structure and bonding · química orgánica . es el estudio de los compuestos del carbono. la vida...

Química Orgánica QQ 214

Ing. Roque Castillo [email protected]

Consultas: Martes – Jueves, 9am-11am

Unidad I

mailto:[email protected]

Plataforma de la Clase

https://castillodcuire.wordpress.com/category/quimica-organica-qq-214/

La revolución científica ha conducido a: Medicinas mas seguras y eficaces. Ejemplo: antibióticos Cura de enfermedades genéticas Incremento en la expectativa de vida Mejora de la calidad de vida

Los avances científicos en medicina y biología requieren de un entendimiento de la química orgánica.

Revolución Científica

Química Orgánica

Es el estudio de los compuestos del carbono.

La vida en la tierra se basa en el elemento carbono y prospera gracias a la capacidad de los organismos vivos para sintetizar compuestos orgánicos.

TexTE

Pinturas, Tintes

Textiles, fibras

Medicamentos

Compuestos Orgánicos presentes en:

TexTEVita

Compuestos Orgánicos presentes en:

ADN , ARN

Perfumes, Fragancias

Vitaminas, Esencias

Otros usos de los compuestos del carbono

ALIMENTOS. Las tres clases principales de alimentos, carbohidratos, grasas y proteínas son orgánicos al igual que los aditivos y conservadores de alimentos.

COMBUSTIBLES. Dependemos del carbón, gas y

petróleo para obtener energía.

PLASTICOS. Cloruro de polivinilo, sarán, teflón, polietileno.

FIBRAS: Ropa de materiales naturales (lana, algodón) o

sintéticos (nylon y polyester) esta constituida por ellos.

Compuestos Orgánicos Naturales

Nicotina [tabaco]

Vitamina C [membrillo]

Carmina: colorante [cochinilla]

Morfina: analgésico [amapola]

Diferencia entre Cafeína y Teobromina

Teobromina (cacao ) vs Cafeína (café)

Fraccionamiento del Petróleo

Ciclo del Carbono

Excremento & orina

alimento

Biofertilizante

Energía de sol

BIODIGESTOR

Cocina e iluminación

Gases de Invernadero: - Metano, CH4 - CO2 , CO - NOx

Efecto de Invernadero

Comienzos de Química Orgánica A los comienzos del siglo XIX, los científicos clasificaron todos los

compuestos conocidos en dos categorías: compuestos orgánicos que eran derivados de organismos vivos (plantas y animales), mientras que los compuestos inorgánicos eran derivados de fuentes inanimadas (minerales y gases).

Los compuestos orgánicos eran difíciles de asilar y purificar, y durante el calentamiento se descomponían. Estas observaciones, llevaron a la creencia que estos compuestos obtenidos de seres vivos poseían una “fuerza vital” especial, que los compuestos inorgánicos carecían.

El “vitalismo” , estipulaba que era imposible convertir compuestos inorgánicos en compuestos orgánicos sin la introducción de una “fuerza vital” externa.

Primer compuesto orgánico

Friedrich Wöhler (1800 -

1882) hirvió una muestra de cianato de amonio (compuesto inorgánico), obteniendo un solido blanco, urea(compuesto orgánico) un producto del metabolismo.

Obteniéndose así el primer compuesto orgánico en el laboratorio.

Primer compuesto orgánico

Cianato de Amonio

calor

Compuesto Inorgánico

Compuesto Orgánico

Composición de la Orina

Acido Urico

Estructura Química

Cristales de Acido Úrico

bajo luz polarizada

Elementos y Compuestos • Átomo: Partícula más pequeña de un elemento.

• Molécula: partícula mas pequeña de un compuesto; grupo

de átomos enlazado.

• Neutrón: Partícula subatómica neutra.

• Protón: Partícula subatómica con carga positiva.

• Electrón: Partícula subatómica con carga negativa y masa despreciable.

• Núcleo: centro del átomo, contiene protones y neutrones.

Los protones y neutrones de un átomo están empaquetados en un núcleo extremadamente pequeña. Los electrones son mostrados como “nubes” alrededor del núcleo.

Elementos y Compuestos

• Número atómico: número de protones (o electrones) de un átomo.

• Número de masa: número de protones mas número de neutrones de un átomo.

• Isótopo: átomos de un elemento que difieren en cuanto a numero de neutrones.

• Peso atómico: Promedio ponderado de los isótopos naturales de un elemento.

EJERCICIO

El oxígeno tiene 3 isótopos con número de masa de 16, 17 y 18. El número atómico del oxígeno es 8. Cuantos protones y neutrones tiene cada uno de los isótopos? R/ Isótopo 16: 8 protones y 8 neutrones Isótopo 17: 8 protones y 9 neutrones Isótopo 18: 8 protones y 10 neutrones

Configuración Electrónica

Orbital atómico – La región definida en el espacio ocupada por un electrón específico. Orbital s - orbital atómico esférico Orbital p –orbital atómico con forma de mancuernas de pesas.

Cantidades de electrones por nivel de energía y por orbital

Orbital Cantidad máxima de electrones

s 2 p 6 d 10 f 14

Nivel de energía Cantidad máxima de electrones ( 2n2 )

1 2 2 8 3 18 4 32

Orden de Prioridad de llenado de los orbitales

7s 6s 6p 6d 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s

Se empieza aquí

Se termina aquí

Ejercicio

El potasio tiene un número atómico 19 y un electrón impar. Que orbital ocupa este electrón impar?

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Regla del Octeto

La tendencia de los elementos de interactuar con otros a fin de alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles ( 8 electrones en la última capa). Se dice que un elemento tiene un octeto estable cuando tiene una configuración electrónica de capa externa de 8 electrones (s2p6).

