LECCIÓN Nº 01 I. CONCEPTOS FUNDAMENTALES DE QUIMICA ORGANICA

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1 LECCIÓN Nº 01 OBJETIVO ESPECÍFICO: El alumno debe conocer los conceptos básicos sobre el origen, desarrollo histórico e importancia de la química orgánica, hibridación, solubilidad, representación de lewis de las moléculas orgánicas, carga formal, estructuras de resonancia, contribución de las estructuras de resonantes y cómo dibujar estructuras resonantes. I. CONCEPTOS FUNDAMENTALES DE QUIMICA ORGANICA 1. Concepto y origen de la Química Orgánica. La Química Orgánica se ocupa del estudio de las propiedades y transformaciones de los compuestos que contienen el elemento carbono. El elevado número y complejidad de estos compuestos se debe a las características de enlazamiento del carbono, que puede formar enlaces hasta con cuatro átomos más. Además, este elemento se puede unir a otros átomos de carbono para dar lugar a largas cadenas constituidas por cientos e incluso miles de átomos. El carbono puede formar enlaces estables con muchos átomos distintos de la tabla periódica y además, puede formar diferentes tipos de enlaces: simples, dobles o triples. La diversidad de la química que tiene como base el carbono no es sorprendente si se piensa en las diferencias que presentan las formas del carbono elemental: diamante y grafito. La Química Orgánica, junto con la Bioquímica, es la ciencia básica que permite explicar los procesos químicos que tienen lugar en los organismos vivos. De hecho, el nombre Química Orgánica proviene de la antigua creencia de que ciertas sustancias sólo podían ser producidas por organismos vivos. 2. Evolución histórica de la Química Orgánica. Los antiguos egipcios, los romanos y los fenicios emplearon varios colorantes que eran verdaderos compuesto químicos puros: el índigo, la alizarina y la legendaria púrpura de Tiro. Los dos primeros colorantes se aislaron de las plantas y el último se obtuvo en pequeñas cantidades a partir de una especie rara de molusco. La fermentación del almidón y de los azúcares para obtener alcohol se conoce desde tiempos históricos. La Química Orgánica, tal y como hoy la conocemos, arranca de finales del siglo XVIII cuando se inició el aislamiento de sustancias orgánicas de extractos de origen natural por el alemán Carl Scheele llevó a cabo entre los años 1769 a En 1784, Lavoisier ideó un método, basado en la combustión de la materia orgánica, que permitía determinar los porcentajes de carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno que constituían los compuestos orgánicos. En 1807, el químico sueco Berzelius denominó, con el nombre de compuestos orgánicos. La teoría de la fuerza vital sufrió un gran revés en 1828, año en el que Wöhler consiguió sintetizar la urea por descomposición térmica del isocianato amónico. Pag: 3

2 Los químicos del siglo XIX pensaron que las diferentes propiedades químicas que presentaban compuestos con la misma fórmula molecular se tenían que deber a la forma en la que se ordenaban los átomos en la estructura molecular. 3. Hibridación Cuando el átomo se encuentra aislado en ausencia de excitación energética, presenta una configuración electrónica ideal, de mínima energía conocida como estado fundamental. Las configuraciones electrónicas fundamentales de esos átomos. Si el átomo recibe excitación energética exterior de baja intensidad, como la producida por aproximación de otros átomos, se produce el fenómeno de promoción de electrones, que consiste en el desapareamiento de un orbital totalmente ocupado pasando un electrón a ocupar otra orbital a mayor distancia del núcleo. La configuración electrónica, resultante de este proceso, recibe el nombre de estado excitación o hibridación. La promoción de electrones de unos a otros orbitales, conduce al establecimiento de las configuraciones electrónicas que conocemos como estados de excitación de los átomos. Los electrones ocupan orbitales atómicos llamados puros y mediante ellos se ha explicado la capacidad de enlace. Empero, en muchos casos las formas las formas de las moléculas están en contradicción con el uso de orbitales atómicos puros. En realidad lo que ocurre es que a partir del estado de excitación los orbitales atómicos puros se asocian dando lugar a nuevos orbitales con disposiciones espaciales y orientaciones diferentes a las originales. Tales orbitales se conocen como orbitales atómicos híbridos. 4. Solubilidad. La regla general es que lo semejante disuelve a lo semejante, las susatancias polares se disuelven en disolventes polares y las no polares en disolventes no polares. Hay cuatro casos distintos a la hora de considerar los efectos de la polaridad sobre la solubilidad. Un soluto polar con un disolvente polar, como la disolución del cloruro sódico (soluto polar) en agua (disolvente polar). Se necesita una gran cantidad de energía para separar los iones del cloruro sódico pero el agua puede separarlos porque los solvata. Es decir, las moléculas de agua rodean al ión con el extremo adecuado del dipolo del agua hacia el ión. Un soluto polar con un disolvente no polar, como el cloruro sódico (soluto polar) en la gasolina (disolvente no polar). En este caso no se produce la disolución del soluto porque las moléculas no polares de los hidrocarburos que constituyen las gasolinas no solvatan a los iones y no pueden superar la gran energía necesaria para romper la red cristalina. Un soluto no polar con un disolvente no polar, como la cera de parafina que se disuelve en gasolina. La cera de parafina está constituida por largas moléculas de hidrocarburo y por tanto son moléculas no polares que se atraen débilmente, y estas atracciones se compensan fácilmente con las atracciones de van der Waals con el disolvente. Un soluto no polar con un disolvente polar, como la cera de parafina y el agua. Las moléculas no polares sólo se atraen débilmente y se necesita poca energía para separarlas. El problema es que las moléculas de agua se atraen fuertemente entre sí, por puentes de hidrógeno. La molécula no polar debería desplazar a estos enlaces, pero casi no se libera energía de solvatación. Pag: 4

