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Técnico Superior. Química del carbono

M Sc. Nelson Zamora Rodríguez Química Industrial

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UNIDAD 2: QUÍMICA DEL CARBONO.

Objetivos: Al finalizar el estudio de este material, el estudiante estará en capacidad de: 1. Rememorar las bases teórica de la química orgánica y del enlace del carbono, a fin de compren-

der el comportamiento de las propiedades de los compuestos orgánicos. 2. Comprender las características electrónicas del carbono que le confieren la versatilidad reque-

rida en la conformación de los compuestos orgánicos. 3. Expresar como la distribución electrónica y la electronegatividad influyen significativamente

en los efectos electrónicos de las moléculas orgánicas. Contenido: 1 Química del carbono 1.1 Antecedentes históricos 1.2 Características del carbono 1.3 Configuración electrónica y estructura de Lewis 1.4 Los enlaces del carbono (hibridaciones sp3, sp2 y sp) 1.5 Efectos electrónicos.

Los pueblos prehistóricos hicieron uso de las propiedades de algunos compuestos orgánicos y realizaron algunas reacciones químico-orgánicas. Los antiguos egipcios, los romanos y los feni-cios 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. Desde muy antiguo se sabía que la grasa animal se podía convertir en jabón por tratamiento con lejía. Hasta

época tan reciente como 1948, los químicos orgánicos no pudieron sintetizar productos que fue-ran capaces de competir con el jabón (detergentes).



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1. Química del carbono.

1.1 Antecedentes históricos La química orgánica se define actualmente como la química de los compuestos del carbono. Los términos química orgánica y compuestos orgánicos surgieron en el siglo XVIII de la «teoría vitalista», la cual sostenía que los compuestos orgánicos solamente podían ser formados o sintetizados por los organismos vivos. Esta teoría fue planteada por J.J. Berzelius en ella, los compuestos como el azúcar, urea, almidón, ceras y aceites vegetales eran considerados orgánicos, pues se creía que tales productos necesitaban de una «fuerza vital» para ser creados por los animales y los vegetales.

En el siglo XIX, se vio la necesidad de volver a definir el significado de química orgánica. Los experimentos habían demostrado que los compuestos orgánicos podían sintetizarse a partir de compuestos inorgánicos. Uno de estos experimentos lo realizó el célebre quí-mico alemán, Friedrich Wöhler en 1828. Convirtió en urea al cia-nato de amonio, que se obtenía del amoniaco y otras sustancias inorgánicas, tan sólo calentándolo en ausencia de oxígeno. La urea se había obtenido siempre de organis-

mos vivos y se suponía que contenía fuerza vital; sin embargo, el cianato de amonio es inorgánico, y por tanto, carece de tal fuerza. Algunos químicos afirmaron que la reacción pudo haberse conta-minado con alguna huella de fuerza vital proveniente de las ma-nos de Wöhler, pero la mayoría, reconoció la posibilidad de sintetizar compuestos orgánicos a partir de compuestos inorgánicos. Se llevaron a cabo muchas otras síntesis, y finalmente hubo que desecharse la teo-ría de la fuerza vital. Hoy, aun cuando los compuestos orgánicos no necesitan una fuerza vital, se siguen diferenciando de los inorgánicos. La característica principal de estos compuestos, es que todos contienen uno o más átomos de carbono. Sin embargo, no todos los compuestos de carbono son sustancias orgánicas, pues el diamante, gra-fito, dióxido de carbono, cianato de amonio y carbonatos, se derivan de minerales y tienen propiedades inorgánicas características. A pesar de estas excepciones, la mayor parte de los millones de compuestos del carbono son orgánicos. 1.2 Características del carbono El carbono es un elemento cuyos átomos tienen seis neutrones en su núcleo y seis electrones girando a su alrededor. Existen varios isótopos, aunque el más abun-dante tiene seis neutrones en el núcleo. Los electrones del átomo de carbono se disponen en dos niveles: dos electrones en el nivel más interno y cuatro electrones en el más externo. Esta configuración electrónica hace que los átomos de carbono tengan múltiples posi-bilidades para unirse a otros átomos (con enlace covalente), de manera que completen dicho nivel externo (ocho electrones). Por este motivo, el carbono es un elemento apto para formar compuestos muy variados. Como los enlaces covalentes son muy fuertes, los compuestos de carbono serán muy estables. Los átomos de carbono pueden formar enlaces simples, dobles o triples con átomos de carbono o de otros elementos



