UNIDAD I QUÍMIA DE LOS IDROARBUROS Principios Básicos de Química Orgánica Q.A. Eduardo Vega Barrios Pte. M. en.q. Macaria ernández hávez
1.4. DIFERENIAS ENTRE LOS OMPUESTOS ORGÁNIOS E INORGÁNIOS A principio del siglo XX, el número de compuestos inorgánicos y orgánicos era del mismo orden, unos cien mil. El número de compuestos que contienen carbono es muchas veces mayor que el número de los que no lo contienen. Ya que los átomos de carbono pueden unirse entre sí formando cadenas de miles de átomos, anillos de diferentes tamaños y estas cadenas y anillos pueden estar ramificados, además de que pueden unirse otros átomos. Estos compuestos orgánicos se han dividido en familias que, en general, no tienen equivalentes entre los inorgánicos. Actualmente se conocen muchos más compuestos orgánicos que inorgánicos. En los primeros son pocos los elementos que intervienen en su formación por ejemplo:,, O, N, S, P, los halógenos y algunos metales pero estos compuestos se contabilizan por millones anualmente; y en los segundos todos los elementos de la tabla periódica. El número de compuestos inorgánicos también aumenta, pero a un ritmo mucho menor. Pero, uál es la razón principal de que existan tantos compuestos orgánicos?, qué tiene el carbono en especial, que se dedica toda una rama de la química a estudiar sus compuestos?. Veamos algunas de las características del carbono y de sus compuestos. Teoría Estructural Entre 1858 y 1861, Friedrich August Kekulé, Archibald Scott ouper y Alexander Mijailovich Butlerov, trabajando en forma independiente, sentaron las bases de la teoría estructural. La teoría estructural es un conjunto de ideas de cómo se unen los átomos para formar moléculas. Esta teoría está integrada por dos ideas centrales: 1. Los átomos de los elementos en los compuestos orgánicos pueden formar un número fijo de enlaces (la medida de esta capacidad se llama valencia). Así tenemos que: O l LO S ÁTOMO S D E AR B ON O S O N TE TR AVAL E NTES LOS Á TOMOS DE ÓX I G ENO SO N D IV ALE N T ES LOS Á T OM O S DE IDR Ó GE NO Y LORO S ON MONOV AL E NTE S
2. Un átomo de carbono puede usar una o más de sus valencias para formar enlaces con otros átomos de carbono: EN L AE SE N I L LO E NLAE D OB LE EN LAE TRIPLE La importancia de la teoría estructural la podemos apreciar si tomamos como ejemplo a dos compuestos que tienen la misma fórmula molecular 2 6 O, pero propiedades totalmente diferentes. Esta fórmula molecular no presenta base alguna para apreciar la diferencia entre las propiedades de uno y otro compuesto, pero la teoría estructural proporciona una solución por medio de las fórmulas estructurales de los dos compuestos, ya que sus fórmulas estructurales son diferentes: PROPIEDADES ompuesto A 2 6 O ompuesto B 2 6 O Punto de ebullición º 78.5-24.9 Punto de fusión º -117.3-138 Reacción con el sodio Si reacciona No reacciona Fig. 1 Modelos de esferas del alcohol etílico y del éter dimetílico. Las esferas en color blanco representan los átomos de hidrógeno, las esferas en color gris representan a los átomos de carbono y las esferas en color rojo representan al átomo de oxígeno. Pon especial atención en que la fórmula estructural coincide con la representación del modelo de esferas.