3 5. Importancia de la Química Orgánica o 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. o Todos los compuestos responsables de la vida (ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares, lípidos, vitaminas, etc.) son sustancias orgánicas. o El progreso de la Química Orgánica permite profundizar en el esclarecimiento de los procesos vitales. o La industria química orgánica (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. 6. Representación de Lewis de las moléculas orgánicas. Según Lewis una capa llena de electrones es especialmente estable y los átomos transfieren o comparten electrones para tratar de alcanzar una capa llena de electrones y alcanzar, así, la estructura electrónica estable similar a la del gas noble más próximo, que normalmente contiene 8 electrones en su capa más externa. La tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica externa de 8 electrones se la conoce como regla del octeto. Cuando dos átomos comparten dos electrones entre sí se forma entre ellos un enlace covalente. Los átomos, de acuerdo con su configuración electrónica, pueden cumplir la regla del octeto con pares de electrones compartidos (electrones enlazantes) y pares de electrones sin compartir (electrones no enlazantes). Las estructuras de Lewis utilizan un punto para representar a un electrón de valencia, y un par de puntos o una línea para representar a pares de electrones. A continuación, se indica la representación de Lewis de algunas moléculas orgánicas, como el etano, la metilamina, el metanol y el clorometano. Nótese que estas tres últimas contienen átomos que consiguen su octeto electrónico mediante la suma de electrones enlazantes y no enlazantes, como el caso del átomo nitrógeno de la metilamina, del átomo de oxígeno del metanol, o del átomo de cloro del clorometano. Representación de Lewis de algunos compuestos orgánicos Pag: 5

4 Como se acaba de ver, cuando se comparte un par de electrones entre dos átomos se forma un enlace simple. Muchas moléculas orgánicas contienen átomos que comparten dos pares electrónicos, como la del etileno, y se dice que estos átomos están unidos mediante un enlace doble. También hay estructuras orgánicas con átomos que comparten tres pares de electrones, como los de la molécula de acetileno, y en este caso se dice que el enlace entre los átomos es un triple enlace. Representación de Lewis del etileno y del acetileno Método para dibujar las estructuras de Lewis 1. Contar el número de electrones de electrones que tiene cada átomo en su capa exterior y obtener el número total de electrones que tiene la molécula en su capa exterior. 2. Determinar el número de enlaces que tiende a formar cada átomo considerando la regla del octeto. 3. Colocar el átomo que tiende a formar más enlaces en el centro. 4. Colocar H,F,Br,Cl en el exterior. 5. Una vez colocados los átomos conectarlos mediante enlaces simples. 6. Colocar los electrones en los átomos exteriores para satisfacer la regla del octeto para cada uno de estos átomos. 7. Si hay electrones disponibles, añádanse al átomo central para que se cumpla la regla del octeto. 8. Crear los enlaces múltiples (dobles y triples) necesarios entre los átomos exteriores y centrales para satisfacer la regla del octeto moviendo los electrones no compartidos para formar pares de enlace. Ejemplo: HCN Atomo Electrones en capa exterior Enlaces a formar H 1 1 C 4 4 N 5 3 Se dibuja el esqueleto con los átomos conectados por enlaces simples. Puesto que el C es el que más enlaces requiere se coloca en el centro. Se añaden los electrones restantes a los átomos más exteriores hasta llegar a los 10 e - totales. (No quedan electrones para colocar en el Carbono) Pag: 6

