Introducción a la química orgánica y el carbono by Karina Galvez

Introducción a la Química Orgánica Licda. Karina Gálvez de Calderón

TIPOS DE COMPUESTOS Compuestos

Inorgánicos

Química inorgánica

Orgánicos

Química orgánica

QUÍMICA ORGÁNICA Rama de la química que estudia el carbono, sus compuestos y reacciones.

Importancia de la Química Orgánica Existe una amplia gama de sustancias orgánicas  95 % de todos los compuestos. ceras papel

lubricantes

vitaminas

alimentos colorantes

alcoholes pesticidas

diésel

gasolina

fertilizantes

cafeína

madera

fibras sintéticas y naturales

plásticos Proteínas

carbohidratos saborizantes

medicamentos grasas

drogas

herbicidas

Todos estos compuestos tienen en común CARBONO. 4

Importancia de la Química Orgánica • Esta rama de la química ha afectado profundamente a la vida en el siglo XX. • Perfeccionado los materiales naturales • Sintetizado sustancias naturales y artificiales, que han mejorado aspectos como la salud, por ejemplo con los medicamentos, etc. • A su vez, ha contribuido a elaborar sustancias tóxicas al ambiente a los seres humanos (pesticidas, plásticos, etc) 5

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA

• Mitad del siglo XVIII: se consolidaron los fundamentos de la química orgánica  cuando el arte de los alquimistas paso a ser una ciencia moderna.

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA En esa época se observaron diferencias inexplicables entre las sustancias derivadas de organismos vivientes y las que procedían de los minerales.

Organismos vivos

Minerales

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA • Los compuestos de origen animal o vegetal eran difíciles de aislar y purificar. • Cuando se lograban purificar frecuentemente eran difíciles de trabajar ya que eran propensos a la descomposición comparados con los de origen mineral. 8

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA

Tobern Bergman

• Químico sueco, 1770, fue el primero en expresar la diferenciación entre sustancias “orgánicas” e “inorgánicas”. • Dividió por primera vez la química orgánica de la inorgánica. • Química orgánica  “química de los compuestos de los organismos vivos”. 9

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA

Jöns Jacob von Berzelius

• Químico sueco. • Vitalismo o teoría vitalista: Berzelius y otros químicos de la época  los compuestos orgánicos únicamente podían provenir de fuentes vivas ya que poseían una “fuerza vital”. • Por ello no se podían ni obtener ni manipular en el laboratorio como los inorgánicos.

Catálisis, polímero, isómero, alótropo, proteína. Distinguió compuestos orgánicos e inorgánicos en los organismos. 10

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA Químico alemán. En 1828 le dió un duro golpe a la teoría vitalista cuando descubrió accidentalmente que era posible obtener compuestos orgánicos en el laboratorio. Friedrich Wohler 11

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA Reacción de Wohler:

Wohler se considera uno de los padres de la química orgánica.

HISTORIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA • 1848, William Brande escribió “no es posible trazar un limite definido entre la química orgánica y la inorgánica”. • Se estudia separada únicamente con fines educativos. • Actualmente la química esta unificada  los mismos principios que explican los compuestos inorgánicos explican también las complejas moléculas orgánicas. • La única distinción es que los compuestos orgánicos TODOS poseen el elemento CARBONO. 13

Química orgánica en la actualidad: • La Química de los “Compuestos del Carbono”. • Siempre es acompañado de hidrógeno. • El carbono también puede estar acompañado de otros elementos en los compuestos orgánicos como: O, N, S, P, halógenos (F, Br, Cl,I)... • Se exceptúan CO, CO2, carbonatos, bicarbonatos, cianuros, cianatos...

CARACTERISTICAS DEL CARBONO Z=6

La posici贸n del carbono en la Tabla Peri贸dica

Características del Carbono • Electronegatividad intermedia: 2.55 – Enlaza fácilmente tanto con metales como con no metales (no cede ni acepta electrones, los comparte) • Esta situado en la parte central de la tabla periódica, puede unirse con los elementos de la derecha o de la izquierda. • El tipo de enlace químico que utiliza generalmente el carbono es el enlace covalente. • El carbono es tetravalente • Posibilidad de unirse a sí mismo formando cadenas, es decir, puede unirse con otros átomos de carbono, formando compuestos en cadena. • Enlaces muy fuertes, se desprenden 830 kJ/mol al formar 2 enlaces C–H • Tamaño pequeño, por lo que es posible que los átomos se aproximen lo suficiente para formar enlaces dobles y triples (esto no es posible en el Silicio). • Presenta numerosos isómeros a medida que aumenta el número de 16 carbonos en los compuestos.