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(hidrógeno habitualmente en los compuestos orgánicos, aunque también existen enlaces con átomos de oxígeno, nitrógeno, fósforo, azufre...). Evidentemente, los enlaces dobles y triples son más fuertes que los simples, lo cual dota al compuesto de una estabilidad aún mayor.

1.3 Configuración electrónica y estructura de Lewis El átomo de carbono es el elemento central para todos los compuestos orgánicos, tiene un número atómico (Z=6), por lo tanto tiene 6 electrones: Dos de ellos ocupan el orbital 1s, otros dos ocupan el orbital 2s y los dos restantes ocupan los orbitales 2p. Su configuración ampliada se representa como: 1s22s22px12py12pz0. Si observamos la configuración electrónica del átomo de carbono, encontraremos que éste posee 4 electrones de valencia, es decir, electrones que se encuentran en el nivel de energía más externo, que en éste caso particular es el nivel 2. En un elemento representativo, el número de electro-nes de valencia indica el número de grupo en la tabla periódica. Así, el carbono se coloca en el grupo IV A o grupo (14). Estructura de Lewis Las estructuras de Lewis son muy importantes en el estudio de la química orgánica. Al escribirlas sólo se representan los electrones de valencia. Así el átomo de carbono, se representa como: El carbono con sus 4 electrones externos, es capaz de formar cuatro enlaces covalentes simples por compartición de sus electrones con otros átomos. Otras posibilidades son: un en-lace covalente doble y dos enlaces covalentes simples. Un enlace covalente triple y uno sencillo. Dos enlaces covalentes dobles. Ejemplo: Así, con 4 átomos de hidrógeno el carbono puede formar una molécula estable de metano (CH4). La estructura de Lewis para la molécula del metano, es:

1.4 Los enlaces del carbono (hibridaciones sp3, sp2 y sp) El carbono forma enlaces consigo mismo, lo que se conoce como enlaces carbono-carbono (C-C), ya que es tetravalente, lo que le hace tener la posibilidad de formar enlaces con otros átomos de carbono y otros ele-mentos, como por ejemplo el hidrógeno en el caso de los diferentes tipos hidrocarburos. Existen enlaces simples de tipo sigma (enlace σ), que generalmente son los más comunes y fuertes, así como los enlaces múltiples (dobles o triples) tipo pi (enlace π), que son más débiles (ver tabla 1), constituyéndose en el punto más débil de la molécula. La concatenación y la fuerza característica de los enlaces tipo carbono-carbono, hacen posible la formación de un gran número de moléculas, muchísimas de ellas esenciales para la vida, dando a este tipo de enlaces gran importancia, así como al carbono en general, tema de estudio en la química orgánica, que es rama de la química dedicada al estudio del carbono y sus combinaciones. Las cadenas de enlaces C-C, forman verdaderos esqueletos carbonados, a menudo con ramificaciones. En dichas ramificaciones podemos diferenciar distintos tipos de carbono, dependiendo del número de carbo-nos que estén enlazados, es decir, dependiendo de cuantos carbonos tenga como vecinos un átomo de car-bono.



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Carbono primario: tiene un átomo de carbono como vecino. Carbono secundario: el carbono tiene dos átomos de carbono como vecino. Carbono terciario: el carbono tiene tres átomos de carbono como vecinos. Carbono cuaternario: el carbono posee cuatro átomos de carbono como vecinos.

Enlace simple Enlace doble Enlace triple

La manera más sencilla en que se combina el carbono es compar-tiendo cada uno de sus cuatro electrones con un átomo dife-rente. En este caso, los enlaces se sitúan apuntando a los cuatro vértices de un tetraedro regular, con el carbono en el baricentro del mismo. Se dice entonces que el carbono actúa de forma tetra-gonal.