Todos los compuestos orgánicos tienen el elemento carbono Elemento del grupo IV A Tiene para compartir 4 electrones Forma 4 enlaces covalentes fuertes Se une a otros carbonos para crear cadenas o

anillos No todos los compuestos del carbono son derivados

de organismos vivos. Cerca del 99% de los 37 millones de compuestos

conocidos contienen carbono.

Carbono

Alótropos del Carbono Alótropo - Moléculas formadas por un solo elemento y que poseen distinta estructura molecular. Alótropos del carbono: • Grafito • Diamante • Grafeno.

Grafeno El grafeno es una sustancia formada por carbono puro, con átomos dispuestos en patrón regular hexagonal, similar al grafito, pero en una hoja de un átomo de espesor.

Grafeno Propiedades: • Es extremadamente duro:

100 veces más resistente que una hipotética lámina de acero del mismo espesor.

• Muy flexible y elástico. • Transparente • Conductividad térmica y

eléctrica altas. • Gran ligereza, como la fibra

de carbono, pero más flexible.

Elementos comunes en compuestos de carbono

Presenter

Presentation Notes

FIGURE 1.2 Elements commonly found in organic compounds. Carbon, hydrogen, and other elements commonly found in organic compounds are shown in the colors typically used to represent them.

Enlaces Químicos

Enlaces Químicos

Enlace químico es la unión de dos átomos en un arreglo estable. A través del enlace, los átomos adquieren un capa externa completa de electrones. Obtienen la configuración de los gases nobles.

Enlaces Químicos

Enlace Iónico: Enlace entre dos átomos causado por atracción electroestática entre iones con carga positiva y negativa. Enlace Covalente: Enlace que se forma cuando se comparten electrones (en pares) entre dos átomos. Los compuestos covalentes no existen como iones, existen como moléculas. Enlace Covalente Polar – Enlace covalente entre dos átomos diferente electronegatividad, lo que causa que un átomo tenga mayor atracción por el par o pares enlazantes de electrones, y que, por tanto, exista separación de carga dentro del enlace

Electronegatividad – capacidad de un átomo para atraer sus electrones de capa externa y los electrones en general

Aumenta la electronegatividad

Aumenta la electronegatividad

Electronegatividad

Inducción del Enlace Covalente Polar

Si la diferencia en electronegatividades es menor que 0.5 enlace covalente no polar e.g. C – H, C- C Si la diferencia en electronegatividades es entre que 0.5 y 1.7 enlace covalente polar e.g. C - O Si la diferencia en electronegatividades es mayor que 1.7 enlace iónico e.g. Na+ OH -

Inducción del Enlace Covalente Polar

La atracción de los electrones por parte del elemento más electronegativo, es llamado inducción, el cual es indicado con frecuencia con una flecha. La inducción causa la formación de cargas parciales positivas y negativas, simbolizadas por la letra griega delta delta (δ). Las cargas parciales que resultan de la inducción resultaran de mucha importancia en temas posteriores.

Representación de Estructura

Estructuras de Lewis Los símbolos en los cuales los electrones de valencia son representados como puntos se llaman estructuras de Lewis. También llamadas fórmulas de electrón-punto. Electrones de valencia – electrones de la capa externa de un átomo.

Como dibujar fórmulas electrón-punto

• Use todos los átomos de la fórmula molecular.

• Satisfaga la valencia (el número de enlaces covalentes que se forman) de cada átomo:

• C: valencia:4 Enlaces: 4 (tetravalente) • N, P: valencia: 5 Enlaces: 3 (trivalente) • O, S: valencia: 6 Enlaces: 2 (divalente) • Halógenos: valencia: 7 Enlaces: 1 (monovalente) • Hidrógeno: valencia: 1 Enlaces: 1 (monovalente)

Como dibujar fórmulas electrón-punto

• Escriba cada átomo mostrando sus electrones de valencia. Asigne una valencia a cada uno.

• Una entre sí de manera continua, con enlaces sencillos (un par de electrones) todos los átomos con valencia mayor que uno. Al unir dos átomos en un enlace sencillo, use un electrón de cada uno.

• Una los átomos monovalentes a los átomos polivalentes hasta que se satisfagan todas las valencias.

Estructuras de Kekulé (estructura de linea-enlace) El enlace covalente de dos electrones es

representado por una línea.

Representación de Estructura

Metano Amoníaco Agua Metanol

Cuantos átomos de hidrógeno une el fósforo en la molécula del fosfina, PH??

Ejemplo1.1 Prediga el número de átomos en una molécula

Clorometano, CH3Cl.

Ejemplo1.2 Dibuje las estructuras de Lewis y Kekulé

Identificando Carga Formal Una carga formal es asociada con cualquier átomo que no muestre el número apropiado de electrones de valencia. Cuando tal átomo es presente en estructura de Lewis, la carga formal debe ser dibujada. El identificar una carga formal requiere dos tareas: 1. Determinar el número apropiado de electrones de

valencia para un átomo. 2. Determinar si el átomo muestra el número

apropiado de electrones.

Identificando Carga Formal

Ejercicio

Identifique la carga formal:

Hibridación del átomo

de carbono

Llenando los Orbitales Atómicos con electrones

La energía de un electrón depende del tipo de orbital que este ocupa. La mayoría de los compuestos orgánicos que se encontrarán estarán compuestos de elementos de la primera y segunda fila o período (H, C, N y O). Estos elementos utilizan los orbitales 1s, 2s y los tres orbitales 2p. Los tres orbitales 2p son equivalentes en energía uno con el otro. Los orbitales con el mismo nivel de energía se llaman orbitales degenerados.