La tetravalencia del carbono se debe a que posee 4 electrones en su última capa, de modo que formando 4 enlaces covalentes con otros átomos consigue completar su octeto Metano

Eteno

CH4 CH2 = CH2

Etino

CH  CH

• El enlace covalente fue propuesto por primera vez por Gilbert Newton Lewis en 1916. • Nace el término de Molécula: conjunto neutro de átomos unidos por enlaces covalentes. Gilbert Newton Lewis

Desarrollo del Enlace Químico en Química Orgánica • En 1858, August Kekulé, propuso que el carbono era tetravalente, es decir, que tiene 4 unidades de afinidad, para formar 4 enlaces que originan compuestos estables (regla del octeto). • También, afirmo que los átomos de C se pueden unir para formar cadenas largas. • En 1865 sugirió que las cadenas de carbono se podían doblar para formar anillos de átomos. August Kekulé

 Los átomos de carbono, tienen mucha facilidad para unirse entre sí y formar cadenas

muy variadas. Todos sus átomos forman siempre cuatro enlaces covalentes

H H | | H-C-C | | H H H

H C

C Cadena abierta lineal

H | C-H | H

C C

H | - C | H - C- H | H

C H

Cadena cerrada: ciclo

Cadena abierta ramificada

â&#x20AC;˘ Alexander Crum Brown indico que el carbono estaba formando un doble enlace en el etileno. â&#x20AC;˘ Emil Erlenmeyer propuso un triple enlace carbonocarbono para el acetileno. 21

Agrego una tercera dimensión a las moléculas, propuso que los cuatro átomos a los que se enlaza el C se encuentran en los vértices de un tetraedro regular, en el que el carbono ocupa el centro.

Jacobus van’t Hoff

Importancia del Carbono • Los átomos de carbono forman enlaces unos con otros originando largas cadenas que pueden ser lineales, ramificadas o anillares. • Gracias a esta propiedad existen más de 18 millones de compuestos del carbono mientras que en la química inorgánica o mineral sólo existen unos 6 millones de compuestos. 23

Importancia del Carbono â&#x20AC;˘ Compuestos sencillos hasta complejos

Metano ADN

Alotropía del carbono Alotropía: Propiedad de algunos elementos químicos de poseer estructuras químicas diferentes. La explicación de las diferencias de propiedades se ha encontrado en la disposición espacial de los átomos. Ejemplos: • Oxígeno: Puede existir como oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3), que genera el olor penetrante distintivo en las proximidades de las caídas de agua. • Fósforo: Se manifiesta como fósforo rojo y como fósforo blanco (P4), de características físicas distintas. • Carbono: Variedades alotrópicas: grafito, diamante, y fulereno, etc. 25

AlotropĂa del carbono

Diamante

Grafito

Alótropos del Carbono • Las distintas formas del mismo elemento que difieren en el enlazamiento se llaman alótropos, o formas alotrópicas • El diamante, grafito y el carbono amorfo son alótropos. • Los alótropos difieren en propiedades físicas y químicas.

Grafito

Diamante

Cabono Amorfo

Fullerenos En 1985 se descubrió un cuarto alótropo del carbono, en la Universidad de Rice, en Houston, Texas. Los cristales amarillos de este alótropo están formados por moléculas esféricas de C60.

• Actualmente, el tema de los fullerenos es uno de los más investigados porque tienen muchas propiedades interesantes y potencialmente útiles. • Por ejemplo, un compuesto soluble en agua preparado a partir de las esferas bucky tiene actividad antiviral y ha demostrado tener actividad in-vitro contra VIH. Sin embargo, las esferas bucky aún son muy costosas; su precio era de 945 dólares por gramo en 1997.

Nanotubos

Se están estudiando para implantes cerebrales, como transmisores de impulsos eléctricos para los pacientes tetrapléjicos.

En 1991 se descubrió otra forma del carbono: los nanotubos. Esos tubos sólo tienen nanómetros de diámetro, pero pueden tener cientos de micras de longitud. Son muy resistentes, 100 veces más que el acero, con sólo la sexta parte de la masa. 33

CONCLUSIONES • La química orgánica es fundamental para la biología y la medicina. • Los organismos vivos están constituidos principalmente por sustancias orgánicas, además de agua; las moléculas de la biología molecular son orgánicas. • A nivel molecular, la biología es química orgánica. • La química orgánica nos concierne a todos. 34

Generalidades de los รกtomos y los enlaces ESTRUCTURA ATร MICA Protones Neutrones Electrones Numero atรณmico (Z) Numero de Masa รณ Masa Atรณmica (A) Ejemplo: C, H, O, N 35

Configuración electrónica • Es una descripción de la distribución de los electrones en un átomo, indicando los niveles de energía y orbitales que ocupan.

• Átomos en estado fundamental o basal (átomos con mínima energía).

Configuración electrónica Reglas Aufbau  Regla del Serrucho (alemán: Aufbauen prinzip: principio de construcción) reglas para explicar como los e- se incorporan a la estructura del átomo.

Permiten construir las configuraciones electrónicas de los elementos del 1 al 20. 37

Reglas Aufbau Resumen • Numero atómico indica e-. • Los e- ocupan primero los orbitales con menor energía. (Diagrama de Moeller). • Solo pueden haber dos e- dentro del mismo orbital, y si los hay deben tener espín opuesto (principio de exclusión de Pauli) • Un orbital no puede llenarse con dos e-, hasta que todos los que tengan menos energía o energía equivalente, posean por lo menos un electrón cada uno. (Regla de Hund) 38

Diagrama de Moeller

Configuración electrónica del Na Z=11 Número de electrones

2 2 6 1 1s 2s 2p 3s Nivel de energía

Subnivel de energía

Electrón de valencia

• Desarrollada: 1s 2 2s 2 2 px2 2 p y2 2 p1z • Semidesarrollada: 1s 2 2s 2 2 p5 • Abreviada:

 He 2s

Enlaces Químicos Electrones Externos: Son los electrones de la última capa o nivel de un átomo, que determinan la química del elemento. – También electrones de valencia, capa de valencia.

