Unidad I Química Orgánica I Ing. Química

Unidad I

Enlace, estructura y propiedadesen compuestos químicos

orgánicosDr. Edgar García Hernández

División de Estudios de Posgrado e Investigación/Departamento deIngeniería Química y Bioquímica

e-mail: [email protected]© 2013 ITZ

2

Analizar las características de lasinterrelaciones de átomos y moléculas y su

influencia en las propiedades físicas yquímicas de los compuestos orgánicos

Contenido

1.1. Conceptos básicos de la estructura atómica ymolecular

1.1.1. Representación de moléculas orgánicas apartir de estructuras de Lewis1.1.1.1. Estructuras de Lewis y resonancia1.1.1.2. Estructura y propiedades de las moléculas1.1.1.3. Geometría molecular a partir de estructuras de

Lewis

3

Contenido1.1.2. Modelo de repulsión del par electrónico de la

capa de valencia1.1.3. Modelo del orbital molecular1.1.4. Tipos de enlaces existentes en compuestos

orgánicos: C-C, C-O, C-N, C-S y C-H.Caracterización de cada uno de ellos deacuerdo a :1.1.4.1. Longitud de enlace1.1.4.2. Angulo de enlace1.1.4.3. Energía de enlace

4

Contenido1.1.5. Polaridad de las moléculas

1.1.5.1. Momento dipolar1.1.5.2. Interacciones moleculares

1.1.5.2.1. Puente de hidrógeno1.1.5.3. Fuerzas intermoleculares:

1.1.5.3.1. Fuerzas de Vander-Waals

1.1.5.3.2. Fuerzas dipolo-dipolo

1.1.6. Fuerzas electrostáticas1.1.6.1. Grupos funcionales1.1.6.2. Polaridad de los grupos funcionales

5

1.1. Conceptos básicos de laestructura atómica y molecular.

6

Estructura del átomo

7

Clasificación de electrones

8

9

Estructura Atómica

• protones, neutrones, y electrones• isotopos

C12

6 6C14

=>

10

Orbitales Atómicos

Orbital 2s (esférico)

Orbital 2p=>

11

Configuración Electrónica

• Principio de Aufbau:Colocar primero alos electrones en losniveles más bajos deenergía.

• Regla de Hund.

=>

12

Tabla 1-1

=>

En la naturaleza todo está en función de laenergía

Los enlaces covalentes polares pueden considerarseintermedios entre los enlaces covalentes puros(nopolares), en los que el par de electrones se compartende igual forma, y los enlaces iónicos puros(en los quehay transferencia total de electrones de uno al otroátomo).

Mayor diferencia deelectronegatividad

Mayor diferencia deelectronegatividad

Menor diferencia deelectronegatividad

Menor diferencia deelectronegatividad

Mayor carácter iónico o menorcarácter covalente

Menor carácter iónico o mayorcarácter covalente

1.1.1. Representación demoléculas orgánicas a partir deestructuras de Lewis.

1.1.1.1. Estructuras de Lewis yresonancia.

15

Estructuras de LewisRegla del Octeto:

• La regla del octeto establece que, al formarse un enlacequímico los átomos adquieren, pierden o compartenelectrones, de tal manera que la capa externa o devalencia de cada átomo contenga ocho electrones.

• Debemos considerar que existen excepciones a la regladel octeto menos de 8e- o mas(10, 12 ó 14e-).

• Los átomos que obedecen a la regla son, por lo general,los que están alejados en cuatro o menos númerosatómicos de la configuración de un gas noble y por lotanto pueden lograr más fácilmente la configuración deun gas noble.

PUNTOS DE LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS YGASES NOBLES

18

Estructuras de Lewis

• Electrones enlazantes• Electrones No enlazantes o pares libres.

Satisface la Regla del octeto! =>

C

H

H

H

OH

19

Enlaces Multiples

=>

• Investigar las reglas para escribir lasestructuras de Lewis.