Representación del Orbitales s & p


1. El Principio de Aufbau. El orbital de menor energía es primeramente lleno.

2. El principio de exclusión de Pauli. Cada orbital puede acomodar un máximo de dos electrones que pueden tener giro opuesto. Para entender lo que significa “giro”. Podemos imaginar un electrón girando en el espacio. Los electrones solo pueden tener dos estados de giro. A fin de que el orbital pueda acomodar dos electrones, los electrones deben tener estados de giro opuestos.

3. La regla de Hund. Cuando nos referimos de orbitales degenerados, como los orbitales p, un electrón es colocado en cada orbital degenerado primeramente, antes de que los electrones se emparejen.


ENER

GIA

Teoría del Enlace de Valencia

Entendemos que los electrones ocupan regiones en el espacio llamados orbitales. Un enlace covalente es formado por la superposición de orbitales atómicos. Existen dos teorías que explican la superposición de los orbitales atómicos: • la teoría del enlace de valencia • la teoría orbital molecular (MO)

La teoría del enlace de valencia es mas simplista, y por lo tanto, momentáneamente la abordaremos.


Si nosotros consideramos los electrones como ondas, entonces debemos revisar que sucede cuando dos ondas interactúan entre sí. Dos ondas que se aproximan una a otra pueden interferir una de dos formas: constructivamente o destructivamente. De acuerdo con la teoría del enlace de valencia, un enlace es sencillamente la compartición de la nube de electrones entre dos átomos como el resultado de la interferencia constructiva los orbitales atómicos.


Si las ondas se acercan …

… se cancelan unas a otras

Interferencia Destructiva

nodo

un electrón es como una onda

Si las ondas se acercan …

Distancia internuclear Distancia internuclear

… se refuerzan unas con otras

Interferencia Constructiva


Por ejemplo, el enlace formado entre dos átomos de hidrógeno en el hidrógeno molecular ( H2 ). Este enlace es formado por la superposición de los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno. La nube del electrón de este enlace es primeramente localizado en el eje del enlace (línea que puede ser trazada entre los dos átomos). Este tipo de enlace es llamado enlace sigma (σ) y es caracterizado por una simetría circular con respecto al eje del enlace. Todos los enlaces sencillos son enlaces σ.


Superposición de los orbitales atómicos 1s de los átomos de hidrógeno, formando el hidrógeno molecular (H2).

Enlace sigma, mostrando la simetría circular alrededor del eje del enlace

Sección Circular

Metano e Hibridación sp3

Metano

La configuración electrónica no explica la forma tetraédrica del metano con 4 enlaces C-H. Como explicarlo?


excitación

Nosotros podríamos solventar este problema imaginando un estado excitado del carbono: un estado en el cual un electrón del 2s ha sido promovido a un orbital 2p de mayor energía. Ahora el carbono tiene 4 orbitales capaces de formar enlaces, pero todavía existe un problema. La geometría de los orbitales 2s y los 3 orbitales 2p no explica satisfactoriamente la geometría tridimensional del carbono, porque el orbital s y los 3 orbitales p no ocupan una geometría tetraédrica. Como se solventa este problema?


hibridación

4 orbitales sp3 degenerados

Este problema fue resuelto en 1931 por Linus Pauling, quien sugirió que la configuración electrónica de el carbono en el metano, no debía tener la misma configuración electrónica que el átomo de carbono libre. Específicamente, Pauling matemáticamente promedió o hibridó, el orbital 2s y los 3 orbitales 2p, dando 4 orbitales atómicos hibridados degenerados.


Los 3 orbitales híbridos sp3 son orbitales equivalentes en energía (orbitales degenerados) y por lo tanto ellos se ubicaran tan lejos como sea posible uno del otro, logrando una geometría tetraédrica. Notar que los orbitales atómicos híbridos son asimétricos. Esto es, que los orbitales atómicos híbridos tienen un lóbulo frontal mayor (mostrado en color rojo) y un lóbulo posterior mas pequeño. (mostrado en color azul). El lóbulo frontal mayor posibilita a los orbitales atómicos híbridos el ser mas eficientes que los orbitales p en su habilidad de formar enlaces.


Usando la teoría del enlace de valencia, cada uno de los cuatro enlaces en el metano pueden ser representados por la superposición entre los orbitales atómicos híbridos sp3 del carbono y el orbital s del hidrógeno. Para propósitos de claridad los lóbulos posteriores (color azul) han sido omitidos de la siguiente figura.

Ejercicio

Representación espacial de los orbitales y enlaces del etano, CH3CH3

Enlace σ

Enlace σ

Dobles Enlaces y la Hibridación sp2 Ahora consideremos la estructura de un componente que tenga un doble enlace. El ejemplo más simple es el del etileno:

El etileno exhibe una geometría planar. Un modelo satisfactorio para explicar esta geometría se puede lograr por la maniobra matemática de la hibridación de los orbitales s y pe del carbono para obtener orbitales atómicos hibridados.

Dobles Enlaces y la Hibridación sp2 En el caso del etileno, cada carbono solo necesita realizar enlaces con 3 átomos, no con 4 átomos. Por lo tanto solo necesita 3 orbitales hibridados. El orbital p remanente permanece inalterado.

hibridación 3 orbitales sp2 degenerados

Este orbital queda inalterado

Dobles Enlaces y la Hibridación sp2 El resultado de esta operación matemática es un átomo de carbono con un orbital p y con 3 orbitales hibridados sp2. En la figura, el orbital p es mostrado en rojo y en azul, y los orbitales hibridados son mostrados en gris (por claridad solo se muestra el lóbulo frontal). Estos orbitales se llaman orbitales hibridados sp2 para indicar que ellos son obtenidos al promediar un orbital s y dos orbitales p.

