Teoría estructural de Kekulé: fórmulas estructurales

Transcripción

1 TEMA 1.- Enlaces en las moléculas orgánicas. Enlaces C-, metano. Enlaces C-C, etano. Enlaces C=C, etileno. Enlaces C C, acetileno. Enlaces sencillos carbono heteroátomo. Enlaces múltiles carbono heteroátomo. Longitud y fortaleza de enlaces. Uniones no covalentes. Resonancia, Formalismo de Flechas, Carga formal. Teoría estructural de Kekulé: fórmulas estructurales En 1858 Kekulé rouso una teoría estructural que se basaba en la tetravalencia del átomo de carbono y en el conceto de enlace químico. La teoría estructural de Kekulé ermitó exlicar el fenómeno de la isomería, es decir la resencia de diferentes roiedades físicas y/o químicas en comuestos con la misma fórmula molecular. En 1916, la introducción del conceto de enlace covalente or el químico estadounidense Lewis roorcionó la base que ermitió relacionar las estructuras de las moléculas orgánicas y sus roiedades químicas. Reresentación de Lewis de las moléculas orgánicas Regla del octete La tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica externa de 8 electrones. Según Lewis una caa llena de electrones es esecialmente estable y los átomos transfieren o comarten electrones ara tratar de alcanzar una caa llena de electrones y alcanzar, así, la estructura electrónica estable similar a la del gas noble más róximo, que normalmente contiene 8 electrones en su caa más externa. Enlace covalente Cuando dos átomos comarten dos electrones entre sí se forma entre ellos un enlace covalente. Los átomos, de acuerdo con su configuración electrónica, ueden cumlir la regla del octeto con ares de electrones comartidos (electrones enlazantes) y ares de electrones sin comartir (electrones no enlazantes). 1

2 un unto ara reresentar a un electrón de valencia un ar de untos o una línea ara reresentar a ares de electrones Cuando se comarte un ar de electrones entre dos átomos se forma un enlace simle. Dos ares electrónicos, como la del etileno, se dice que estos átomos están unidos mediante un enlace doble. Tres ares de electrones, como los de la molécula de acetileno, es un trile enlace. Tios de enlace Iónico: Pérdida o ganancia de electrones; unión or atracción electrostática Li. Covalente: Se comarten electrones. Estructuras de Lewis.. C.. Cl.. 4. : C.. : Enlace covalente olar: Se unen átomos de diferente electronegatividad δ δ - C X Li Cl - (2,2) Li (1,1) Na (0,9) Be (1,6) B (2,0) C (2,6) N (3,0) O (3,4) F (4,0) 2

3 Orbitales atómicos (ψ) Descrición mecánica-cuántica de los e - (orbitales) alrededor del núcleo Los orbitales tienen diferente energía Diferentes formas: s,, d,.. Los e - se encuentran agruados en caas: 1, 2, 3.. (2, 8, 18 e - ) Se llenan rimero los orbitales de menor energía Princiio de exclusión de Pauli: En cada orbital un nº máximo de 2 e - con sines ouestos Regla de und: En orbitales de la misma energía (orbitales degenerados), se llenan rimero cada uno de ellos con 1 e - con el mismo sin, y a continuación se van añadiendo los restantes e- a los orbitales que queden. Nº de orbitales y e - en las tres rimeras caas Nº de caa Nº orbitales s Nº orbitales Nº orbitales d Nº de e - (caa comleta) x 2y 2z 2s 1s C(6e-)Caaabierta 2Px 2y 2z 2s 1s Ne (10 e-) Caa cerrada 3

4 y Nodo x z 2s y y Nodo x x z z 1s 2s y y y z - x z - x z - x 2x 2y 2z 4

5 Naturaleza de los enlaces C-C en los comuestos orgánicos Enlace covalente Método del orbital molecular (OM) Combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO) El enlace covalente se forma or suerosición de dos rbitales atómicos (OA) uno de cada átomo. Orbitales Moleculares: solaamiento de orbitales atómicos OM enlazante OM antienlazante Enlace sigma (σ) Enlace i (π) 2 : 1s 1s Nodo σ OM antienlazante E OA 1s 1s : σ OM enlazante 5

6 s s : OM s-s σ s OM -s σ OM - σ π Características de los enlaces: Longitud Angulo (geometría) (hibridación) Energía de enlace Polaridad Cl O N C Cl Cl Cl olar olar aolar 6

7 Orbitales híbridos: s 3, s 2, s s3 E s3 OA del carbono 4Os 3 equivalentes 109,5º O s 3 tetraedro metano enlace σ s 3 -s enlace σ s 3 -s 3 7