Al observar sus fórmulas estructurales, podemos inferir que las diferencias entre ambos compuestos, se halla en la forma en cómo están unidos sus átomos en cada una de las moléculas. Otra de las diferencias entre los compuestos orgánicos e inorgánicos, es el tipo de enlace que forman. Los compuestos orgánicos están unidos por enlaces covalentes, mientras que los compuestos inorgánicos están unidos por enlaces iónicos. La siguiente tabla muestra las diferencias en las propiedades entre los compuestos orgánicos e inorgánicos. Propiedades ompuestos Orgánicos ompuestos Inorgánicos Enlaces entre átomos ovalente Generalmente iónicos Interacciones moleculares Generalmente débiles Fuertes Estado físico Gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión Sólidos de alto punto de fusión Inflamabilidad Inflamables Generalmente no inflamables Solubilidad en agua Generalmente baja Generalmente alta onductividad en solución acuosa No conductores onductores
1.5. FÓRMULAS MOLEULARES, DESARROLLADAS Y SEMIDESARROLLADAS Las moléculas son entidades tridimensionales, y su estructura es uno de los principales factores que determinan sus propiedades físicas y la forma en que las moléculas interactúan entre sí. Ya que las moléculas son muy pequeñas para ser vistas, los químicos han desarrollado formas para representarlas dependiendo de la información que se requiera. TIPO DE FÓRMULA INFORMAIÓN EJEMPLO ondensada Nos indica los elementos presentes, así como la relación entre ellos. 3 8 O Semidesarrollada Desarrollada Nos indica a todos los átomos presentes en la molécula y nos indica las uniones entre los mismos para enfatizar las principales características estructurales de la molécula. Nos indica todos los átomos en la molécula y todos los enlaces presentes entre sí. 3 O O 3 En moléculas que contienen un gran número de átomos o estructuras muy complejas, el representar cada unión y cada átomo consume tiempo y espacio; por lo que se recomienda la notación semidesarrollada. Ejemplo: o 3-2- 2-2- 2-2 - 2-3
Sin embargo no todos los hidrocarburos son grandes cadenas lineales, muchos son anillos y debido a que la representación estructural de la molécula en dos dimensiones se observa desordenada y no muestra claramente el anillo, se recomienda también utilizar la formula semidesarrollada. Ejemplo 6 12, comprueba que el número de átomos de hidrógeno son iguales en cada representación contando el número de átomos de hidrógeno en ambas estructuras: 2 2 2 2 3 Existe también otra forma más sencilla de representar las estructuras, esta forma de representación se le conoce como estructuras de esqueleto y sus reglas para trazarlas son simples: 1. Por lo general no se ilustran los átomos de carbono. En vez de ello, se supone que hay un átomo de carbono en la intersección de dos enlaces (rayas) y al final de cada enlace (raya). 2. No aparecen los átomos de hidrógeno enlazados con los carbonos. Puesto que el carbono tiene valencia de 4, se agregan mentalmente la cantidad correcta de átomos de hidrógeno a cada carbono. 3. Se incluye todo átomo que no sea carbono ni hidrógeno. En las siguientes estructuras de esqueleto, indica dónde se localizan los átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno de cada una. Esto para comprobar que coincide la fórmula condensada con la estructura de esqueleto.
Tipos de cadena: Una de las características que tienen los átomos de carbono, es su capacidad de combinarse entre sí formando largas cadenas. Se conocen miles de estas cadenas, las cuales adquieren diferentes arreglos tridimensionales en el espacio y, dependiendo de éstos, presentarán diferentes propiedades físicas y químicas. Las cadenas de carbono son la secuencia de átomos de carbono, unidos entre sí, que forman el esqueleto o cadena principal de la molécula orgánica. ay diferentes tipos de cadena, según sea su forma: abierta o acíclica, cerrada o cíclica, lineal o ramificada, saturada o insaturada. Abierta o acíclica. Los átomos de carbono extremos (primero y último) no están unidos entre sí. No forman anillos o ciclos. Las cadenas abiertas a su vez se clasifican en lineales, ramificadas o arborescentes, saturadas o insaturadas. ADENAS ABIERTAS LINEAL Son cadenas lineales aquéllas donde los átomos de carbono se unen en forma continua. En ella los átomos de carbono pueden
escribirse en línea recta, retorcida o quebrada para ahorrar espacio. No llevan ningún tipo de sustitución. RAMIFIADA Se forman cuando un carbón o grupo de átomos de carbono se unen a un carbono no terminal de la cadena principal. SATURADA adena carbonada que únicamente contiene enlaces sencillos. INSATURADA adena carbonada que contiene enlaces dobles o triples. errada o cíclica. adena en la que se unen los carbonos de los extremos. A partir de una cadena lineal el carbono primero y el último se unen. Ejemplos: lasificación de los átomos de carbono: A los carbonos que forman la estructura de las moléculas (cadenas) se les llama: arbonos primarios, a los que están unidos a un sólo átomo de carbono (no importa que el enlace sea simple o no). arbonos secundarios, terciarios o cuaternarios, a los que están unidos respectivamente a dos, tres o cuatro átomos de carbono diferentes.