• La presencia de 8 electrones confiere estabilidad a un átomo.  VIIIA (Gases Nobles). • Regla del octeto.

Enlaces Químicos Enlace Iónico • Conlleva para que se lleve a cabo pérdida y ganancia de electrones. • Elementos de columnas IA, IIA y IIIA y otros metales (transición) donan e-  formación de cationes. • Elementos columna VIIA reciben e-  formación de aniones. • . Los iones resultantes permanecen unidos por una atracción electrostática llamada enlace iónico 43

Enlace Covalente • Los electrones son compartidos entre dos átomos. • Elementos de las columnas IVA, VA, VIA, VIIA y además el hidrogeno (IA) comparten electrones para adquirir la configuración electrónica de un gas noble y así llegar a ser estables. • El carbono únicamente se enlaza por medio de este tipo de enlace. 44

Enlaces No polares y Polares • Enlace covalente No Polar: comparten equitativamente los e(distribución simétrica de los e-). Ejemplo: H2 y F2 • Enlace covalente polar: los e- son atraídos con más fuerza por un átomo que por el otro. (distribución asimétrica de los e-). Ejemplo: HCl, H2O, NH3

• La polaridad se debe a diferentes las electronegatividades entre átomos. • La molécula es polar  dipolo

• Electronegatividad: capacidad intrínseca de un átomo a atraer compartidos en un enlace covalente.

los e-

• Metales: atraen débilmente a los e-. Francia y Cesio los menos electronegativos = 0.7. • Halógenos y otros no metales: atraen fuertemente los e-. Flúor el más electronegativo = 4.0, seguido por el O =3.5, luego el N = 3.07, luego Cl = 2.83 F > O> N > Cl > C > H

• La electronegatividad del carbono es media = 2.5. • Por regla general, los enlaces entre átomos con electronegatividades parecidas son covalente NO polares. Ejemplo: C—H • Si difieren entre 0.5 y 2.0 unidades son covalentes polares. Ejemplo: N—H , O—H • Y si difieren más de 2.0 unidades son iónicos. NaCl. 48

• Ejemplo: C-H  no polar  electronegatividades parecidas. • Ejemplo: C-Cl  enlace polarizado  se generan cargas parciales en los dos átomos  molécula polar. • δ+ y δ• Flecha indica dirección de la polaridad del enlace.

Dipolo

Clorometano 49

Bromuro de metilmagnesio ď&#x192; organometĂĄlico

• Que una molécula sea polar no depende solo de la presencia de enlaces polares sino también de la FORMA de la molécula. • Es posible que las polaridades de los enlaces individuales se cancelen el uno al otro.

EJERCICIOS 1. ¿Cuál Elemento de cada par es más electronegativo? a) Li ó H b) B ó Br c) Cl ó I d) C ó H 2. Use la convención δ+ ó δ- para indicar la dirección de la polaridad esperada en cada uno de los enlaces indicados. a) H3C—Br b) H3C—NH2 c) H3C—Li d) H2N—H e) H3C—OH f) H3C—MgBr g) H3C—F 3. Utilice los valores de electronegatividad de su tabla periódica para clasificar los enlaces siguientes, del menos polar al más polar. a) H3C—Li b) H3C—K c) H3C—F d) H3C—MgBr f) H3C—OH 52

¿Donde se encuentran los electrones? • Modelo Mecánico Cuántico del Átomo: El movimiento de un electrón alrededor del núcleo se puede describir matemáticamente mediante una ecuación de onda. La solución de la ecuación de onda se llama función de onda u orbital.

• Un orbital atómico indica el volumen del espacio (region tridimensional) alrededor del núcleo donde es más probable encontrar un electrón. Representa el 90 a 95% del tiempo en que puede permanecer un een cierto espacio.

• En cada orbital pueden residir como máximo dos electrones. 54

Orbitales Atómicos Nombre Orbitales

Cantidad de Orbitales

Numero 2 de total de electrones

Formas de los orbitales

Pesa

Trébol de cuatro hojas (4) pesa con una rosca alrededor (1)

Esférica

Orbitales “S”

Tamaños de los orbitales “s”

Orbitales “p”

Combinación de los 3 orbitales “p”

Orbitales “d”

Orbitales f

â&#x20AC;˘ Ubicados en capas o niveles. Cada capa o nivel posee distintos nĂşmeros y tipos de orbitales. 64

Divisi贸n de subniveles en orbitales

Diagrama de los primeros 2 niveles de energĂa

Teoría del Orbital Molecular • Ejemplo de la formación del enlace covalente de la molécula de Hidrogeno (H2). • Un enlace covalente se forma cuando se acercan mucho dos átomos, de tal manera que un orbital ocupado por un electrón en un átomo se traslapa o sobrepone con un orbital ocupado por un electrón en el otro átomo. • Los electrones quedan apareados en un nuevo espacio originado por la combinación matematica de los dos orbitales atómicos traslapados o sobrepuestos, llamado orbital molecular. • Los electrones apareados poseen de poseer espín opuesto. • Los electrones del orbital molecular son atraídos por los núcleos de ambos átomos, con lo que éstos quedan enlazados, y de esta forma comparten electrones. 67

TeorĂa del Orbital Molecular

Teoría del Orbital Molecular

El enlace de la molécula de H2 tiene forma ovalada. (dos orbitales S), posee simetría cilíndrica.