20

Compuestos de Hidrógeno

Ácidos Oxo y sus aniones

Especies isoelectrónicas que tienen elmismo número de e-s de valencia y la

misma estructura de Lewis

EXISTEN EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

FORMULA ESQUELETON

(e- necesarios)A

(e- disponibles) S=N-A PARES ESTRUCTURA DELEWIS EN PUNTOS

ESTRUCTURA DELEWIS EN LINEAS

Borano

BH3

(8x1)+(3x2)=14

(3x1)+(3x1)=6

14-6=

8

8/2=4H B

HH H B

HH H B

HH

NO SE CUMPLE CON LA REGLA DELOCTETO

LAS EXCEPCIONES SON DE TRES TIPOS PRINCIPALES:

Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto.

Moléculas donde un átomo tiene mas de un octeto.

Moleculas con un número impar de electrones.

Elementos del tercer periodo o mayores pueden formarmoléculas o iones que exceden la regla del octeto.

26

Calculando la Carga Formal• Estructura de Lewis válida

C

H

H

H

C

O

O P

O

OO

O

3-

=>

Hemos visto algunas moléculas (ESTRUCTURA DE LEWIS)que presentan cargas, practiquemos un poco colocando lascargas que sean necesarias en las siguientes estructuras:

28

Resonancia

• Solo se pueden mover los electrones(generalmente pares de electrones solos oelectrones pi).

• La posición de los núcleos y los ángulos deenlace permanecen igual.

• El número de electrones desapareadospermanece igual.

• La Resonancia causa una deslocalización dela carga eléctrica.

Ejemplo=>

29

Ejemplo de Resonancia

• La estructura real es un híbrido de resonancia.• Todas las longitudes de enlace son las mismas.• Cada oxígeno tiene un -1/3 de carga eléctrica.

=>

N

O

OO

_ _

N

O

OO

_

N

O

OO

Representación General o hibrido deresonancia del Ion Carbonato ( CO3

2- )

O O O O O O

Molécula de Ozono (O3):

O O O--

+

33

Forma Resonante Principal• Tiene el mayor número de octetos.• Tiene la mayor cantidad de enlaces.• Tiene la carga negativa en el átomo más

electronegativo.• Tiene la menor separación de cargas.

Ejemplo=>

34

Contribuyente Mayor?

CH

HN

H

H

+C

H

HN

H

H

+

Mayor Menor,el carbono notiene su octeto

=>

Contribuyentes mayores y contribuyentes menores en resonancia

Dos o más estructuras de Lewis correctas para el mismo compuesto podrán ono representar distribuciones electrónicas de igual energía.

Ión Acetato ( CH3CO2- ):

CH

HH

CO

OCH

HH

CO

O

Ambas estructuras cumplen con la regla del octeto y además sonequivalentes (Igual energía).

Ión Ciano [H2CN2 ] + :

CH

HN HH

CH

HN HH

•No cumple con la regla delocteto

•Hay separación de carga

•5 enlaces sencillos

•Presenta una mayor energía

•Es menos estable

•Si cumple con la regla del octeto



•Presenta una menor energía

•Es mas estable

CONTRIBUYENTE

MAYOR

CONTRIBUYENTE

MENOR

Formaldehído CH2O :

•No cumple con la regla delocteto




•Es menos estable


•No hay separación de carga

•2 enlaces sencillos y 1 doble


•Es mas estable

CONTRIBUYENTE

MENOR

CONTRIBUYENTE

MAYOR

CH

HO C

H

HO

CH2=CH-NO2 :

•No cumple con la regla del octeto

•6 enlaces sencillos y 1 enlacedoble

•Hay separación de 4 cargas


•Es menos estable


•5 enlaces sencillos y 2 dobles

•Hay separación de 2 cargas


•Es mas estable

CONTRIBUYENTE

MENOR

CONTRIBUYENTE

MAYOR

C C NO

O

H

HC C N

O

O

H

HC C

O

O

H

HN

H H H

Equivalentes

+

EjerciciosEscribir las estructuras resonantes para cada molécula

1.-

2.-

3.-

4.-

5.-

6.-

1.1.1. Representación demoléculas orgánicas a partir deestructuras de Lewis.

1.1.1.2. Estructura y propiedadesde las moléculas.

40

Formas de los Orbitales Atómicos

Formas de los Orbitales Atómicos

45

47

Hibridación de Orbitales Atómicos

Orbitales híbridos para geometrías lineales

Orbitales sp

Orbitales híbridos para geometrías Trigonal-Planar

Orbitales sp2

Orbitales híbridos para geometrías tetraédricasOrbitales sp3

Methane

Etano

Metanol

Orbitales híbridos que involucran orbitales d

sp3d

sp3d2

Enlaces MúltiplesEteno (Etileno)

