generalidades del carbono
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UNIDAD 1
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Diferencia entre un compuesto orgánico e inorgánico
Características Orgánico Inorgánico Fuentes Origen animal y vegetal Reino mineral
Elementos Básicos C, H, O, N, S. Todos
Enlace Covalente Iónico, metálico
Estructura molecular Forman estructuras
complejas. Forman estructuras simples
Peso molecular Elevado Bajo
Estado físico Sólido, líquido y gas Sólidos
Resistencia al calor
No, se descomponen
fácilmente
Si
Reacciones Lentas, requieren
catalizadores
Instantáneas
Puntos fusión y ebullición Bajos: 300° Altos: 700°
Solubilidad Soluble en solventes no polares como
benceno.
Soluble en solventes no polares como benceno.
1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica
Más del 95% de las
sustancias químicas
conocidas son compuestos del
carbono y más de la mitad de
los químicos 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 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.
La Química Orgánica es la parte de la química que estudia los Compuestos de Carbono
2.- Estructura electrónica del Carbono
Núcleo Cubierta electrónica
MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO
ORBITALES
Carácter ondulatorio de los
electrones
Principio de Incertidumbre de
Heisenberg Caracterizados por números cuánticos:
n : número cuántico principal
l : número cuántico secundario
m: número cuántico magnético
NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA
ORBITALES 1s y 2s
ORBITAL s
ORBITALES 2p
ORBITALES 3 d
ENERGÍA DE LOS ORBITALES
Regla cuántica de (n+l):
Entre dos orbitales tendrá menor energía aquél en el que la suma de
los números cuánticos n y l sea menor. Si el resultado fuese el mismo
para ambos, tendrá menor energía aquél de menor número cuántico
principal n
¿EN QUÉ ORDEN SE LLENAN LOS ORBITALES?
Principio de construcción (Aufbau):
En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se
construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo
que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)
¿CUÁNTOS ELECTRONES CABEN EN UN ORBITAL?
Principio de exclusión de Pauli (1925):
En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir
dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos
Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres
números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)
¿CÓMO SE LLENAN LOS GRUPOS DE ORBITALES DE IGUAL ENERGÍA?
Regla de la máxima multiplicidad de Hund:
Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando
con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible,
manteniendo los espines paralelos
PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICOS
PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD
3.- Introducción al enlace del Carbono
ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE
IÓNICO COVALENTE
COVALENTE POLAR
ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE
NO POLAR POLAR
TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD
TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR
OCTETO
ELECTRÓNICO
Lewis
ENLACE-VALENCIA
Heitler-London
ORBITAL
MOLECULAR
Mulliken-Hund
Compartición de
electrones
Solapamiento de O.A.
Formación de O.M.
GEOMETRÍA
Método de repulsión de
electrones de la capa
de valencia
Hibridación de O.A
Orbitales moleculares
TEORÍA
TEORÍA DE LEWIS
Átomos
Moléculas Diatómicas
Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico
Las diferentes estructuras de Lewis de los átomos principales de las
moléculas orgánicas, dependiendo de la estructura en la que estén
involucrados, son:
En el establecimiento de las estructuras de Lewis es
muy importante tener en cuenta tres aspectos
1.- Asignar cargas formales a los átomos
2.- Valorar la existencia de formas resonantes
3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto
Cargas formales
Para determinar cargas formales sobre los átomos:
Carga
Formal =
Número e
Capa
valencia
- Número e
Desapareados
+ Mitad e
compartidos
Ejercicio: Usar el concepto de carga formal para determinar la estructura de
Lewis más estable para a) CO2 b) N2O
a) Diferentes estructuras de Lewis que satisfacen la regla del octeto
Para cada una de ellas se puede calcular la carga formal de cada átomo:
La carga formal se minimiza
cuando el átomo de carbono se
coloca en el centro y establece
dobles enlaces con los átomos
de oxígeno
b) Para el N2O las posibles estructuras de Lewis con cargas formales son
las siguientes:
Se comprueba que las estructuras a) y d) son igual de buenas en cuanto
a las cargas formales, sin embargo, habrá que convenir que la más
importante (contribuye más al híbrido de resonancia) es la d) porque en
ella la carga negativa está situada sobre el átomo de oxígeno, elemento
más electronegativo que el nitrógeno.
Resonancia.
No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda
explicar las propiedades de una molécula o ión.
A cada una de ellas se le denomina forma
resonante y al conjunto híbrido de resonancia
En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace se
forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo
las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye
por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.
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 yo 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.
Reglas para elegir la forma resonante más
contribuyente
1. Regla del octeto completo, aquellas estructuras
resonantes en donde los átomos tengan su octeto
completo son más importantes que aquellas en
donde no lo tengan.