Otra posibilidad de combinación del carbono consiste en compar-tir dos electrones con un mismo átomo y cada uno de los otros dos electrones con átomos diferen-tes. En este caso, el enlace doble y los dos sencillos apuntan a los vértices de un triángulo aproxi-madamente equilátero, una vez más con el carbono en el baricen-tro. Se dice ahora que el carbono actúa de forma trigonal.

Por último, el carbono también puede combinarse compartiendo tres electrones con otro átomo, en la práctica otro de carbono o uno de nitrógeno, y el electrón sobrante con un segundo átomo, generalmente de hidrógeno. En este caso, el enlace simple del carbono se sitúa en línea recta con el enlace triple y se dice que el carbono actúa de forma lineal.

Tabla 1. Características de los diferentes tipos de enlace del carbono. Las reacciones orgánicas de formación de los enlaces C-C, son reacciones donde se producen nuevos enlaces del mismo tipo, es decir, C-C, de muchísima importancia en la industria de manufactura, por ejemplo en la fabricación de los plásticos. Hibridación: La hibridación del carbono consiste en un reacomodo de electrones del mismo nivel de energía (orbital s) al orbital p del mismo nivel de energía. Esto es con el fin de que el orbital p tenga 1 electrón en "x", uno en "y" y uno en "z" para formar la tetravalencia del carbono. Se debe tomar en cuenta que los únicos orbitales con los cuales trabaja el Carbono son los orbitales "s" y "p". Hibridación sp3 Se dice que se produce una hibridación sp3 en el átomo de carbono, cuando los orbitales 2s y 2p (uno s y tres p) se mezclan o hibridizan formando cuatro orbitales híbridos sp3:

1s22s12px12py12pz1 (estado excitado) 1s22(sp3)12(sp3)12(sp3)12(sp3)1 (estado híbrido) Estos 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

Ejemplos de moléculas con carbonos sp3

La estructura del metano se puede explicar combi-nando un orbital s de cada uno de los 4 hidrógenos con cada orbital híbrido sp3 del carbono.



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La hibridación sp3 en el átomo de carbono, es característica de los alcanos. En cada caso, los enlaces forma-dos por el átomo de carbono son enlaces sencillos (enlaces tipo sigma, s); los enlaces C-C se forman por el

traslape de los orbitales sp3-sp3 y los enlaces C-H por el traslape de los orbitales sp3-s. Podemos concluir que siempre que el átomo de carbono se una a cuatro átomos iguales o diferentes, presentará hibridación sp3 Características del hibrido sp3

4 orbitales sp3 iguales que forman 4 enlaces simples de tipo “σ” (frontales). Los cuatro pares de electrones se comparten con cuatro átomos distintos. Geometría tetraédrica: ángulos C–H: 109’5 º y distancias C–H iguales.

Ejemplo: CH4, CH3–CH3 Hibridación sp2: La hibridación sp2 es característica de los alquenos, ella nos permite explicar sus características químicas, su geometría trigonal y los ángulos de enlace de 120°. En esta hibridación se mezcla un orbital s con dos orbitales p, quedando un orbital p puro sin hibridizar. Los tres orbitales híbridos sp2 son usados por el átomo de carbono para formar tres enlaces s y el orbital p puro para formar el enlace p.

Características del hibrido sp2 3 orbitales sp2 iguales que for-man enlaces “σ” + 1 orbital “p” (sin hibridar) que formará un enlace “π” (lateral) Forma un enlace doble, uno “σ” y otro “π”, es decir, hay dos pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Geometría triangular: ángulos C–H: 120 º y distancia C=C < C–C Ejemplo: H2C=CH2, H2C=O

Formación del doble enlace en el etileno. Podemos concluir que cuando se forme un doble enlace entre dos átomos, sean éstos, carbono-carbono, carbono-oxígeno, carbono-nitrógeno, etc., la hibridación utilizada será sp2 Las siguientes moléculas presentan carbonos con hibridación sp2

Hibridación sp La hibridación sp es característica de los alquinos, ella nos permite explicar sus características químicas, su geometría lineal y los ángulos de enlace de 180°. En esta hibridación se mezcla un orbital s con un orbital p, quedando dos orbitales p puros sin hibridizar.



