofisticadas transformaciones físicas y químicas de la materia

INGENIERÍA PETROQUÍMICA

Similar a la ingeniería Química pero involucra toda la gama de productos derivados del petróleo, gas natural y otros productos sintéticos.

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Fracciones Gaseosas Metano Etano Propano Butano Etileno Propileno Butilenos

Productos de transformación Acetileno Acetaldehído Acetona Acrilonitrilo ALcohol butílico Alcohol etílico Alcohol isopropílico Alcohol metílico Alcoholes de síntesis Cloruro de vinilo Dicloroetano Etilenglicol Etilbenceno Estireno Fenol Formaldehído Glicerol Isopreno Óxido de etileno Propileno-glicol Tripropileno Tetrapropileno

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Petróleo bruto Gas natural

Fracciones Líquidas y Sólidas Benceno Tolueno Xileno Gasolina ligera Fracciones aromáticas pesadas

Butadieno

Parafinas

Aplicaciones Abonos nitrogenados Materias plásticas Disolventes Fibras sintéticas Fibras artificiales Anticongelantes Cauchos sintéticos Detergentes Plastificantes Insecticidas Colorantes Explosivos Resinas

Productos de transformación Etilbenceno Estireno Fenol Ciclohexano Ácido adípico Dodecilbenceno Ácidos sulfónicos Toluendiisociantao T.N.T. Ortoxileno Anhídrido ftálico Xilenos Ácido tereftálico Ácido acético Negro de carbono Resinas de petróleo Olefinas superiores Aditivos Parafinas cloradas