8 s2 E s 2 OA del carbono Se combina el orbital 2s y dos orbitales 2 ara obtener 3 O s 2 yqueda1e - en un orbital 120º 3Os 2 s 2 s 2 s 2 s 2 s 2 s 2 vista lateral vista desde arriba s 2 s 2 s 2 s 2 s 2 s 2 π σ σ se forma con 2 e - or solaamiento de orbitales s 2 π se forma con 2 e - or solaamiento aralelo de dos orbitales Eteno 8

9 s E s OA del carbono Se combina el orbital 2s y un orbital 2 ara obtener 2 O s y queda 1e - en cada uno de los 2 orbitales 2Os s s s s σ π 1 π 2 etino La molécula de etileno 9

10 s3: C 4, Cl 4 C, C-C s2: F 3 B, Cl 3 B, C=C s: C C C-C C=C C ibridación s3 s2 s Long. de enlace 1,54 Å 1,34 Å 1,21 Å Angulo de enlace 109,5º 120º 180º Geometría alternada lana lineal Rotación libre imedida imedida 10

11 Los grandes gruos de interacciones no covalentes son: Interacciones Electrostáticas Interacciones Diolo-diolo Enlace o uente de hidrógeno Entre gruos cargados e iones Entre moléculas como diolos Enlace arcialmente covalente Fuerzas de Van der Waals Interacciones hidrofóbicas Entre moléculas neutras Deenden de la elevada entroía del agua 11

12 Fuerzas diolo-diolo Se observan en moléculas covalentes olares (enlaces entre átomos diferentes: Cl-) Distribución no homogénea de cargas Fuerzas electrostáticas débiles (1-3 Kcal/mol) Deenden de la distancia 1/r 3 : La energía necesaria ara seararlas es inversamente roorcional al cubo de la distancia que seara los átomos Camo eléctrico: orienta diolos Ej. PCl 3, 2 S, C 2 Cl 2, C 3 O, glucosa, etc.. Enlace de hidrógeno Entre moléculas con enlazado covalentemente al F, O, N Gran acercamiento debido al tamaño equeño del F, O, N Diolo-diolo esecial Enlaces más fuertes (3-7 Kcal/mol) Electronegatividad: F (4,0) O (3,5) N (3,0) (2,1) 12

13 Fuerzas de van der Waals (F. de London, F. de disersión) Todos los átomos o moléculas olares o no olares exerimentan este tio de fuerzas que resultan del movimiento de e -. Interés en moléculas no olares Atracciones núcleos y nubes de e- entre átomos no enlazados Fuerzas muy débiles (0,6 Kcal/mol) Deenden de la distancia 1/r 6 Reulsión cuando se aroximan demasiado Interacciones hidrofóbicas Interacciones entre gruos no olares Fuerzas muy débiles 13

14 Estructuras de resonancia Algunas moléculas orgánicas se ueden reresentar mediante dos o más estructuras de Lewis, que difieren entre sí únicamente en la distribución de los electrones, y que se denominan estructuras resonantes. En estos casos, la molécula tendrá características de ambas estructuras, será más estable y se dice que la molécula es un híbrido de resonancia de las estructuras resonantes. Contribución de las estructuras resonantes 1. Una estructura resonante será tanto más estable cuanto mayor sea el número de enlaces formales que osea. 2. Las estructuras iónicas con searación de cargas son más inestables que las no cargadas. 3. Entre dos estructuras resonantes con searación de cargas, y en igualdad de otras condiciones, será más estable la estructura con la carga negativa en el átomo más electronegativo. 4. Las estructuras resonantes con octetos comletos en todos los átomos de la segunda fila del Sistema Periódico son articularmente estables, aunque ello suonga la resencia de una carga ositiva en un átomo electronegativo. 14

15 Cómo dibujar estructuras resonantes 1. Dibujar una estructura de Lewis ara el comuesto en cuestión. 2. Tomando como base la estructura de Lewis acabada de dibujar se dibuja otra estructura de Lewis de manera que: a) Todos los núcleos mantengan su osición original. b) Se mantenga el mismo número de electrones aareados. A continuación se alican estas reglas ara el dibujo de las estructuras resonantes de la acetamida: SIMBOLISMO DE LAS FLECAS EN QUÍMICA ORGÁNICA Reacción Equilibrio Resonancia Retrosíntesis Posibles o varios asos Movimiento de un ar de electrones Movimiento de un electrón 15