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Hibridación sp: • 2 orbitales sp iguales que forman enlaces “σ” + 2 orbitales “p” (sin hibridar) que formarán sendos enlaces “π” • Geometría lineal: ángulos C–H: 180 º y distancia C≡C < C=C < C–C Ejemplo: HC≡CH, CH3–C≡N

1.5 Efectos electrónicos.

Electronegatividad y polarización del enlace. Cuando dos átomos comparten por igual los dos electrones del enlace covalente se dice que el enlace es no polar, como ocurre en el enlace covalente de la molécula de hidrógeno, en el enlace covalente de la molécula de cloro, o en el enlace covalente C-C del etano. Sin embargo, la mayor parte de los enlaces covalentes están formados por dos átomos diferentes, de manera que los electrones del enlace son atraídos con mayor in-tensidad por uno de los dos átomos que forman el enlace. Cuando esto ocurre el enlace covalente se denomina enlace polar. Por ejemplo, cuando el carbono se enlaza al cloro, el par de electrones del enlace se encuentra atraído con más intensidad por el átomo de cloro, de manera que sobre el átomo de carbono aparece una pequeña carga parcial positiva y sobre el átomo de cloro aparece una cantidad igual de carga negativa. En la siguiente figura se indica el enlace covalente polar C-Cl de la molécula de clorometano. La polaridad del enlace se indica con una flecha que dirige su punta hacia el extremo negativo del enlace polar y un signo más (+) en el extremo positivo del enlace. La polaridad del enlace se mide mediante su momento dipolar (μ) que se define como la cantidad de dife-rencia de carga multiplicada por la longitud del enlace. El símbolo δ+ quiere decir una pequeña cantidad de carga positiva y el símbolo δ- quiere decir una pequeña cantidad de carga negativa. A fin de predecir si un enlace covalente va a ser polar se recurre a la comparación de las electronegativida-des de los átomos que forman el enlace. Pauling desarrolló una escala de electronegatividades relativas para la mayoría de los átomos. En el Sistema Periódico la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y disminuye al bajar en una columna, por lo que el flúor es el elemento más electronegativo. En la tabla 1, se observan las electronegatividades para los principales átomos de interés en Química Orgánica. Como se deduce de la tabla 1, un enlace C-H debería estar muy poco polarizado, puesto que la electro-negatividad del hidrógeno y del carbono es similar. Sin embargo, los halógenos, el oxígeno y el nitró-geno, que son heteroátomos que suelen aparecer en las estructuras orgánicas, son más electronegati-vos que el carbono y, por tanto, los enlaces C-halógeno, C-O y C-N son polares.



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A continuación, se representan las estructu-ras de Lewis de las moléculas de fluoruro de hidrógeno (HF), agua (H2O) y amoníaco (NH3) con indicación de la polaridad de los enlaces. La molécula de metano se puede considerar que está constituida por enlaces C-H muy poco polarizados: Carga formal. En los enlaces polares las cargas parciales sobre los átomos son reales. Sin embargo, cuando se dibujan determinadas estructuras químicas, según la representación de Lewis, aparecen cargas eléctricas asociadas a algunos átomos, denominadas cargas formales. Las cargas formales permiten contar el número de elec-trones de un átomo determinado de una estructura., y se calculan según la siguiente ecuación:

Carga formal = nº electrones capa de valencia –(nº e- no compartidos + 𝒏° 𝒆 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒛𝒂𝒏𝒕𝒆𝒔

𝟐)

A continuación, aparecen indicadas las estructuras de Lewis del anión carbonato y del nitro-metano. Se puede apreciar que so-bre dos de los átomos de oxígeno del anión carbonato aparecen una carga formal negativa y en la molécula de nitro-metano apa-rece una carga formal positiva sobre el átomo de nitrógeno y una carga parcial negativa sobre uno de los dos átomos de oxí-geno. En la siguiente figura se indica el cálculo de la carga for-mal de cada uno de los átomos que integran el anión car-bonato: El mismo cálculo se indica a continuación para los áto-mos (excepto H), que componen la molécula de nitrome-tano: Algunas moléculas orgánicas, aunque eléctricamente neutras, están com-puestas en realidad por átomos con car-gas formales neu-tralizadas entre sí, como se acaba de ver en el caso del nitrometano.