Dobles Enlaces y la Hibridación sp2 Cada átomo de carbono en el etileno tiene 3 orbitales hibridados sp2 disponibles para formar enlaces σ. Un enlace σ se forma entre dos átomos de carbono y cada átomo forma un enlace σ con cada átomo de hidrógeno cercano. En adición, cada átomo de carbono tiene un orbital p orbital (mostrado en rojo y azul). Estos orbitales se superponen entre ellos, lo cual constituye una interacción de enlace separada llamada enlace pi (enlace π).

Enlace π

Enlace π

Enlace σ

Ejercicio Considere la estructura del formaldehído. (a) Identifique el tipo de enlace que se forman entre el carbono

y el oxígeno? (b) Identifique los orbitales atómicos que se forman entre el

carbono y el hidrógeno. (c) Que tipos de orbitales atómicos ocupa los pares solitarios

de electrones del oxígeno?

Triples Enlaces y la Hibridación sp Considere que le sucede al acetileno para formar sus enlaces.

2 orbitales sp degenerados

Estos orbitales quedan inalterados

hibridación

Triples Enlaces y la Hibridación sp Los dos orbitales hibridado sp están disponibles para forma enlaces σ (uno de cada lado), y los dos orbitales p están disponibles para formar enlaces π, dando al acetileno la estructura mostrada. Un triple enlace entre los dos carbonos resulta de 3 interacciones por separado: un enlace σ y dos enlaces π. El enlace σ resulta de la superposición de los orbitales sp, mientras que los dos enlaces π resultan de la superposición de los orbitales p. La geometría del triple enlace es lineal.

Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia: Prediciendo la Geometría de moléculas

A fin de predecir la geometría de compuesto pequeño, necesitamos enfocarnos en el átomo central y contar el número de enlaces σ y los pares de electrones no enlazados. El total (enlaces σ y pares de electrones no enlazados) es llamado número estérico.

# enlaces σ = 4 # pares e no enlazados = 0



Número estérico = 4 Número estérico = 4 Número estérico = 4

Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia: Prediciendo la Geometría de moléculas

El número estérico indica el número de pares de electrones (enlazados y no enlazados) que son repelidos unos con otros. La repulsión causa que los pares de electrones se estructuren asimismos en el espacio tridimensional para alcanzar la máxima distancia entre ellos. Como un resultado, la geometría del átomo central será determinado por el número estérico. Este principio es llamado la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia.

Geometrías resultantes de hibridación sp3

Ejemplo Número Estérico Hibridación

Arreglo de pares de

electrones

Arreglo de átomos (geometría)

CH4 4 sp3 Tetraédrico Tetraédrico

NH3 4 sp3 Tetraédrico Piramidal triangular

H2O 4 sp3 Tetraédrico Inclinado


metano amoníaco

agua


Ejemplo Número Estérico Hibridación

Arreglo de pares de

electrones

Arreglo de átomos (geometría)

BF3 3 sp2 Triangular Planar Triangular Planar

Imina

3 sp2 Triangular Planar Inclinado


BF3

Geometrías resultantes de hibridación sp

Geometría lineal del BeH2

Geometrías resultantes : Resumen

Si el número estérico = 4 Si el número estérico = 3 Si el número estérico = 2

Tetraédrico Arreglo de pares

de electrones

Triangular planar Arreglo de pares de

electrones

Lineal Arreglo de pares

de electrones

Ningún par

Un par

Dos pares

Un par Ningún

par

Tetraédrico Piramidal triangular Inclinado Triangular

Planar Lineal

Ejercicio

Identificar la hibridación de los átomos de oxígeno y de nitrógeno.

Grupos Funcionales y Reactividad

Características de un compuesto orgánico

La mayoría de las moléculas orgánicas poseen enlaces sigma C-C y C-H. Estos enlaces son fuertes, no polares, y no se rompen fácilmente. Moléculas orgánicas pueden tener también las siguientes características estructurales: • Heteroátomos: átomos distintos del carbono o del hidrógeno. Los heteroátomos comunes son nitrógeno, Oxígeno, azufre, fósforo y los halógenos. • Enlaces π. Los enlaces π más comunes ocurren en enlaces dobles C - C y C - O.

Características de un compuesto orgánico

Las anteriores características distinguen una molécula de otra. Ella determinan: • Geometría de la molécula • Propiedades físicas • Reactividad

Todo lo anterior comprende lo que se conoce como grupo funcional.

Grupo Funcional

Unidad estructural (agrupamiento de átomos) de una molécula que caracteriza una clase de compuestos orgánicos y hace que la molécula exhiba las propiedades químicas y físicas características de esa clase de compuestos.

Cadena de carbonos enlazada a … grupo funcional específico

Reactividad ¿Por qué los heteroátomos y los enlaces π confieren reactividad a una molécula particular? • Los heteroátomos tienen parejas solitarias y crean sitios con deficiente de electrones en el carbono. • Los enlaces π se rompen fácilmente en reacciones químicas. Un enlace π hace que una molécula sea una base y un nucleófilo.

Reactividad

El par solitario convierte al oxígeno en una base y un nucleófilo

El enlace π convierte al compuesto en una base y un nucleófilo

Carbono deficiente de electrones

El enlace π es fácilmente roto.

Tipos de Grupos Funcionales Se pueden subdividir en 3 categorías: • Hidrocarburos: Compuestos constituidos de carbono e hidrógeno

únicamente. Pueden ser alifáticos y aromáticos. Alifáticos (del griego aleiphas, grasa) se divide en tres grupos:

• Alcanos. Enlaces σ C-C y C-H. Sin grupo funcional. • Alquenos. Enlaces dobles C-C, como grupo funcional. • Alquinos. Enlaces triples C-C, como grupo funcional.