Teoría del Orbital Molecular • Un orbital molecular: describe una región del espacio en una molécula donde es más factible que se hallen los electrones. • Pertenecen a toda la molécula y no a un átomo individual. • Se forman combinando orbitales atómicos. • El par de electrones es compartido por ambos átomos.

Enlace Sigma  • Estos enlaces covalentes se forman por el traslape de frente de dos orbitales atómicos a lo largo de una línea que une a los núcleos. • Mezcla de diferentes tipos de orbitales. • Tipo de enlace muy común. • Son bastante fuertes. • Se le conoce como enlace simple o enlace sencillo.

Enlace sigma s y orbital molecular sigma s Enlace sigma sp y orbital molecular sigma sp +



Enlace sigma p y orbital molecular sigma p 71

lazante, de menor energía que los atómicos de partida, y otro antienlazante, de mayor energía y con un nodo:

Enlaces Pi π • Este tipo de enlace covalente es el resultado del traslape lateral de dos orbitales p. • Los electrones acá no permanecen alineados con los dos núcleos, si no se encuentran a un lado en línea recta de cada núcleo.

Enlace pi y orbital molecular pi p 72

CaracterĂsticas de los Enlaces Covalentes 1. Fuerza de enlace (EnergĂa de enlace) 2. Longitud de enlace 3. Angulo de enlace

Características de los Enlaces Covalentes 1. Fuerza de enlace, enlace):

(Energía de disociación del

Cantidad de energía liberada al producirse un enlace covalente, misma, que se debe añadir para romper el enlace. se liberan 435 kJ de energía/mol (104 kcal/mol). Si se desea romper el enlace habría que añadir la misma cantidad de energía. El producto formado es más estable que los átomos separados ya que tiene menos energía. 74

Características de los Enlaces Covalentes 2. Longitud de enlace: Es la distancia óptima entre los núcleos del enlace covalente, la cual origina la estabilidad máxima. • Ejemplo molécula de H2 = 74 pm (0.74 Angstrom) • Si están muy cerca se repelen, si están muy lejos no pueden compartir los electrones.

• Todo enlace covalente tiene, a la vez, una fuerza de enlace y una longitud de enlace característica. 75

Características de los Enlaces Covalentes 3. Angulo de Enlace: Es el ángulo presente en cada enlace entre dos átomos que determina la geometría de la molécula.

• Tetracloruro de carbono, CCl4 Cl

Cl Cl

C Cl Cl

Estructura tetraédrica

Cl C Cl Cl

109.5°

â&#x20AC;˘ Amoniaco, NH3

H N H H

Estructura trigonal piramidal

H N H H

107.3Â°

• Fosgeno, COCl2 O Cl

C Cl

O Estructura trigonal planar

120°

• Acetonitrilo, CH3CN H

H H C C N H

109.5° Tetraédrica

H C C N H Lineal

180°

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES • Los orbitales atómicos de C, O y N antes de enlazarse y formar orbitales moleculares sufren un cambio importante.  hibridación de orbitales: Mezcla de orbitales atómicos de la cual resultan orbitales atómicos nuevos (orbitales híbridos) que dan formas geométricas a las moléculas. 81

• Los orbitales híbridos tienen niveles de energía idénticos y formas y ejes nuevos apuntando a ángulos diferentes. • La hibridación se presenta porque conduce a mejores sobreposiciones, enlaces más fuertes y por ende a moléculas más estables. • Siempre se conservan la cantidad de orbitales originales combinados. 82

Tipos de hibridaciones

Enlaces en el metano y en el etano: enlaces simples o sencillos

H H

H 84

Orbitales Híbridos sp3 • Resultan de la mezcla de un orbital 2s con tres orbitales 2p  cuatro orbitales híbridos idénticos sp3. • Se forman cuatro orbitales semillenos. • Linus Pauling, 1931, demostró matemáticamente la hibridación sp3 • Este tipo de hibridación es el estado electrónico más común del carbono aunque no es la única posibilidad.

+ 2s

+ 2p

+ sp

sp3 86

Orbitales Híbridos sp3 • Los cuatro orbitales resultantes son idénticos en su forma y energía. • Sus ejes forman ángulos de 109.5º (ángulo tetraédrico) • Forma tetraédrica. • Tiene dos lóbulos (uno grande y uno pequeño).

Los 4 orbitales hĂbridos SP3 apuntan hacia las esquinas de un tetraedro.

Enlaces del Metano

Los orbitales hĂbridos sp3 del carbono se traslapan con los orbitales 1s del hidrogeno para dar 4 enlaces Ď&#x192; (sigma).

H C H

H 90

Orbitales HĂbridos sp3 Enlaces del Metano

Orbitales Híbridos sp3 • Permiten la formación de enlaces más fuertes que los orbitales no híbridos (grandes lóbulos que se pueden extender más lejos del núcleo). • No hay tanta repulsión entre núcleos atómicos y el sistema es mas estable. • Al realizar enlaces dos átomos con orbitales sp3 forman enlaces frontales sigma. • Cuatro enlaces idénticos

Metano

Orbitales Hﾃｭbridos sp3

Metano

Energﾃｭa de enlace = 438 kJ/mol Longitud de enlace C-H = 110 pm Todos sus enlaces son sigma. = frontal ﾃ］gulo de enlace = 109.5ﾂｺ

Los grupos unidos al carbono giran libremente Enlaces sencillos o simples: comparten dos 94 electrones.