Metanal (Formaldehído)

Etino (Acetileno)

• Los enlaces sencillos pueden rotar libremente, sinembargo, la rotación en los enlaces dobles está impedidapor el enlace π.

Isomería Cis–Trans

Benceno: Un caso especial de enlacesp

• Es el miembro más sencillo del grupo de sustanciasconocidas como compuestos aromáticos.

Modelo de Repulsión del Par deElectrones en la Capa de

Valencia• RPECV es un modelo para predecir la

formula de las moléculas y de iones enlos cuales los pares de electrones devalencia son arreglados alrededor de losátomos minimizando las repulsiones.

La determinación geométrica en unamolécula es mas complicada si el átomo centralpresenta tanto pares enlazantes como pareslibres presentándose tres tipos de enlaces derepulsión:

RepulsiónPar libre-Par libre

RepulsiónPar enlazante - Par

libre

RepulsiónPar enlazante – Par

enlazante> >

A A BB A BB

A A BBB

ABB

B

A A BBB

B

ABB

B

B

A AB

BB

BB A BB

B

BB

AB

B

BB

BA

BA

BB

BB

B

B

AB2

AB3

AB4

AB5

AB6

Lineal

Plana Trigonal

Tetraédrica

BipiramideTrigonal

Octaédrica

Moléculas en las que el átomo central no tiene pares de electrones libres

AB2E

AB3E

AB2E2

AB4E

AB3E2

Moléculas en las que el átomo central si tiene pares de electrones libres

AB2E3

AB5E

AB4E2

ABB

ABB

B

AB

B

AB

B

BB

A B

B

B

A

B

B

AB

BB

B

B

AB

B

B

B

Teórico RealEstructuraPares PC PL

3 2 1

4 3 1

4 2 2

5 4 1

5 3 2

5 2 3

6 5 1

6 4 2

Plana Trigonal

Tetraédrica

Tetraédrica

BipiramidalTrigonal

BipiramidalTrigonal

BipiramidalTrigonal

Octaédrica

Octaédrica

Angular

PiramidalTrigonal

Angular

Tetraedrodistorcionado

Forma de T

Lineal

PiramidalCuadrada

CuadradaPlana

Teoría del Orbital Molecular

• La Teoría de Enlace de Valencia explica laestabilidad de los enlaces covalentes utilizandoel traslape de orbitales atómicos generando laHIBRIDACIÓN.

• Sin embargo la teoría de enlace de valencia nopuede explicar el orden de enlace opropiedades magnéticas.

• http://youtu.be/KcGEev8qulA

• En la T.O.M. se utiliza el término diamagnéticopara las moléculas que tienen todos sus electronesapareados.

Nitrógeno líquido

• En la T.O.M. se utiliza el término paramagnéticapara aquellas moléculas que presentan electronesdesapareados.

Oxígeno líquido

• La Teoría del orbital molecular (O.M.) establece que el traslape de losorbitales 1s de los átomos de hidrógeno conduce a la formación dedos orbitales moleculares: UN ORBITAL DE ENLACE Y UN ORBITALDE ANTIENLACE.

• La formación de orbitales moleculares de enlace corresponde a unainterferencia constructiva y los orbitales de antienlace a unainterferencia destructiva :

Según esta teoría los enlaces puedenformarse por el traslape de orbitales:

s-s

s-p

p-p

H2: Traslape s-s

Cl2: Traslape p-pTraslape constructivo formando un enlace

sigma ( ).