Aromáticos. Llamados así porque los primeros compuestos conocidos tenían fuertes olores, olores característicos. El compuesto aromático mas sencillo es el benceno.

• Compuestos conteniendo enlace sigma R-Z, donde Z es un elemento electronegativo.

• Compuesto conteniendo el grupo C=O.

Grupo Funcional

Halogenuro de alquilo Cetona

Alqueno Aldehído

Alquino Ácido carboxílico

Alcohol Cloruro de acilo

Grupo Funcional

Eter Anhídrido

Tiol Ester

Sulfuro Amida

Aromático (o areno) Amina

Encuentre los grupos funcionales

Propiedades físicas de los compuestos

orgánicos

Propiedades Físicas

• Fuerzas intermoleculares

• Punto de ebullición

• Punto de fusión

• Solubilidad

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son interacciones que existen entre moléculas. Un grupo funcional determina el tipo y la fuerza de estas interacciones. Las fuerzas intermoleculares dependerá si los compuestos tienen enlaces iónicos o enlaces covalentes.

Fuerzas intermoleculares – Compuestos Iónicos

Los compuestos iónicos contienen partículas se mantienen unidas por interacciones electrostática extremadamente fuertes de carga opuesta. Estas interacciones iónicas son más fuertes que las fuerzas intermoleculares presentes entre las moléculas covalentes, por lo que se necesita una gran cantidad de energía para separar iones cargados opuestamente unos de otros.

Fuerzas intermoleculares – Compuestos Iónicos

Fuerzas intermoleculares – Compuestos covalentes

Los compuestos covalentes están compuestos de moléculas discretas. La naturaleza de las fuerzas entre las moléculas dependen del grupo funcional presente. Hay tres tipos diferentes de interacciones, en orden creciente fuerza: • Fuerzas de Van der Waals • Fuerzas dipolo-dipolo • Puentes de hidrógeno

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de van der Waals, también llamadas fuerzas de dispersión London, son interacciones muy débiles provocados por la momentáneo cambios en la densidad de electrones en una molécula. Las fuerzas de van der Waals son las únicas fuerzas de atracción presente en los compuestos no polares.


Interacción de van der Waals entre dos moléculas de metano, CH4

Densidad electrónica asimétrica crea dipolos temporales.


Factores que afectan las interacciones de van der Waals: • El área superficial de la molécula • Polarización


Área superficial de la molécula Cuanto mayor sea la superficie, mayor es la fuerza de atracción entre dos moléculas, y más fuerte es las fuerzas intermoleculares. Ejemplo: pentano vrs neopentano


Área superficial grande Interacciones de Van der Waals más fuertes


Una molécula compacta y esférica.

Área superficial pequeña Interacciones Van der Waals débiles.


Polarización Es una medida de cómo responde la nube de electrones alrededor de un átomo, a cambios en su entorno electrónico. Átomos más grandes, como el yodo, los cuales mantienen los electrones de valencia más libres, son más polarizables que los átomos más pequeños, como el flúor, que mantienen a los electrones con más fuerza. Radio atómico


Fuerza de atracción débil

Fuerza de atracción fuerte

Átomos pequeños, menos polarizables

Átomos grandes, mejor polarizables

Aunque cualquier atracción única van der Waals es débil, una gran número de interacciones van der Waals crean una fuerza fuerte. Por ejemplo, los geckos pueden adherirse a las paredes y techos debido a interacciones de van der Waals con las superficies con los 500,000 diminutos pelos en cada pie.


La interacción dipolo-dipolo es la atracción que ejerce el extremo positivo de una molécula polar por el negativo de otra semejante. En la acetona, por ejemplo, el hidrógeno relativamente positivo de la molécula es atraído por el oxígeno relativamente negativo de otra.

Interacciones Dipolo - Dipolo

acetona

Atracción neta por dipolos permanentes


Isobutileno Punto de fusión = -140.3 °C Punto de ebullición = -6.9°C

Acetona Punto de fusión = - 94.9 °C Punto de ebullición = 56.3°C

Porqué la diferencias en puntos de fusión y ebullición?

Un tipo de atracción dipolo-dipolo particularmente fuerte es el enlace por puente de hidrógeno, en el cual un átomo de hidrógeno sirve como puente entre dos átomos electronegativos. sujetando a uno con un enlace covalente, y al otro, con fuerzas puramente electrostáticas.


agua

amoníaco

etanol

Puente de Hidrógeno

Puente de Hidrógeno Puentes de hidrógeno entre aminoácidos (unidades estructurales químicas básicas del ADN).

Puente de Hidrógeno Este tipo de atracción es realmente fuerte porque el átomo de hidrógeno es relativamente pequeño, y como resultado, las cargas parciales pueden quedar muy próximas una de la otra. De hecho, el efecto del puente de hidrógeno sobre propiedades físicas puede ser dramático.

¿Pórque la diferencia en los puntos de ebullición?

Estos compuestos tienen la misma fórmula molecular (C2H6O), pero ellos difieren en la forma en que sus átomos están conectados –esto es, ellos difieren en su constitución. Como resultado, ellos son llamados isómeros constitucionales.

Etanol Punto de ebullición = 78.4°C

Metoximetano Punto de ebullición = - 23°C

Puente de Hidrógeno ¿Cuál de los siguientes compuestos presenta el mayor punto de ebullición y cuál presenta el menor punto de ebullición? ¿Pórque?