Metano

Etano 97

Orbitales Híbridos sp3

Etano

Todos sus enlaces son sigma

• Energía de enlace: C-H = 420 kJ/mol (menor que la del metano) C-C = 376 kJ/mol • Longitud de enlace: C-H = 110 pm C-C=154 pm • Angulo de enlace = 109.6º (tetraédrico)

Enlaces del etano

Etano

100

Enlaces en el etileno: doble enlace

H C C

H 101

Orbitales Híbridos sp2 Surgen de la mezcla o hibridación de un orbital 2s con dos orbitales 2p.  tres orbitales híbridos sp2. El tercer orbital 2p permanece sin cambio.

102

103

104

Orbitales HĂbridos sp2

El eje del orbital 2p sin hibridar es perpendicular al plano y lo corta donde se intersecan los tres orbitales sp2.

105

Orbitales Híbridos sp2 • Los tres orbitales resultantes son idénticos en su forma y energía. • Sus ejes forman ángulos entre ellos de 120º y se encuentran en el mismo plano. • Forma trigonal plana

• Tiene dos lóbulos (uno grande y uno pequeño).

106

Orbitales Híbridos sp2 Etileno o eteno

1 Enlace sigma  frontal 1 Enlace pi  lateral

Enlace doble o doble ligadura: comparten 4 electrones.

107

108

ﾃ］gulos de enlace en el etileno

109

Orbitales Híbridos sp2 Los grupos unidos a los C sp2 no pueden girar libremente.

Ángulos de enlace = 120º Longitud de enlace C-H= 107.6 pm Energía de enlace C-H= 444 kJ/mol

Ángulos de enlace = 120º Longitud de enlace C-C = 133 pm Energía de enlace C-C = 611 kJ/mol

El doble enlace carbono – carbono es mas fuerte y más corto que el enlace sencillo por que es el resultado de compartir 4 electrones y no dos. 110

111

Enlaces en el Etino: Enlace Triple

112

Orbitales Híbridos sp Son el resultado de la combinación o hibridación de un orbital 2s con un orbital 2p, dejando dos orbitales 2p sin cambio alguno.  dos orbitales híbridos sp.

113

Los ejes de los orbitales apuntan en direcciones opuestas por lo que tienen ángulo de 180º. Forma: línea recta.

114

115

116

Acetileno

Los orbitales sp realizan 1 un enlace sigma (frontal). Los dos orbitales 2p forman un enlace pi cada uno (laterales). Total: 1 enlace sigma y dos enlaces pi. Dos orbitales 2p permanecen sin cambio, se ubican en los planos y y z, por lo que son perpendiculares al plano x.

Enlace triple: electrones

comparten

El triple enlace es el enlace mas corto y mas fuerte de todos.

117

118

ﾃ］gulos de enlace = 180ﾂｺ. Longitud de enlace C-C = 120 pm Longitud de enlace C-H = 106 pm Energﾃｭa de enlace C-C=835 kJ/mol Energﾃｭa de enlace C-H = 552 kJ/mol

119

120

121

โ ข Video de hibridaciรณn: http://www.youtube.com/watch?v=XFvwJWuLP PQ

122

Indique en la hibridaci贸n y los 谩ngulos de enlace en los siguientes compuesto:

O H3C C N

H2N C NH2

H3C C C Cl H H 123

124

Hibridaciones

125

FIN

126

127

CaracterĂsticas de enlaces covalentes

128

Hibridación del nitrógeno • Hibridación sp3  4 orbitales sp3 • Uno de los orbitales híbridos contiene dos electrones no enlazantes.

129

Hibridación del nitrógeno • Ejemplo: NH3. • N  hibridación sp3 • Angulo H-N-H 107.3º  tetraedro. • El único par no compartido en el cuarto orbital hibrido sp3 ocupa igual o mayor espacio que el del enlace N-H. Par de e-  importante en la química del amoniaco.

107.3º

130

â&#x20AC;˘ 3 enlaces sigma: traslape de 3 orbitales sp3 con orbitales s del hidrĂłgeno.

131

Otros compuestos de nitr贸geno

132

Hibridación del oxígeno • Hibridación sp3  4 orbitales sp3 • Dos de los orbitales híbridos contienen dos electrones no enlazantes cada uno.

133

Hibridación del oxígeno • Ejemplo: agua

• Únicamente dos de los orbitales híbridos pueden realizar enlace con otro átomo. • Los enlaces son sigma = 2. • El ángulo de enlace en H-O-H es 104.5º • Angulo es menor al tetraédrico por interacción repulsiva de los dos pares de e- no compartidos, estos determina la química del agua. 134

Hibridaci贸n del ox铆geno

135

ESTRUCTURAS QUÍMICAS Estructuras de Lewis o Estructuras de Punto por Electrón: forma taquigráfica simple para indicar los enlaces covalentes en una molécula, donde los e- de valencia de un átomo se representan con puntos.