5 El Carbono no cumple la regla del octeto (pero el H y el N sí).se mueven los electrones de valencia desde el N para formar un enlace múltiple entre el C y N (triple). 7. Carga Formal La carga formal de una molécula es la suma algebraica de las cargas formales de los átomos que la constituyen, en consecuencia una molécula puede ser neutra aunque los átomos que la componen no lo sean. Los átomos más comunes en los compuestos orgánicos suelen formar un número determinado de enlaces ( C 4 enlaces, N 3 enlaces, O 2 enlaces, H y halógenos 1 enlace). Cuando dichos átomos forman un número de enlaces que no es el indicado, para que la contabilidad de electrones sea coherente, es necesario colocar en ellos una carga formal que se indica mediante un un signo + ó un signo - en las cercanías del átomo correspondiente. La fórmula para calcular la carga formal de cada átomo es la siguiente: CARGA FORMAL = Nº de electrones en capa exterior - 1/2 electrones de enlace electrones no enlazantes Por ejemplo: Nº de electrones en capa exterior para el C = 4 1/2 electrones de enlace = 3 electrones no enlazantes = 2 CARGA FORMAL = = -1 Nº de electrones en capa exterior para el C = 4 1/2 electrones de enlace = 4 electrones no enlazantes = 0 CARGA FORMAL = = 0 Nº de electrones en capa exterior para el C= 4 1/2 electrones de enlace = 3 electrones no enlazantes = 0 CARGA FORMAL = = Resonancia Algunas moléculas orgánicas se pueden representar 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 Pag: 7

6 molécula tendrá características de ambas estructuras y se dice que la molécula es un híbrido de resonancia de las estructuras resonantes. El método de la resonancia permite saber, de forma cualitativa, la estabilización que puede conseguir una molécula por deslocalización electrónica. Cuanto mayor sea el número de estructuras resonantes mediante las que se pueda describir una especie química mayor será su estabilidad. Por ejemplo: Los electrones en el ión acetato (CH 3 CO 2 - ) pueden considerarse como localizados en dos diferentes disposiciones (como se muestra más abajo).ambas estructuras contienen un enlace C = O, que se supone más fuerte y más corto que el enlace simple, y un enlace C O simple. Experimentalmente, ambos enlaces C O parecen tener la misma longitud, y ésta es aproximadamente la media entre la longitud esperada para el enlace simple C O y la esperada para el doble enlace C = O. La explicación a esto, basándose en la teoría de la resonancia, es que esta molécula tiene dos formas resonantes cada una de las cuales aparece el 50% del tiempo. a) Contribución de las estructuras Resonantes 1. Una estructura resonante será tanto más estable cuanto mayor sea el número de enlaces formales que posea. 2. Las estructuras iónicas con separación de cargas son más inestables que las no cargadas. 3. Entre dos estructuras resonantes con separación 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 completos en todos los átomos de la segunda fila del Sistema Periódico son particularmente estables, aunque ello suponga la presencia de una carga positiva en un átomo electronegativo. b) Como Dibujar las Estructuras Resonantes Reglas: 1. Dibujar una estructura de Lewis para el compuesto en cuestión. 2. Tomando como base la estructura de Lewis acabada de dibujar se dibuja estructura de Lewis de manera que: a) Todos los núcleos mantengan su posición original. b) Se mantenga el mismo número de electrones apareados. A continuación se aplican estas reglas para el dibujo de las estructuras resonantes de la acetamida: Pag: 8

7 1. Se dibuja la estructura de Lewis de la acetamida: 2. Tomando como base la estructura de Lewis acabada de dibujar se dibuja otra estructura de Lewis que mantenga los núcleos en la misma posición y que contenga el mismo número de electrones apareados que la primera, tal y como se indica a continuación. Pag: 9