Trimetilamina Etilmetilamina Propilamina

Los tres compuestos tienen misma fórmula (C3H9N), pero ellos tiene diferentes propiedades como resultado de los puentes de hidrógeno.

Punto eb. = 3.5°C Punto eb. = 37°C Punto eb. = 49°C

Resumen Interacciones Moleculares

Tipo de fuerza Fuerza relativa

Exhibido por Ejemplo

Van der Waals Débil Todas las moléculas

Dipolo-Dipolo Moderada Moléculas con dipolo neto

Puente de hidrógeno

Fuerte Moléculas con enlaces O-H, N-H o H-F

Iónico (ion – ion)

Muy fuerte Compuestos iónicos

El punto de ebullición de un compuesto es la temperatura a la cual un líquido se convierte en gas. En el punto de ebullición, se necesita energía para superar las fuerzas de atracción en el estado líquido. Mientras más fuertes las fuerzas intermoleculares, mayor será el punto de ebullición. • Los compuestos iónicos, dado que estan unidos por

fuerzas muy fuertes, ellos tienen puntos de ebullición altos. Por ejemplo: NaCl, con punto de ebullición 1413°C.

• Con moléculas covalentes, el punto de ebullición dependerá de los grupos funcionales.

Punto de ebullición

Punto de ebullición Compuestos con

fuerzas de Van der Waals

Compuestos con interacciones dipolo-

dipolo

Compuestos con puente de hidrógeno

Al incrementarse la fuerza de las interacciones intermoleculares, el punto de ebullición se incrementa

Dado que el área superficial y la polarización afecta la intensidad de las fuerzas intermoleculares, ellas también afecta el punto de ebullición. Para compuestos con el mismo grupo funcional: • Mientras más grande el área superficial, más alto el

punto de ebullición. Compuestos con el mismo cantidad carbonos: la cadena

lineal tendrá mayor punto de ebullición que la cadena ramificada.

• Mientras más polarizable el átomo, más alto el punto de ebullición

Punto de ebullición

Punto de ebullición Efecto del área superficial

Efecto de la polarización

Mayor superficie Mayor punto de ebullición p.e.= 102°C

Menor superficie Menor punto de ebullición p.e.= 56°C

Átomo I más polarizable Mayor punto de ebullición p.e.= 42°C

Átomo F menos polarizable Menor punto de ebullición p.e.= -78°C

Propiedades de los compuestos orgánicos El punto de fusión es la temperatura a la cual se convierte un sólido en su fase líquida. En la fusión, se necesita energía para superar las fuerzas atractivas en el sólido cristalino más ordenado. Dos factores determinan el punto de fusión de un compuesto: • Cuanto más fuertes sean las fuerzas intermoleculares,

mayor será el punto de fusión.

• Dado el mismo grupo funcional, cuanto más simétrico es el compuesto, mayor es el punto de fusión.

Punto de fusión

Punto de fusión Compuestos con

fuerzas de Van der Waals

Compuestos con interacciones dipolo-

dipolo

Compuestos con puente de hidrógeno

Al incrementarse la fuerza de las interacciones intermoleculares, el punto de fusión se incrementa

Punto de fusión NaCl 801°C

La simetría también juega un papel en la determinación de los puntos de fusión de compuestos que tienen el mismo grupo funcional y pesos moleculares similares, pero formas muy diferentes. Una molécula simétrica compacta como el neopentano se envuelve bien en una red cristalina mientras que el isopentano, que tiene un grupo CH3 colgando de una cadena de cuatro carbonos, no lo hace. Así, el neopentano tiene un punto de fusión mucho más alto.

Punto de fusión

Punto de fusión

Molécula poco simétrica

Bajo Punto de fusión

Molécula más simétrica

Alto Punto de fusión

Solubilidad La solubilidad de compuestos orgánicos en agua depende exclusivamente de los grupos polares que contengan. La solubilidad en disolventes orgánicos depende de la polaridad tanto del soluto como del disolvente. Recuerde: “el igual disuelve al igual” • Disolventes polares solubilizaran compuestos

polares. • Disolvente no polares solubilizaran compuestos no

polares.

Solubilidad La mayoría de los compuestos orgánicos son solubles en disolventes orgánicos (recuerde, como se disuelve). Un compuesto orgánico sólo es soluble en agua si contiene un grupo funcional polar capaz de unir hidrógeno con el disolvente por cada cinco átomos de carbono que contiene. En otras palabras, un compuesto orgánico soluble en agua tiene un grupo funcional que contiene O ó N que solubiliza su esqueleto de carbono no polar.

Solubilidad Dado que el butano y la acetona son ambos compuestos orgánicos que tienen un esqueleto C - C y C - H, son solubles en el disolvente orgánico CCl4. El butano, una molécula no polar, es insoluble en el disolvente polar H2O. La acetona, sin embargo, es soluble en H2O porque contiene sólo tres átomos de C y su átomo de O puede enlazar hidrógeno con un átomo de H de H2O. De hecho, la acetona es tan soluble en agua que la acetona y el agua son miscibles, forman soluciones en todas proporciones entre sí.

Solubilidad La acetona y el agua son miscibles, forman soluciones en todas proporciones entre sí.

Solubilidad Cuando un sólido iónico se disuelve en H2O, las interacciones ion-ion se reemplazan por interacciones ion-dipolo. Aunque estas fuerzas son más débiles, hay tantos de ellas que compensan los enlaces iónicos más fuertes.

