UNIDAD 1 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

Transcripción

1 UNIDAD 1 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

2 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.

3 1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica

4 La Química Orgánica es la parte de la química que estudia los Compuestos de Carbono 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.

5 2.- Estructura electrónica del Carbono

6 MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO Cubierta electrónica Núcleo 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

7 NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA

8 ORBITAL s ORBITALES 1s y 2s

9 ORBITALES 2p

10 ORBITALES 3 d

11 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

12 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)

13 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)

14 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

15 PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICOS

16 PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD

17 3.- Introducción al enlace del Carbono

18 ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE IÓNICO COVALENTE COVALENTE POLAR

19 ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE NO POLAR POLAR

20 TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

21 TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR TEORÍA OCTETO ELECTRÓNICO Lewis Compartición de electrones GEOMETRÍA Método de repulsión de electrones de la capa de valencia ENLACE-VALENCIA Heitler-London Solapamiento de O.A. Hibridación de O.A ORBITAL MOLECULAR Mulliken-Hund Formación de O.M. Orbitales moleculares

22 TEORÍA DE LEWIS Átomos Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico Moléculas Diatómicas

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

25 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

26 Cargas formales Para determinar cargas formales sobre los átomos: Carga Formal = Número e Capa valencia - Número e Desapareados + Mitad e compartidos

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28 Ejercicio: Usar el concepto de carga formal para determinar la estructura de Lewis más estable para a) CO 2 b) N 2 O 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

29 b) Para el N 2 O 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.

30 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

31 En el caso del ion CO 3 2, 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 CO 3 2, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

32 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.

33 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.

34 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)

35 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:

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37 Determinar las estructuras resonantes y determinar la contribuyente (principal)

38 Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP Nitrometano (N,N-dimetilamino)piridina DMAP

39 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)

40 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 Enlazado- Enlazado < No enlazado- < Enlazado No enlazado- No enlazado Repulsión entre pares de electrones

41 Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular Seis pares de e enlazados: Molécula Octaédrica

42 HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV HIBRIDACIÓN sp 3 Todos los enlaces C-H del metano son idénticos METANO El carbono sólo podría formar dos enlaces C-H

43 sp 3 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 3 enlaces sencillos + 1 par e sin compartir. Ej: NH 3 2 enlaces sencillos + 2 par e sin compartir. Ej: H 2 O

44 HIBRIDACIÓN sp 2 ETENO Hibridación sp 2 sp 2 2p z

45 sp 2 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF 3 1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno

46 BENCENO Hibridación sp 2 sp 2 2p z Estabilidad debida a la deslocalización de los electrones del anillo (aromaticidad)

47 HIBRIDACIÓN sp2 GRUPO CARBONILO Átomo carbono: Hibridación sp 2 Átomo oxígeno: Hibridación sp 2

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49 HIBRIDACIÓN sp ACETILENO (Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)

50 sp 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF 2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO 2 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

51 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO sp 3 Nitrógeno Oxígeno Estructura Tipo Aminas Sales de amonio Alcoholes Éteres Alcóxidos Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -

52 sp 2 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.

53 sp. Nitrógeno Estructura Tipo Nitrilos Geometría Lineal Los nitrilos son compuestos estables

54 Enlace covalente polar: Polaridad de los enlaces y las moléculas Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados tienen cierta diferencia de electronegatividad

55 PARÁMETROS DE ENLACE Enlace Longitud típica (A) Momento dipolar (D) Energía de disociación (kcal/mol) C-H X-H 1.01(N) 0.96(O) 1.31(N) 1.51(O) 93(N) 111(O) C-C C=C C C C-N C=N C N C-O C=O C-Cl C-Br C-I

56 Enlace Momentos Dipolares de enlaces 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.

57 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.

58 CO 2 BF 3 CH 4 H 2 O NH 3

59 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

60 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

61 Tipos de enlace covalente según el solapamiento Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal Enlace tipo pi π: solapamiento lateral

62 Los orbitales moleculares tipo σ también se pueden formar por solapamiento frontal de orbitales p o de orbitales híbridos

63 Los orbitales moleculares tipo π se producen por solapamiento lateral de orbitales p

64 Formación de dos orbitales π por solapamiento lateral de orbitales p. Triple enlace carbono-carbono.

65 Modelos y proyecciones Existen varios métodos para representar la estructura u ordenación tridimensional de los átomos en una molécula orgánica. Esferas y barras

66 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.

67 Proyección de Newman Silla y bote

68 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.