2. Las estructuras resonantes sin cargas son más
estables que aquellas que poseen cargas
3. La regla del octeto (1) se impone a la regla de las
cargas (2)
4. Las cargas negativas se ubican mejor sobre los
átomos más electronegativos y las cargas
positivas se ubican mejor sobre los átomos más
electropositivos
5. En caso de no poder aplicarse ninguna de las
reglas anteriores, para seleccionar la forma
resonante más estable hay que tener en cuenta el
orden de estabilidad de carbocationes,
carbaniones y especies radicales, según:
Determinar las estructuras resonantes y determinar
la contribuyente (principal)
(N,N-dimetilamino)piridina
DMAP
Nitrometano
Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP
GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
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. 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)
Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana
Cuatro pares de e:
Molécula tetraédrica
Cuatro enlazados
Molécula piramidal
Tres enlazados
Molécula angular
Dos enlazados
No enlazado-
No enlazado
No enlazado-
Enlazado
Enlazado-
Enlazado
Repulsión
entre pares de
electrones < <
Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula Octaédrica
HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV
Todos los enlaces C-H del metano son idénticos HIBRIDACIÓN
sp3
METANO
El carbono sólo podría
formar dos enlaces C-H
sp3
–4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano
–3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3
–2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O
HIBRIDACIÓN
sp2
ETENO Hibridación
sp2
sp2 2pz
sp2
–3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3
–1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno
Hibridación
sp2
sp2 2pz
Estabilidad debida a la deslocalización de los electrones del anillo
(aromaticidad)
BENCENO
HIBRIDACIÓN
sp2
GRUPO CARBONILO
Átomo carbono: Hibridación sp2 Átomo oxígeno: Hibridación sp2
(Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)
HIBRIDACIÓN
sp
ACETILENO
sp
–2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2
–2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2
–1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO
sp3
Nitrógeno
Oxígeno
Estructura
Tipo Aminas Sales de
amonio
Alcoholes
Éteres Alcóxidos
Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -
sp2
Nitrógeno
Oxígeno
Estructura
Tipo Iminas Sales de imonio Carbonilos
Geometría Trigonal plana Trigonal plana 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.
.
sp
Nitrógeno
Los nitrilos son compuestos estables
Estructura
Tipo Nitrilos
Geometría Lineal
PARÁMETROS DE ENLACE Enlace
Longitud típica
(A)
Momento
dipolar (D)
Energía de
disociación
(kcal/mol)
C-H 1.07 0.40 99
X-H 1.01(N)
0.96(O)
1.31(N)
1.51(O)
93(N)
111(O)
C-C 1.54 0 83
C=C 1.33 0 146
CC 1.20 0 200
C-N 1.47 0.22 73
C=N 1.30 1.90 147
CN 1.16 3.50 213
C-O 1.43 0.74 86
C=O 1.23 2.30 184
C-Cl 1.78 1.46 81
C-Br 1.93 1.38 68
C-I 2.14 1.19 51
Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados
tienen cierta diferencia de electronegatividad
Enlace covalente polar: Polaridad de los enlaces y las moléculas
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.
Moléculas polares.
Tienen no nulo:
Moléculas con un sólo enlace
covalente. Ej: HCl.
Moléculas angulares, piramidales, ....
Ej: H2O, NH3
Moléculas apolares.
Tienen nulo:
Moléculas con enlaces apolares.
Ej: H2, Cl2.
Moléculas simétricas = 0.
Ej: CH4, CO2.
CO2 BF3
CH4 H2O
NH3
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
La mezcla de N orbitales atómicos da lugar a N orbitales moleculares
Ej.: Hidrógeno
La combinación de dos orbitales atómicos 1s da lugar a un orbital molecular enlazante σ y a un orbital
antienlazante σ*.
Los dos electrones de la molécula ocupan el orbital molecular enlazante
Los enlaces covalentes se producen por solapamiento de orbitales
atómicos semiocupados de distintos átomos
Orbital 1s semiocupado de
un átomo de H Orbital 1s semiocupado de
un átomo de H
Molécula de hidrógeno
Tipos de enlace covalente según el solapamiento
Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal
Enlace tipo pi π: solapamiento lateral
Los orbitales moleculares tipo σ también se pueden formar por solapamiento frontal de orbitales p
o de orbitales híbridos
Los orbitales moleculares tipo π se producen por solapamiento lateral de orbitales p
Formación de dos orbitales π por solapamiento lateral de orbitales p. Triple enlace
carbono-carbono.
Modelos y proyecciones
Existen varios métodos para representar la estructura u ordenación tridimensional de los átomos en una molécula orgánica.