Traslape destructivo formando un enlacesigma de antienlace ( * ).

+

* antibonding

Traslape lateral de orbitales ¨p¨( Formación de los enlaces )

1s

2py , 2pz

*1s

2s

*2s

2px

*2py , *2pz

*2px

Al comparar las estabilidades de algunasespecies surge la necesidad de establecer unORDEN DE ENLACE (OE) el cual proporcionauna medida de las fuerzas de los enlaces, el OEse obtiene de la siguiente forma:

Número de e-

en orbitales deenlace

Número de e- enorbitales deantienlace

-

2OE =

1s

2py , 2pz

*1s

2s

*2s

2px

*2py , *2pz

*2px

EJEMPLO: Apoyándose de la teoría OM Obtener la configuración electrónica, Ordende enlace y carácter magnético para la molécula de Li2 .

Conf. Electrónica:

(1s )2, (*1s)2, (2s)2

Orden de enlace:

[4-2]/2 = 1

Todos los e- están apareados por lotanto la molécula presentapropiedad Diamagnética.

Li2 presenta 6 e-Li2 presenta 6 e-

1s

2py , 2pz

*1s

2s

*2s

2px

*2py , *2pz

*2px

Apoyándose de la teoría OM Obtener, para las siguientes moléculas, laconfiguración electrónica, orden de enlace, carácter magnético, ademásordenarlas de mayor a menor longitud de enlace y diga usted cual molécula es lamás estable y cual la mas inestable:

Ejercicios

B2 N2 Be2 O2 He2 O2+

Electronegatividades

Na Cl

0.9 3.0

H H

2.1 2.1

iónico covalente

Enlaces

Enlace Iónico

87

88

Enlace Covalente No Polar

89

Enlace Covalente Polar

90

Longitud de enlace• Depende de los radios de los átomos que se

enlazan y del orden de enlace (hibridación).

93

Energía de Enlace

• ΔH para romper unenlace, depende deltipo de átomos queforman el enlace y delorden de enlace.

• Es inversamenteproporcional a lalongitud de enlace.

94

Enlace Covalente Polar

95

Electronegatividad• Capacidad de los átomos para atraer e-s

hacia él.

96

Momento dipolar• Una medida cuantitativa de la polaridad de

un enlace es su MOMENTO DIPOLAR ()que viene siendo el producto de la carga“q” y la distancia “r” entre las cargas.

98

La polaridad de una molécula se da con unadiferencia de electronegatividades entre losátomos que la componen.

= 4.8 x (electron charge) x d(angstroms) = debyes (D)

El momento dipolar de una molécula formada por 3 omás átomos va a estar determinada por la polaridad de susenlaces y su geometría.

El momento de enlace es una cantidad vectorial y tienetanto magnitud como dirección, es por eso que el momentodipolar es la suma vectorial de los momentos de enlace.

I. Fuerzas Intermoleculares – Son fuerzas de atracciónentre átomos y/ moléculas debido ainteracciones electrostáticas.

• Son las responsables de las propiedades físicas comopunto de fusión, ebullición ya que se deben de romper lasatracciones moleculares para cambiar de estado.

• Determinan la solubilidad de sólidos, líquidos y gases endiferentes solventes.

• Controlan la estructura y función de la mayoría de lasmacromoléculas biológicas, como son el DNA y lasproteínas.

• La polaridad de las moléculas es el factor principal quecontrola las fuerzas intermoleculares.

Tipes de Fuerzas Intermoleculares

A) Ion-Dipolo: Fuerzas de atracción entre iones ymoléculas polares.

B) Dipolo-Dipolo: Fuerzas de atracción entre moléculascon dipolos permanentes.

C) Puentes de Hidrógeno: Tipo especial de interaccionesdipolo-dipolo. Se presentan cuandoátomos de H están unidos a átomosaltamente electronegativos y conpares de e-s no enlazantes.

D) Fuerzas de Dispersion: Fuerzas de atracción causadaspor la inducción de un dipolo enmoléculas no polares.

