Introducción al estudio de la Química Orgánica

Ing. Jacqueline Herrera C. Ph.D.

IMPORTANCIA CIENTÍFICA Y PRÁCTICA DE LA SÍNTESIS ORGÁNICA

IMPORTANCIACIENTÍFICA

IMPORTANCIAPRÁCTICA

IMPORTANCIA CIENTÍFICA

• PERMITE CONOCER MEJOR LA CONSTITUCIÓN Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COMPLEJAS ELABORADAS CON SUSTANCIAS MÁS SIMPLES

IMPORTANCIA CIENTÍFICA

IMPORTANCIACIENTÍFICA

CONSTITUCIÓN

PROPIEDADES

IMPORTANCIA PRÁCTICA

MATERIAS COLORANTES

MEDICAMENTOS

ESENCIAS SINTÉTICAS

RESINAS SINTÉTICAS

MATERIALES EXPLOSIVAS

TEJIDOS

Compuestos orgánicos

Los compuestos orgánicos abundan en la naturaleza

Grasas, hidratos de carbono y proteínas se encuentran en la comida.

Propano, gasolina, queroseno, petróleo.

Fármacos y plásticos.

ESTRUCTURA Y PROPIEDAES DE LAS MOLÉCULAS

ORGÁNICAS

CONTENIDO

1. INTRODUCIÓN2. TEORIA ESTRUCTURAL3. ENLACE QUÍMICO4. ORBITALES HÍBRIDOS5. ENERGÍA DE DISOCIACIÓN DE ENLACE6. POLARIDAD DE ENLACE Y DE

MOLÉCULAS7. SOLUBILIDAD8. ISOMERIA

OBJETIVO

• Analizar y relacionar las propiedades de las moléculas orgánicas con su estructura.

INTRODUCIÓN

QUÍMICADESCRIPTIVA

ORGÁNICA

INORGÁNICA

VEGETALES Y ANIMALES

ELEMENTOS Y COMPUESTOS DEL REINO MINERAL

Definiciones

• Antigua: “derivado de los organismos vivos”.

• Moderna: “química de los compuestos de carbono”.

Definiciones

Sintetización de los compuestos orgánicos a partir de compuestos inorgánicos, Wöhler, 1828.

heatNH4

+ OCN

- H2N C NH2

O

urea=>

calor

CIANATO DE AMONIO

TEORIA ESTRUCTURAL

• La teoría estructural es el marco de ideas acerca de cómo se unen los átomos para formar moléculas, tiene que ver con el orden en que se juntan los átomos y con los electrones que los mantienen unidos.

Los átomos de carbono forman cadenas y anillos y actúan como el marco de referencia de las moléculas.

Premisas importantes

• Kekulé, Coupery y Butlerov

1.- Los átomos de los elementos en los compuestos orgánicos pueden formar un número fijo de enlaces (valencia)

tetravalente

- O -

divalente

H - CL -

monovalentes

Premisas importantes

• Kekulé, Coupery y Butlerov

2.- Los átomos de Carbono pueden formar ligaduras simples, dobles o triples.

Enlace múltiple

=>

Importancia de la teoría estructural C2H6O

Propiedad CH3-O-CH3 C2H5OH

Temperatura de ebullición °C

-24,9 78,5

Temperatura de fusión. °C

-138 117,3

Reacción frente al sodio

NEGATIVO Desplaza el hidrógeno

• La diferencia en su conectividad incide en las propiedades físicas y químicas de las moléculas.

Estructura del átomo

• Protones, neutrones y electrones.

• Isótopos.

C12

6 6C14

=>

Carga formal

CF = #e- de valencia - #e- de par solitario - #e- de par enlazante21

Cálculo de la carga formal• Para cada átomo de una estructura de Lewis

válida:– Contar el número de electrones de valencia.– Restar todos sus electrones no enlazantes.– Restar la mitad de sus electrones compartidos.

C

H

H

H

C

O

O P

O

OO

O

3-

=>

Estructuras iónicas

C

H

H

H N

H

H

H

+

Cl-

X

=>

Na O CH3 or O CH3Na+

_o

Resonancia

• Sólo los electrones pueden cambiar de posición (los pares solitarios y los electrones pi son los que cambian con más frecuencia).

• El núcleo no se puede cambiar de posición y los ángulos de enlace han de ser lo mismo.

• El número de electrones desapareados debe permanecer igual.

• La estabilización por resonancia es más importante cuando sirve para deslocalizar una carga entre dos o más átomos.

Ejemplo=>

Ejemplo de resonancia

• La estructura real es un híbrido de resonancia.• Todas las longitudes de los enlaces son las

mismas.• Cada oxígeno tiene un -1/3 de carga negativa.

=>

N

O

OO

_ _

N

O

OO

_

N

O

OO

Forma de resonancia principal

• Tiene tantos octetos como sea posible.

• Tiene tantos enlaces como sea posible.

• Si hay carga negativa se coloca en los átomos electronegativos.

• Tiene la menor separación de carga posible.

Ejemplo=>

Resonancia

• La deslocalización de la carga negativa de una base conjugada estabilizará el anión, por lo que la sustancia es un ácido más fuerte.

• Más estructuras de resonancia suelen implicar mayor estabilización.