Solubilidad- Factor Tamaño de la molécula

El tamaño de una molécula orgánica con un grupo funcional polar determina su solubilidad en agua. Un alcohol de bajo peso molecular como el etanol es soluble en agua porque tiene un esqueleto de carbono pequeño (≤ cinco átomos de C) en comparación con el tamaño de su grupo OH polar. El colesterol, por otro lado, tiene 27 átomos de carbono y sólo un grupo OH. Su esqueleto de carbono es demasiado grande para que el grupo OH se solubilice mediante enlaces de hidrógeno, por lo que el colesterol es insoluble en agua.

Solubilidad- Factor Tamaño de la molécula

Un grupo OH que puede formar puente de hidrógeno

Molécula muy grande, insoluble en agua

• La parte no polar de una molécula que no se atrae a H2O se dice que es hidrofóbica.

• •Se dice que la parte polar de una molécula que puede enlazar hidrógeno con H2O es hidrofílica.

Aplicaciones - Solubilidad

Uso: aditivo para mayor octanaje en gasolina sin plomo

Uso: plastificante en tazas de café de poliestireno y como enfriador para transformadores

Soluble en agua Insoluble en agua, muy soluble en disolventes organico

No es severamene toxico, pero se acumula en peces.

Retarda crecimiento y provoca retencion de memoria

No es tóxico, ni cancerígeno. Olor y sabor nauseabundo

Contaminación de fuentes de agua

Ejercicio 1 ¿Cual de los compuestos mostrados es soluble en agua ?

Ejercicio 2 ¿Cuales de las moléculas mostradas puede formar puentes de hidrógeno con el agua ?

Ejercicio 3 Señale las partes hidrofílicas y las partes hidrofóbicas de las siguientes moléculas:

Aplicación - Vitaminas Las vitaminas son compuestos orgánicos necesarios en pequeñas cantidades para la función celular normal. Nuestros cuerpos no pueden sintetizar estos compuestos, por lo que deben ser obtenidos en la dieta. La mayoría de las vitaminas están identificadas por una letra, como por ejemplo A, C, D, E y K. Existen varias vitaminas B diferentes, por lo que se añade un subíndice para distinguirlas: por ejemplo, B1, B2 y B12. Si una vitamina es soluble en grasa (disuelve en medios orgánicos) o soluble en agua se puede determinar aplicando los principios de solubilidad. Las vitaminas A y C ilustran las diferencias entre vitaminas liposolubles y solubles en agua.

Aplicación - Vitaminas

El nombre de vitamina fue utilizado por primera vez en 1912 por el químico polaco Casimir Funk, que los llamó vitamines, porque pensaba que todos ellos contenían un grupo funcional amina. Más tarde la palabra se acortó a la vitamina, porque algunos son aminas, pero otros, como las vitaminas A y C, no lo son.

Vitamina A o Retinol La vitamina A o retinol, es componente esencial para los receptores de vision de los ojos. Ayuda tambien a mantener la salud de las membranas mucosas y la piel, por eso es que muchas cremas antiarrugas contienen vitamina A. Una deficiencia de la vitamina A puede conducir a la perdida la vision nocturna.

Vitamina C

Aunque la mayoría de las especies animales pueden sintetizar la vitamina C, los humanos, los conejillos de Indias, el murciélago de la India y el pájaro bulbul deben obtener esta vitamina de fuentes dietéticas. Los cítricos, las fresas, los tomates y las batatas son excelentes fuentes de vitamina C.

Ejercicio 1 Cerca del 70% del cuerpo está compuesto de agua. Los fluidos tales como la sangre, los jugos gastricos en el estomago y la orina, son en su mayoria agua la cual disuelve iones tales como Na+ and K+. Tomando en cuenta la estructura, ¿cual vitamina es soluble en agua?

Aplicación - Jabones El jabón ha sido utilizado por la humanidad durante unos 2000 años. Los registros históricos describen su fabricación en el primer siglo y documentan la presencia de una fábrica de jabón en Pompeya.

. Antes de este tiempo se limpiaban las ropas frotándolas sobre las rocas en agua, o formando espuma de jabón de las raíces, la corteza y las hojas de ciertas plantas. Estas plantas produjeron materiales naturales llamados saponinas, que actúan de la misma manera que los jabones modernos.

Aplicación - Jabones Los jabones son compuestos que tienen un grupo polar en un extremo de la molécula y un grupo no polar en el otro extremo de la molécula.

Grupo polar (hidrofílico)

Grupo no polar (hidrofóbico)

molécula de jabón

cabeza polar cola no polar

interior no polar

exterior no polar solvatado por el agua

micelas de jabón en el agua

micela de jabón

Aplicación - Jabones El grupo polar representa la región hidrofílica de la molécula (literalmente “que tiene afinidad con el agua”), mientras que el grupo no polar representa la parte hidrofóbica de la molécula (literalmente “rechazo al agua”). Las moléculas de aceite son rodeadas por los extremos hidrofóbicos de las moléculas de jabón, formando una micela.

La superficie de la micela se compone de todos los grupos polares, haciendo que la micela sea soluble en agua. Esta es una forma inteligente de disolver el aceite en el agua, pero esta técnica sólo funciona para la ropa que puede ser sometido a agua y jabón.

grasa

Aplicación – Dry Cleaning En lugar de rodear el compuesto no polar con una micela de manera que sea soluble en agua, en realidad conceptualmente más sencillo utilizar un disolvente no polar. Esto es sólo otra aplicación del principio de "igual disuelve igual”. La limpieza en seco (dry cleaning) utiliza un disolvente no polar, como el tetracloroetileno, para disolver los compuestos no polares. Este compuesto es no inflamable, por lo que es una opción ideal como disolvente. La Limpieza en seco permite ropa a limpiar sin entrar en contacto con agua o jabón.