La clasificación de los átomos de carbono se representa a continuación. ada átomo de carbono de la clasificación está representado en color rojo: PRIMARIO SEUNDARIO TERIARIO UATERNARIO
1.6. ISOMERÍA Y LASES DE ISOMERÍA La isomería es un fenómeno común en la química del carbono y una de las razones que hacen aumentar el número de compuestos orgánicos en la naturaleza. Se denominan isómeros a los compuestos que poseen la misma fórmula molecular, pero que poseen diferentes propiedades físicas y químicas debido a que sus átomos están ordenados de distinto modo en la molécula. Según la diferente disposición espacial de los átomos de carbono en las moléculas, podemos tener varios tipos de isomería y se clasifican en dos grupos: Isómeros constitucionales Estereoisómeros. En este curso analizaremos a los isómeros constitucionales: Isómeros constitucionales. Los isómeros constitucionales difieren en la forma de unión de sus átomos y se clasifican en isómeros de cadena, posición y función.
Isómeros de cadena Resultan cuando se presentan diferencias en las ramificaciones y/o estructura de la cadena hidrocarbonada. Un ejemplo es el pentano 5 12 : Estos compuestos son isómeros de cadena con diferente estructura y distintas propiedades. Isómeros de posición Resultan cuando el grupo funcional o sustituyente, presente en la molécula, va variando de posición en la cadena del compuesto. Un ejemplo es el cloro pentano 5 11 l que puede presentar los siguientes isómeros de posición: l l l Isómeros de función Resultan cuando tienen un grupo funcional diferente, y por lo tanto pertenecen a una familia de compuestos distinta. Por ejemplo el compuesto de fórmula molecular 3 8 O puede presentar los isómeros de función (función alcohol ó función cetona): O 2 2 3 3 O 3 ALOOL PRO PÍLI O PR O P AN ON A
1.7. IBRIDAIÓN onfiguración electrónica del átomo de carbono. El átomo de carbono se localiza en el grupo 14 de la tabla periódica, tiene un número atómico de Z=6, por lo que alrededor del núcleo presenta 6 electrones distribuidos en los diferentes niveles de energía. Por lo que su configuración electrónica en estado basal es: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0 De acuerdo con esta distribución el átomo de carbono tiene dos electrones desapareados, en su nivel de valencia, por lo que los compuestos formados con otros átomos serían divalentes; es decir, tendría valencia de dos. Esto sugiere que el compuesto más simple formado por el carbono y el hidrógeno seria el 2. Sin embargo desde 1858, August Kekule y Archibaldouper propusieron de manera individual que el carbono tiene cuatro unidades de afinidad en los compuestos orgánicos, y forma cuatro enlaces cuando se une a otros elementos para formar compuestos estables. Por lo que el compuesto más sencillo y estable del carbono con el hidrógeno es el metano 4. De tal forma que el carbono alcanza el octeto de electrones, en vez de solo seis electrones como en el 2. Para explicar esto en 1931 Linus Pauling, demostró matemáticamente como se pueden combinar o hibridar, un orbital s y tres orbitales p para formar cuatro orbitales atómicos equivalentes. Estos orbitales híbridos, forman enlaces más fuertes que los orbitales s o p no hibridados.