CH3CH2OH < CH3C

O

OH < CH3 S

O

O

OH

=>

¿Contribuyente mayor?

CH

HN

H

H

+C

H

HN

H

H

+

Contribuyentemayor

Contribuyentemenor. El carbono

no tiene octeto.

=>

Geometría Molecular

H O H

• Longitudes de enlace: distancias entre los núcleos.• Ángulos de enlace: ángulos entre líneas adyacentes

que representan los enlaces.• Teoría RPECV:

– Los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si están en enlaces químicos (pares enlazantes) como si no están compartidos (pares solitarios). Los pares de electrones se disponen alrededor de un átomo con orientaciones que minimicen las repulsiones.

• Geometría de grupos de electrones: distribución de los pares de electrones.

• Geometría molecular: distribución de los núcleos.

Metano, amoniaco y agua

HOMÓLISIS Y HETERÓLISIS

Heterólisis

H H H HH – C – C- H H – C :- + + C - H

H H H H

Momento dipolar

• Cantidad de carga eléctrica x longitud del enlace.

• La separación de la carga se muestra en el mapa de potencial electrostático (MPE).

• El rojo indica una región de carga negativa parcial y el azul señala una región de carga positiva parcial.

C CH

H H

H

=>

Enlaces covalentes polares

H Clδ+ δ-

POLARIDAD

Electronegatividad y polaridad de los enlaces

Los elementos con electronegatividadesmás altas atraen con más fuerza a loselectrones de enlace.

=>

ElectronegatividadCuanto más polarizado se vuelve elenlace H, H adquiere más carga positivay el enlace se rompe con más facilidad.

=>

Tamaño• A medida que el tamaño aumenta, H aumenta hacia

abajo y el enlace se rompe con más facilidad.• La carga negativa de un anión es más estable cuando se

distribuye sobre una región del espacio más amplia.

=>

Momentos dipolares de enlace (debye) de algunos enlaces covalentes.

C – N 0,22 C – Br 1,48 H -O 1,53

C – O 0,86 C - I 1,29 C = O 2,4

C – F 1,51 H - C 0,3 C Ξ N 3,6

C – CL 1,56 H - N 1,31

Momentos dipolares

MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNAS MOLÉCULAS (Debyes)

H2 0 HBr 0,8 CH4 0 CH4 0

CL2 0 HI 0,42 CH3CL 1,87 NH3 1,47

HF 1,91 BF3 0 CH2CL2 1,55 NF3 0,24

HCL 1,08 CO2 0 CHCL3 1,02 H2O 1,85

CONCEPTOS DE ACIDEZ Y BASICIDAD

1.- Según Arrhenius

2.- Según Bronsted y Lowry

3.- Según Lewis

Ácidos y bases de Arrhenius

• Los ácidos son sustancias que se disocian en el agua para formar iones H3O+.

• Las bases son sustancias que se disocian en solución acuosa para formar iones OH-.

Ácidos y bases de Arrhenius

• Kw = [H3O+ ][OH- ] = 1.00 x 10-14 (a 24°C).

• pH = -log [H3O+ ]

• Los ácidos fuertes y las bases se disocian al 100 por cien.

=>1 M1 M

Cl-

+H3O+

H2O+HCl

Ácidos y bases de Brönsted-Lowry

• Los ácidos pueden donar un protón.

• Las bases pueden aceptar un protón.

• Pares ácido-base conjugados.

CH3 C

O

OH + CH3 NH2 CH3 C

O

O-

+ CH3 NH3+

=>

ácido base baseconjugada

ácidoconjugado

Ácidos y bases de Lewis• Los ácidos aceptan un par de electrones = electrófilos.

• Las bases donan un par de electrones = nucleófilos.

CH2 CH2 + BF3 BF3 CH2 CH2+_

nucleófilo electrófilo

=>

Fuerza de los ácidos y las bases

• Constante de disociación del ácido, Ka.

• Constante de disociación de la base, Kb.

• Para los pares conjugados, (Ka)(Kb) = Kw.

• Las reacciones ácido-base espontáneas se desarrollan de más fuerte a más débil.

CH3 C

O

OH + CH3 NH2 CH3 C

O

O-

+ CH3 NH3+

pKa 4.74 pKb 3.36 pKb 9.26 pKa 10.64

=>

Fórmulas químicas

• Fórmula estructural completa (no se muestran pares solitarios).

• Fórmula lineoangular.

• Fórmula estructural condensada.

• Fórmula molecular.• Fórmula empírica.

• CH3COOH

• C2H4O2

• CH2O =>

C

H

H

H

C

O

O H

OH

O

Compuestos moleculares

1 /pulgada 0,4 /cm

Código de colores estándar

Algunas moléculasH2O2 CH3CH2Cl P4O10

CH3CH(OH)CH3 HCO2H

Representación de algunos hidrocarburos

Isomeria

ISÓMEROS DE CONSTITUCIÓNISOMERIA PLANA

ESTEREOISOMERIAO ISOMERIA

ESPACIALISOMERIA ÓPTICA

ISOMERIA GEOMÉTRICA

IsómerosLos isómeros tienen la misma fórmula molecular pero los ordenamientos de sus átomos en el espacio son distintos.

H

(c)