Aplicación – Membrana Celular La unidad básica de los organismos vivos es la célula. El citoplasma es el medio acuoso dentro de la célula, separado del agua fuera de la célula por la membrana celular. La membrana celular sirve a dos funciones aparentemente contradictorias. Actúa como una barrera para el paso de iones, agua y otras moléculas dentro y fuera de la célula, y también es selectivamente permeable, dejando que los nutrientes entran y salgan.

Aplicación – Membrana Celular Un componente principal de la membrana celular es un grupo de moléculas orgánicas llamadas fosfolípidos. Como el jabón, contienen una porción iónica hidrófila, y una porción hidrocarbonada hidrofóbica, en este caso dos cadenas largas de carbono compuestas de enlaces C-C y C-H. De este modo, los fosfolípidos contienen una cabeza polar y dos colas no polares.

dos cadenas largas de carbono

extremo iónico colas no polares

cabeza polar

Aplicación – Membrana Celular Cuando los fosfolípidos se mezclan con agua, se reúnen en una disposición llamada bicapa lipídica, con las cabezas iónicas orientadas hacia el exterior y las colas no polares en el interior. Las cabezas polares interactúan electrostáticamente con el disolvente polar H2O, mientras que las colas no polares se mantienen en estrecha proximidad por numerosas interacciones de van der Waals. Las membranas celulares están compuestas por estas bicapas lipídicas. Las cabezas cargadas de los fosfolípidos están orientadas hacia el interior y el exterior acuosos de la célula. Las colas no polares forman el interior hidrofóbico de la membrana, sirviendo así como una barrera insoluble que protege la célula del exterior.

Aplicación – Transporte en la Membrana Celular

¿Cómo una molécula polar o un ion en el agua fuera de una célula pasa a través del interior no polar de la membrana celular y entra en la célula? Algunas moléculas no polares como O2 son lo suficientemente pequeñas como para entrar y salir de la célula por difusión. Las moléculas e iones polares, por otra parte, pueden ser demasiado grandes o demasiado polares para difundirse eficientemente. Algunos iones se transportan a través de la membrana con la ayuda de moléculas llamadas ionóforos.


Los ionóforos son moléculas orgánicas que forman complejos cationes. Tienen un exterior hidrófobo que los hace solubles en el interior no polar de la membrana celular y una cavidad central con varios átomos de oxígeno cuyos pares solitarios se complejan con un ion dado. El tamaño de la cavidad determina la identidad del catión con el que se compone el ionóforo. Dos antibióticos naturales que actúan como ionóforos son la nonactina y la valinomicina.


Ionóferos antibióticos que ocurren naturalmente

Cada molécula tiene una cavidad central grande para mantener el catión


¿Cómo un ionóforo transfiere un ion a través de una membrana? El ionóforo une el ion en un lado de la membrana en su interior polar. Entonces puede moverse a través de la membrana porque su exterior hidrofóbico interactúa con las colas hidrófobas del fosfolípido. El ionóforo entonces libera el ion en el otro lado de la membrana. Esta función de transferencia de iones es esencial para la función celular normal. De esta manera, ionóforos antibióticos como nonactina transporta a través de una membrana celular de bacterias. Esto altera el equilibrio iónico normal en la célula, interfiriendo así con la función celular y causando la muerte de las bacterias.


¿Cómo un ionóforo transfiere un ion a través de una membrana?

bicapa lipídica

exterior de la célula

interior de la célula


Electrófilo – Especie deficiente en electrones que acepta electrones de nucleófilos en una reacción química. Nucleófilo – Especie con disponibilidad de electrones y que los dona a electrófilos en una reacción química.


En cuanto a los grupos funcionales podemos decir: Los grupos funcionales crean sitios reactivos en

las moléculas. Sitios ricos en electrones reaccionan con sitios

pobres en electrones.

Todos los grupos funcionales contienen un heteroátomo, un enlace o ambos, y estas características hacen sitios deficientes en electrones (o electrófilos) y sitios ricos en electrones (o nucleófilos) en una molécula. Las moléculas reaccionan en estos sitios.


Para predecir la reactividad, primero localice el grupo funcional y luego determine los sitios resultantes de electrones o deficientes de electrones que crea. Mantenga tres pautas en mente: 1) Un heteroatomo, como N o O o X, hace de un

carbono un átomo electrofílico.


2) Un par de electrones solitarios convierte a un heteroátomo en una base y un nucleófilo.


3) Enlaces π crean sitios nucleofílicos y son mas facilmente rotos que los enlaces σ.

enlaces π


Al identificar los sitios nucleofílicos y electrofílicos en un compuesto, puede comenzar a entender cómo reaccionarán. En general, los sitios ricos en electrones reaccionan con sitios deficientes a los electrones: • Un átomo de carbono deficiente de electrones reacciona con un nucleófilo, simbolizado como: Nu-. • Un carbono rico en electrones reacciona con un electrófilo, simbolizado como E+.


Alquenos reaccionan con electrófilos

Halogenuros de alquilo reaccionan con nucleófilos

rico en electrones nucleófilo

rico en electrones nucleófilo

pobre en electrones electrófilo

pobre en electrones electrófilo

Indique cuales son los sitios electrófilos y los sitios nucleófilos de cada molécula.

Ejercicio

Bibliografía

Bruice, P. Y. (2010). Química Orgánica (Sexta ed.). EEUU: Prentice Hall.

McMurry, J. (2008). Química Orgánica (Séptima ed.). EEUU: Thomson.Brooks/Cole.

Solomons, G., Fryhle, C., & Snyder, S. (2014). Química Orgánica (Undécima ed.). EEUU: John Wiley & Sons, Inc.

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structure and bonding · química orgánica . es el estudio de los compuestos del carbono. la vida...

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