Metano

Agua

• Importantes para contabilizar los electrones. 136

Cargas Formales Carga Formal: Diferencia que existe entre el número de electrones de valencia que tiene un átomo cuando no tiene enlaces con ningún otro átomo y el número de electrones de valencia que “tiene” cuando esta enlazado. Un átomo “tiene” todos sus electrones no compartidos y la mitad de sus electrones compartidos. En una molécula neutra la suma de las cargas formales es cero. Para un ion, la suma de las cargas formales es igual a la carga del ion. Carga formal = número de electrones de valencia – (electrones no compartidos + ½ del número de electrones compartidos).

Ejemplos: H2O, NH3, N2H4 (hidracina), NH4+, NH2- (anión amida). 137

Cargas Formales

138

Cargas Formales Ejemplos: CH4 (metano), +CH3 (catión metil), -CH3 (anión metil),

CH3 (radical metil).

Carbocatión: átomo de carbono con carga positiva. Carbanión: átomo de carbono con carga negativa. Radical o radical libre: especie que contiene un átomo con un solo electrón desapareado. 139

Cargas Formales ENLACES COVALENTES NORMALES Carbon

Nitrogen

C Four bonds No lone pairs

N C

Oxygen

Halogens X One bond Three lone pairs

Two bonds Two lone pairs

Three bonds One lone pair 140

Cargas Formales ESTRUCTURAS COMUNES CON CARGAS FORMALES Carbon C

Nitrogen

Oxygen O

Halogens X

N C

N N N

N O 141

CARGAS FORMALES EJEMPLO: Diazometano CH2N2. H

Cargas formales = ??

C N N

C N N H

Dos formas resonantes Formas resonantes: dos estructuras de Kekulé individuales, donde la única diferencia entre ellas es la posición de los electrones pi, y los electrones de valencia sin enlazar. Los átomos ocupan exactamente el mismo lugar en ambas formas resonantes, las conexiones entre los átomos son las mismas y las formas tridimensionales de las formas resonantes son las mismas.

C N N

142

EJEMPLO: Nitrometano CH3NO2 H O H C N O H

Cargas formales = ??

H O or

H C N O

Dos formas resonantes

H O

H C N O

H 143

โ ข La cantidad de enlaces covalentes que forma un รกtomo depende de cuantos electrones de valencia tenga y cuantos electrones mรกs de valencia necesita para tener la configuraciรณn de un gas noble.

144

â&#x20AC;˘ Los e- de valencia que no participan en los enlaces se conocen como electrones no compartidos o par de electrones sin compartir.

145

ESTRUCTURAS QUÍMICAS Estructuras de Kekulé, estructuras de línea por enlace o “estructuras de rayas”: Un enlace covalente de dos electrones se representa con una línea trazada entre los átomos. • Se deben de indicar los electrones no compartidos, aunque con frecuencia no se muestran en la estructura. • Son mas sencillas de utilizar. 146

ESTRUCTURAS QUÍMICAS • Estructuras Condensadas: Son estructuras simplificadas que omiten alguno (o todos) los enlaces covalentes y se deben de escribir uniendo los átomos a un carbono (nitrógeno u oxígeno) de manera continua, con un subíndice, para indicar el número de cada átomo. H2O, CH4, C2H6 147

ESTRUCTURAS QUÍMICAS • Fórmula molecular 2-metilbutano  C5H12 • Estructuras de Kekulé: (estructura completa o desarrollada): se indican todos los enlaces presentes entre átomos. Una línea entre átomos representa los dos electrones de un enlace covalente. Pero tiene sus dificultades. Ejemplo: Vitamina A C20H30O 51 átomos. 2-metilbutano

Esqueleto de carbono

148

• Estructuras condensadas: Forma taquigráfica para representar las estructuras químicas. CH 3

CH3—CH2—CH—CH3 2-metilbutano

149

• Cuando un enlace sencillo aparece sobre la línea horizontal, es posible dejarlo a la imaginación. • Pero no es posible cuando los enlaces no son horizontales. 2 metilbutano

150

• Los dobles y triples enlaces entre se deben indicar en las estructuras condensadas. • CH2=CH2 o H2C=CH2 etileno • H-C≡C-H acetileno • CH3COOH acido acético

151

• En ocasiones se puede utilizar paréntesis cuando existen dos o tres grupos idénticos unidos al mismo carbono 2 metilbutano

CH3CHCH 2CH2CH3 |

(CH3)2CHCH2 CH2CH3

CH3 CH3 CH3 |

CH3CCH2CHCH3

(CH3)3CCH2CH(CH3)2

CH3

152

Recordar que: • Todos los átomos que carezcan de carga eléctrica deben tener los enlaces posibles. • F, Cl, Br y I = 1 enlace • O y S = 2 enlaces • N = 3 enlaces • C = 4 enlaces 153

โ ข Estructuras de Esqueleto (estructuras de รกngulo o de palillos: No se ilustran los รกtomos de carbono ni de hidrogeno (valencia 4). Se supone que hay un รกtomo de C en la intersecciรณn de dos rayas (enlaces) y al final de cada raya. Se debe incluir todo รกtomo que no sea de C ni de H. 154

etanol

2-cloro-2fluoropentano

hexano

3-hexino 3-hexeno

benceno

155

Tipos de รกtomos de carbono (en las cadenas carbonadas)

156

Tipos de átomos de carbono (en las cadenas carbonadas) • Primarios (a) • Secundarios (b) • Terciarios (c) • Cuaternarios (d)

CH3 CH3 a   CH –C–CH –CH–CH 3 2 3 a d  b c a b CH2  a CH 3 a

157

Fuerzas Intramoleculares Fuerzas que unen dos átomos  enlaces (covalentes). Se dan dentro de la molécula. Se refieren a la combinación de fuerzas repulsivas y atractivas relacionadas con la carga eléctrica y el espín electrónico.