A. Ion-Dipole

B.Dipolo-Dipolo

C.Puentes de Hidrógeno

• Fuerzas de atracción dipolo-dipolo muyfuertes.

• Las moléculas orgánicas deben de poseerenlaces O-H o N-H.

• El H de una moléculas es atraído por elpar de electrones no enlazantes de la otramolécula.

• O-H es más polar que N-H por lo tanto suspuentes de H son más fuertes.

107

Puentes de H

=>

Efecto de los puentes de H en el punto de ebullición

Puentes de H en el DNA

Puentes de H en proteinas

Alpha Helix

Hemoglobina

Hydrogen-Bonding’s Role in Protein Structure

Beta Sheet

Silk

Puentes de H y las propiedades inusuales del agua

D. Fuerzas de Dispersión (de London)

1) Dipolo/Dipolo Inducido

• Presencia de momentos dipolares inducidos enmoléculas no polares debido a la distorsión de la nubeelectrónica.

• Existen en todas las sustancias.

• Dos tipos de Fuerzas de dispersión:

2) Dipolo Induced/Dipolo Induced

D. Fuerzas de Dispersión1) Dipolo/Dipolo Inducido

a) Polarización –Proceso de inducir un dipolo en una molécula.b) Polarizabilidad –Facilidad con la que una carga eléctrica

externa puede distorsionar la nube electrónicade una molécula (Incrementa con el PM)

D. Fuerzas de Dispersión1) Dipolo inducido/Dipolo Inducido

116

• Los átomos más grandes son máspolarizables.

• Las ramificaciones disminuyen el p.e.debido a que disminuye la superficie decontacto entre las moléculas.

=>

CH3 CH2 CH2 CH2 CH3

n-pentane, b.p. = 36°C

CH3 CH

CH3

CH2 CH3

isopentane, b.p. = 28°C

C

CH3

CH3

CH3

H3C

neopentane, b.p. = 10°C

118

Puntos de ebullición yFuerzas intermoleculares

CH3 CH2 OH

ethanol, b.p. = 78°C

CH3 O CH3

dimethyl ether, b.p. = -25°C

trimethylamine, b.p. 3.5°C

N CH3H3C

CH3

propylamine, b.p. 49°C

CH3CH2CH2 N

H

H

ethylmethylamine, b.p. 37°C

N CH3CH3CH2

H

=>CH3 CH2 OH

ethanol, b.p. = 78°C ethyl amine, b.p. 17°C

CH3 CH2 NH2

119

Solubilidad

• “Lo semejante disuelve a lo semejante”• Solutos polares se disuelven en

solventes polares.• Solutos no polares se disuelven en

solventes no polares.• Moleculas con fuerzas intermoleculares

similares se mezclan fácilmente.

120

Solutos ionicos consolventes polares

La hidratación libera energía.La entropía se incementa.

Chapter 2 121

Solutos ionicos consolventes no polares

=>

Chapter 2 122

Solutos no polares consolventes no polares

=>

Chapter 2 123

Solutos no polares consolventes polares

=>

Resumen de Fuerzas intermolecularesPuentes de H > Dipolo/Dipolo > Dipolo/Dipolo Inducido >

Dipolo Inducido/Dipolo Inducido

Ejemplos

126

127

Grupos Funcionales enQuímica Orgánica

Orden de prioridad de losGrupos funcionales

1.Ácidos2.Esteres3.Aldehídos4.Cetonas5.Alcoholes6.Aminas

7. Alquenos8. Alquinos9. Alcanos10.Éteres11.Halógenos

128

129

Alcanos

130

Halogenuros de Alquilo

131

Alquenos

132

Alquinos

133

Alcoholes

134

Éteres

135

Cetonas y Aldehídos

136

Aminas

137

Ácidos Carboxílicos ysus derivados

138

Compuestos Multifuncionales• El grupo funcional de mayor prioridad

determina el nombre base.• Acido > ester > amida > nitrilo >

aldehído > cetona > alcohol > amina >alqueno > alquino.

C

CN

O

OCH2CH3o-cianobenzoato de etilo

Fin de la unidad

139

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