La hibridación consiste en una mezcla de orbitales puros en un estado excitado para formar orbitales híbridos equivalentes con orientaciones determinadas en el espacio. ibridación sp 3 (Tetraédrica) El primer paso en la hibridación, es la promoción o traslado de un electrón con energía y comportamiento del orbital 2s al orbital 2p. La promoción del electrón implica un nivel energético mayor lo que conlleva un reacomodo energético para conseguir un estado energético estable que se da en la formación de orbitales puros, y formando cuatro orbitales híbridos sp 3. 1 orbital s + 3 orbitales p = 4 orbitales sp 3 (4 enlaces σ sigma) omo no sobra ningún orbital p no hay enlaces π (no hay dobles enlaces, sólo enlaces sencillos σ) = 1s 2 2s 2 2p 2 Estado basal Estado excitado Estado híbrido 1s 2 2s 2 1 1 0 2p x 2p y 2p z 2s 1 1 1 1 2p x 2p y 2p z sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 ibridación Promoción Estos orbítales son idénticos entre sí, pero diferentes de los originales, ya que tienen características energéticas de los orbítales s y p combinadas. on este tipo de hibridación se forman cuatro enlaces sencillos. Los orbitales híbridos tendrán la misma forma y la misma energía, por ello se dice, que son equivalentes. Presentan un arreglo geométrico tetraédrico y sus ángulos de enlace de 109.5º.
ibridación sp 2 (Triangular plana) En la hibridación sp 2 se hibridan los orbitales 2s, y dos de los orbitales 2p, resultando tres orbitales idénticos sp 2 y un electrón en un orbital puro 2p. El carbono hibridado sp 2 es característico del doble enlace y da lugar a la serie de los alquenos. El enlace π (pi) es más débil que el enlace σ lo cual explica la mayor reactividad de los alquenos, debido al grado de insaturación que presentan los dobles enlaces, el doble enlace impide la libre rotación libre de la molécula. 1 orbital s + 2 orbitales p = 3 orbitales sp 2 (3 enlaces σ sigma + 1 enlace π pi) omo sobra 1 orbital p sin hibridar tendremos 1 enlace π disponible para formar doble enlace = 1s 2 2s 2 2p 2 Estado basal Estado excitado Estado híbrido 1s 2 2s 2 1 1 0 2p x 2p y 2p z 2s 1 1 1 1 2p x 2p y 2p z sp 2 sp 2 sp 2 p ibridación Promoción Estos orbítales son idénticos entre sí, pero diferentes de los originales, ya que tienen características energéticas de los orbítales s y p combinadas. on este tipo de hibridación se forman tres enlaces sencillos. Los orbitales híbridos tendrán la misma forma y la misma energía, por ello se dice, que son equivalentes. Presentan un arreglo geométrico trigonal plana y sus ángulos de enlace de 120º.