158

Fuerzas Intramoleculares A) Fuerzas Repulsivas: se repelen mutuamente: – Núcleos atómicos. – Pares de electrones. – Electrones no apareados de igual espín.

B) Fuerzas Atractivas: se atraen entre si: – Electrones y núcleos (e-tienden a ocupar lugar entre dos núcleos). – Electrones de espín opuesto los cuales pueden ocupar un mismo orbital. 159

Fuerzas Intermoleculares Son las fuerzas que unen a las moléculas cuando se encuentran en estado líquido o sólido. Existen solamente en las sustancias formadas por moléculas. Se pueden clasificar en: a) Fuerzas de Van der Waals 1) Fuerzas de London ó de dipolo ó inducido o transitorio. 2) Fuerzas dipolo-dipolo ó de dipolo permanente.

b) Uniones Puente de hidrógeno.

160

Fuerzas de Van der Waals Las fuerzas de atracci贸n o repulsi贸n entre mol茅culas del mismo tipo. Agua- agua. (polar-polar) Hexano-hexano. (apolar-apolar) Agua-clorometano (polar-polar) Hexano-benceno (apolar-apolar)

161

Fuerzas de Van der Waals. 1. Fuerzas de London ó de dipolo inducido ó transitorio. Cuando una molécula es no polar, no existe un dipolo, su nube electrónica es simétrica. Por el continuo movimiento de los electrones sucede que momentáneamente se produzca un dipolo (asimetría) Debido a choques con las paredes del recipiente o entre moléculas. Una molécula se polariza e inmediatamente induce a la molécula vecina a que también se polarice.

162

Continuamente entonces se están formando y destruyendo estos dipolos temporarios. Esas fuerzas fueron notadas por el físico polaco Fritz London, que sugirió que las moléculas apolares podrían volverse dipolos temporarios. 163

Entre mayor sea el tamaño de la molécula mayores serán las fuerzas de London entre moléculas.

butano cera Las fuerzas de London existen en todas las moléculas, sean polares o no. En las moléculas no polares son las únicas fuerzas intermoleculares que existen. 164

Fuerzas de Van der Waals. 2. Fuerzas dipolo-dipolo ó dipolo permanente. Cuando una molécula es un dipolo permanente (polar) se produce una atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula y el extremo negativo de la molécula vecina. Se presentan únicamente entre moléculas polares. 165

Uniones puente de hidrógeno. En realidad corresponden a un caso particular de las fuerzas dipolo -permanente. Para que exista, la molécula debe tener como condición la presencia de un átomo de hidrógeno unido directamente a un átomo muy electronegativo (F, O, N).  Dipolo permanente muy intenso. Las moléculas que presentan unión puente de hidrógeno tendrán las tres fuerzas intermoleculares (London, dip–dip y pte. Hidrogeno). Ejemplo: agua. 166

Puentes de hidrogeno en el agua. ď&#x192; cohesiva, alta tensiĂłn superficial.

167

¿Qué fuerzas son las más débiles?

10 veces más

Fuerzas de London < fuerzas dipolo-dipolo < puentes de hidrogeno enlace covalente <

enlace iónico

168

Otras Fuerzas Intermoleculares Adem谩s se pueden presentar interacciones entre: Fuerzas ion - dipolo permanente Cloruro de sodio en agua

Fuerzas dipolo permanente - dipolo inducido

Di贸xido de carbono en agua

No son de Van der Waals.

169

Estructura y Propiedades Físicas • Las propiedades físicas y la estructura son codependientes. • Las propiedades físicas de un compuesto dependen del tipo de enlaces que mantienen unidos sus átomos (covalentes y iónicos). 1. Puntos de Fusión. 2. Puntos de Ebullición. 3. Solubilidad. 170

Puntos de Fusión Fusión: • es el cambio desde una disposición muy ordenada de partículas en el retículo cristalino (solido) a una mas desordenada que caracteriza a los líquidos.

171

•

La fusión se realiza cuando se alcanza una temperatura a la cual la energía térmica (calor) de las partículas (iones o moléculas) es lo suficientemente grande para vencer las fuerzas intercristalinas que las mantienen en una posición.

Punto de fusión.

• Ejemplo compuestos iónicos y compuestos moleculares.