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Dos átomos diferentes que poseen la misma configuración electrónica en la capa de valencia, aunque posean dis-tinta carga formal, se denominan áto-mos isoelectrónicos. Por ejemplo, el átomo de flúor del fluorometano y el átomo de oxígeno del anión metóxido son átomos isoelectrónicos, al igual que el átomo de carbono del metano y el átomo de nitrógeno del catión amonio.

Bibliografía: Química, La ciencia central. González., M. 2 007. Química orgánica: Ejercicios y actividades. Universidad Politécnica de Valen-cia. España. 118 p. Jaramillo., Luz Marina. 2 002. Química orgánica general. Departamento de química, Universidad del Va-lle. Colombia. 65 p. Javier Gutiérrez Rodríguez. 2 007. Química orgánica Enlaces de interés: • http://bilbo.edu.uy/organica/MaterialApoyo1.pdf Actividades de reforzamiento (trabajo independiente). 1. Investigue el significado de las palabras siguientes: Isotopos, enlace covalente, orbital atómico, regla del

octeto, estado basal, estado excitado, estado de oxidación, valencia, resonancia, electronegatividad, afi-nidad electrónica,

2. Elabore un cuadro comparativo en el que se puedan observar las propiedades de los compuestos orgá-nicos e inorgánicos.

3. ¿A qué se debe la mayor estabilidad de los compuestos covalentes en relación a los compuestos iónicos? 4. Amplié sobre los diferentes tipos de enlaces covalentes y como se relaciona este hecho con los términos

polar y apolar. 5. ¿A qué se debe la mayor fortaleza de los enlaces sigmas con relación a los enlaces pi? 6. ¿En qué consisten las estructuras resonantes y cómo afecta la estabilidad estructural de una molécula? 7. ¿Cuándo se habla de orbitales deslocalizados y cómo influye este fenómeno en la reactividad de una

molécula? 8. ¿Cómo se relaciona la electronegatividad con la afinidad electrónica al momento de establecerse un en-

lace covalente?

Actividad Práctica: 1. ¿Cuál será la estructura de Lewis para las moléculas de propano y butano, sí sus fórmulas moleculares

son C3H8 y C4H10, respectivamente? 2. Determinar qué tipo de hibridación presenta cada átomo de carbono y qué orbitales se traslapan o se

sobreponen en la formación de cada enlace C-H y C-C en la molécula de butano.



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3. Dibujar las estructuras de Lewis del etano, etileno, metanol, metanal, propanona, ácido fórmico y dime-

tilamina H3C-NH-CH3, dibujando en la medida de lo posible la geometría molecular. Consultar los números atómicos de los elementos en una tabla periódica.

4. En los cuatro compuestos representados: O2 H2O2 (peróxido de hidrógeno) H2O O3 (ozono)

a) ¿Qué átomos de oxígeno presentan hibridación sp3? b) ¿Cuántos pares de electrones no compartidos tienen todos los átomos de oxígeno? c) ¿Qué forma tienen el ozono, el agua y el agua oxigenada? d) ¿Son iguales los dos enlaces de la molécula de ozono? 5. Indica, utilizando la notación δ+ y δ-, la polarización de los siguientes enlaces:

a) O-H b) N-H c) F-C d) O-C e) H-C 6. Para las estructuras siguientes 1-12:

a) Indicar las que presentan momento dipolar b) Señalar con una flecha la dirección y el sentido del mismo en aquellas que lo tengan. c) Calcular la carga formal para las estructuras 1, 3, 7, 10 y 12.

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