Esferas y barras
Modelos y proyecciones
Modelo de volumen
Proyección de Fischer
En una proyección de Fischer, un átomo de carbono tetraédrico se
representa por dos líneas cruzadas. Por convención, las líneas horizontales
representan enlaces que salen de la página hacia el lector, y las líneas
verticales representan enlaces que entran en la página y se alejan del lector.
Proyección de Newman
Silla y bote
Cuñas Mediante trazo normal se indican los enlaces que están sobre el plano del
papel. Mediante trazo grueso se indican los enlaces que salen del papel
hacia el observador. Mediante enlace a trazos discontinuos se indican los
enlaces que salen del papel alejándose del observador
Caballete El carbono más próximo al observador se encuentra abajo y a la
derecha. Mientras que el más alejado está arriba a la izquierda.
4.- ISOMERÍA
¿QUE SON ISOMEROS?
Dos especies químicas diferentes se dice que
son isómeras cuando tienen la misma
composición elemental y el mismo peso
molecular
Los isómeros no son superponibles y tienen el
mismo número de átomos de cada tipo
TIPOS DE ISOMERIA
ISOMEROS ESTRUCTURALES
ESTEREOISOMEROS
TIPOS DE ISOMERÍA
5.1.- ISOMERÍA ESTRUCTURAL
Isomería de cadena
Isomería de posición
Isomería de función
Son isómeros que difieren entre sí en que sus
átomos están unidos de diferente forma
- No todos los grupos están unidos a los mismos centros
-Son moléculas muy diferentes tanto en sus propiedades físicas como
químicas
ISOMERÍA DE CADENA
¿Cuántos isómeros tiene el butano?
¿Cuántos isómeros tiene el pentano?
Los isómeros de cadena difieren en la forma en que están unidos los
átomos de carbono entre sí para formar una cadena
ISOMERÍA DE POSICIÓN
Hay dos isómeros estructurales con
la fórmula molecular C3H7Br
Del alcohol con fórmula molecular C4H9OH se obtienen:
Dos isómeros de posición Dos isómeros de cadena
Los isómeros de posición difieren en las posiciones que ocupan sus
grupos en la estructura carbonada
En los derivados del benceno se dan casos muy importantes de isomería de posición
Fórmula molecular C7H8Cl
ISOMERÍA DE FUNCIÓN
Fórmula molecular C3H6O
2-propen-1-ol
Los isómeros de función difieren en sus grupos funcionales
- La forma en que están unidos los átomos da lugar a grupos funcionales
distintos
Fórmula molecular C3H6O2
5.2.- ESTEREOISOMERÍA
- ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
-ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
- ENANTIOMEROS
- DIASTEROISOMEROS
La transformación de unos en otros consiste en giros de grupos en
el espacio alrededor de enlaces sencillos
ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
Confórmeros del etano SON ESTEREOISOMEROS NO
AISLABLES POR SEPARADO A
TEMPERATURA AMBIENTE O
PROXIMA A ELLA
La barrera energética a superar para
la interconversion es baja
ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
Para transformar uno en otro, no basta con realizar giros alrededor
de enlaces sencillos sino que es necesario romper y formar enlaces.
SON ESTEREOISOMEROS
AISLABLES POR SEPARADO
A TEMPERATURA
AMBIENTE O PROXIMA A
ELLA
La barrera energética a
superar para la interconversión
de estereoisómeros
configuracionales es alta
Diasteroisómeros
Enantiómeros
QUIRAL
ES AQUEL QUE NO ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN
EL ESPEJO
MOLÉCULA QUIRAL
AQUIRAL
ES AQUEL QUE ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL
ESPEJO
Tienen elementos de simetría
ENANTIOMEROS
DOS ESTEREOISOMEROS SON ENANTIOMEROS CUANDO
UNO ES LA IMAGEN EN EL ESPEJO DEL OTRO
Son imágenes especulares
DIASTEROISOMEROS
SON ESTEREOISOMEROS NO ENANTIOMEROS
Uno no es la imagen en el espejo del otro
Clasificación de las relaciones entre moléculas
¿Tienen la misma fórmula molecular?
ó
¿Son iguales sus pesos moleculares
y sus composiciones elementales?
SI NO No son isómeros
Son la misma
molécula
¿Son superponibles?
SI NO
Son isómeros Son isómeros
estructurales
¿Difieren únicamente en el arreglo
de sus átomos en el espacio? NO
SI
Son estereoisómeros
Son estereoisómeros
configuracionales
Son estereoisómeros
conformacionales
SI
¿Son aislables a temperatura
ambiente o próxima a ella?
NO SI
¿Es uno de ellos superponible con
la imagen en el espejo del otro?
NO
Son enantiómeros
Son quirales ¿Son superponibles con sus
respectivas imágenes en el espejo? SI NO Son aquirales
Son diasteroisómeros