ibridación sp (Lineal) En la hibridación sp se hibridan los orbitales 2s, y uno de los orbitales 2p, resultando dos orbitales idénticos sp y dos orbitales puros 2p. El carbono hibridado sp es característico del triple enlace y da lugar a la serie de los alquinos. El enlace π (pi) es más débil que el enlace σ lo cual explica la mayor reactividad de los alquinos, debido a un mayor grado de insaturación que presentan los triples enlaces, el triple enlace impide la libre rotación libre de la molécula y esta es lineal. 1 orbital s + 1 orbital p = 2 orbitales sp (2 enlaces σ sigma+ 2 enlace π) omo sobran 2 orbitales p sin hibridar tendremos 2 enlaces π (para dobles y triples enlaces) = 1s 2 2s 2 2p 2 Estado basal Estado excitado Estado híbrido 1s 2 2s 2 1 1 0 2p x 2p y 2p z 2s 1 1 1 1 2p x 2p y 2p z sp sp p p ibridación Promoción Estos orbítales presentan unarreglo geométrico linear y sus ángulos de enlace de 180º. z P z x sp P y sp x 180º y y P z Vista 3D
1.8. PRINIPALES OMPUESTOS Y GRUPOS Para estudiar los compuestos orgánicos los clasificamos de acuerdo con la presencia en su estructura de otros elementos de la tabla periódica. La participación de tales elementos da origen a una función química que le confiere propiedades comunes a los compuestos que la presentan en su estructura: OMPUESTOS DEL ARBONO AILÍOS (DE ADENA ABIERTA) SATURADOS ALANOS IDROARBUROS INSATURADOS ALQUENOS ALQUINOS ILÍOS (DE ADENA ERRADA) SATURADOS INSATURADOS O AROMÁTIOS DERIVADOS ALOGENADOS ALOGENUROS DE ALQUIL OMPUESTOS ORGÁNIOS ON ETEROÁTOMOS OMPUESTOS ON OXÍGENO ALOOLES FENOLES ÉTERES ALDEÍDOS OMPUESTOS ON NITRÓGENO AMINAS AMIDAS NITRILOS ETONAS ÁIDOS ARBOXÍLIOS ÉSTERES De acuerdo con el cuadro anterior tenemos cuatro clases: 1) idrocarburos, 2) ompuestos halogenados, 3) ompuestos con oxígeno y 4) ompuestos con nitrógeno. Estas clases se dividen a su vez en diferentes grupos llamados grupos funcionales. Los Grupos funcionales son estructuras submoleculares, caracterizadas por una conectividad y composición específica elemental, que confiere reactividad a la molécula que los contiene y presentan propiedades químicas similares. Algunos ejemplos de estos grupos funcionales se pueden apreciar en el cuadro, y solo los mencionaremos ya que se revisarán en las unidades posteriores.
1.9. RUPTURA OMOLÍTIA Y ETEROLÍTIA Los compuestos orgánicos presentan enlaces covalentes, Todas las reacciones químicas implican ruptura y formación de enlaces. Existen dos formas en que se puede romper un enlace covalente a) Ruptura homolítica b) Ruptura heterolítica Recordemos que el enlace covalente simple, se forma por la compartición de dos electrones, donde cada átomo aporta un electrón. Ruptura homolítica. En ésta ruptura cada uno de los fragmentos conserva un electrón de enlace: Este proceso de ruptura permite formar dos partículas muy activas y neutras (sin carga eléctrica) a los cuales se les denomina radicales libres. Un radical libre es un átomo o grupo atómico que contiene un número impar de electrones de valencia o un electrón sin aparear en uno de sus orbitales. Son activos y rápidamente se unen a otros radicales formando nuevos compuestos. Tales procesos implican la ruptura simétrica y formación constante de enlaces, se denominan reacciones por radicales. Las rupturas homolíticas, generalmente se efectúan en fase gaseosa o en presencia de solventes no polares. Normalmente son catalizadas por la acción de la luz, el calor o por la adición de otros radicales libres.
Ruptura eterolítica. En una ruptura heterolítica, uno de los dos fragmentos conserva los dos electrones del enlace, en tanto que el otro quedo desprovisto de ellos, formándose así dos iones, uno con carga negativa (anión)y el otro con carga positiva(catión), respectivamente. Las rupturas heterolíticas se efectúan en condiciones polares. Referencias. WIKIPEDIA. (15 de Junio de 2010). Recuperado el 10 de Febrero de 2010, de WIKIPEDIA: http://en.wikipedia.org/wiki/organic_chemistry Jr., L. W. (2004). Química Orgánica.Pearson-Prentice all. McMURRY, J. (2001). Química Orgánica. International Thomson. SALOMONS, T. G. (1996). Fundamentals of Organic hemistry. Wiley.