172

Compuestos iónicos: • Formados por iones. • Forman cristales con una estructura muy fuerte y rígida, esto debido a las poderosas fuerzas electrostáticas que unen sus partículas. • Las fuerzas son superadas solo a T muy elevadas. • Todos los cristales iónicos son semejantes por lo que siempre tendrán P.F. elevados. 173

Ejemplos • Solo por enlace iónico • NaCl, formado por: Na+ y Cl-, Pf. 801 oC . • KBr, formado por: K+ y Br-, Pf. 734 oC . • Enlace iónico y enlaces covalentes • KNO3 formado por K+ y NO3- Pf. 334 oC. • Propiedades físicas son determinadas por el enlace iónico. Pf = altos. 174

Compuestos NO iónicos: • Formados por moléculas (unidas entre si por enlaces covalentes). • Sus cristales están unidos por fuerzas intermoleculares. • Para que se de la fusión debemos suministrar energía suficiente para vencer las fuerzas intermoleculares. (muy débiles comparadas a las fuerzas que unen a los iones). 175

Ejemplos No polares: • Metano: -183 oC. • Pentano: -130 oC. Polares: • Cloruro de hidrogeno: -115 oC. • Agua: 0 oC (puente de hidrogeno) 176

Punto de Ebullición • La ebullición: implica la separación de moléculas individuales o pares de iones con carga opuesta hacia un estado o disposición mucho mas desordenado. • Sucede cuando la T llega a ser suficiente para que la energía térmica de las partículas supere las fuerzas de cohesión que los mantienen en estado liquido.

177

Compuestos iónicos • sucede a T muy altas, se deben vencer fuerzas electrostáticas. (en estado gaseoso un par iónico equivale a una molécula). • NaCl, Pe. 1465 oC. • KBr, Pe. 1435 oC. • KNO3 400 oC. 178

Compuestos NO iónicos: • Se deben vencer fuerzas intermoleculares (London, dipolo-dipolo, uniones de hidrogeno). • Son mas fáciles de vencer que las fuerzas interionicas. • Temperaturas mucho mas bajas. • No polares: Metano = -162 oC; pentano = 36 oC. • Polares: HCl= -85 oC; Agua = 100 oC;

179

Líquidos Asociados • Líquidos cuyas moléculas se mantienen unidas por puentes de hidrogeno. • La ruptura de los puentes de H requiere una energía considerable, por lo cual tienen un punto de ebullición anormalmente elevado para un compuesto de peso molecular similar. • HF: Pe. 85 oC (100 grados mas que el HCl: -85 oC). • H2O: Pe. 100 C (160 grados mas que el HS: 40 OC).

180

Entre mayor sean las fuerzas intermoleculares mayor será el punto de fusión y ebullición. Entre mas grande sea el tamaño de la molécula mayor será el punto de fusión y ebullición En los compuestos moleculares los puntos de ebullición rara vez sobrepasan los 350 C, ya que a T mas altas comienzan a romperse los enlaces covalentes --) descomposición.

181

Ejercicio Identifique los lĂquidos asociados en los siguientes compuestos orgĂĄnicos: a) CH3OCH3 b) CH3F c) CH3Cl d) CH3NH2 Liquido asociado e) (CH3) 2NH Liquido asociado f) (CH3) 3N Dibuje estructuras de Kekule para indicar los puentes de hidrogeno esperados.

182

Solubilidad Para que dos sustancias A y B sean solubles entre sí, las fuerzas intermoleculares que unen a las moléculas de cada sustancia por separado deben ser similares. Regla:

“Similar disuelve lo similar”

Compuestos no iónicos: • Las sustancias polares se disuelven en solventes polares • Las no polares se disuelven en solventes no polares. Compuestos NO iónicos: • Las sustancias iónicas se disolverán en solventes muy polares, como el agua, pero, son insolubles en solventes no polares u orgánicos.

La mayoría de las reacciones orgánicas se efectúan en solución, por ello es fundamental comprender la naturaleza de las soluciones en química orgánica. 183

â&#x20AC;˘ Sustancias o molĂŠculas fuertemente polares son solubles en agua, y las NO polares son insolubles en agua.

Glucosa

nonano

184

Sustancias covalentes: 1) Están formadas por moléculas, salvo excepciones. 2) Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. 3) A temperatura ambiente pueden ser gaseosas, líquidas o sólidas dependiendo de la intensidad de sus fuerzas intermoleculares. 4) Serán solubles en solventes polares si son polares y en solventes no polares si son no polares 5) No conducen la corriente eléctrica, ya que no existen cargas eléctricas que puedan moverse.

185

Sustancias iónicas: 1) No están formadas por moléculas sino por redes cristalinas donde se alternan cationes y aniones. 2) Tienen puntos de fusión y ebullición muy altos. A temperatura ambiente son sólidos cristalinos. 3) Son solubles en solventes muy polares, principalmente en agua. 4) No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero sí lo hacen en estado líquido (fundidos) o en solución.

186

Diferencias Propiedades

Orgánicos

Inorgánicos

Fuentes

Pueden extraerse de materias primas Se encuentran libres en la que se encuentran en la naturaleza, de naturaleza en forma de sales, origen animal o vegetal, o por síntesis óxidos. orgánica.

Elementos

Básicos: C, H Ocasionales: O, N, S, y halógenos Trazas: Fe, Co, P, Ca, Zn

Todos los elementos de la tabla periódica (104)

Enlace predominante

Covalente

Iónico, algunas veces covalente

Estado Físico

Gases, líquidos o sólidos

Son generalmente sólidos

Reacciones

Lentas y rara vez cuantitativas

Instantáneas y cuantitativas

Volatilidad

Volátiles

No volátiles

Puntos de fusión

Bajos: 300º C

Altos: 700º C

Solubilidad en agua

No solubles

Solubles

Solubilidad en solventes orgánicos

Solubles

No solubles 187