ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

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1 ASIGNATURA : QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA : INGENIERÍA QUÍMICA PROFESORAS : Dra. Analía Concellón (aconcell@química.unlp.edu.ar ) Dra. Tamara Oberti ([email protected] ) Web de la cátedra (acceso libre) https://www.ing.unlp.edu.ar/catedras/U0904/ En breve comenzaremos a usar Moodle. Deberán tener su usuario y contraseña en SISTEMA UNICO UNLP Dudas sobre como crear Usuario UNLP: https://youtu.be/SE_Ydp6a07Y

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ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA ICARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

PROFESORAS: Dra. Analía Concellón (aconcell@química.unlp.edu.ar)

Dra. Tamara Oberti ([email protected])

Web de la cátedra (acceso libre)

https://www.ing.unlp.edu.ar/catedras/U0904/

En breve comenzaremos a usar Moodle.

Deberán tener su usuario y contraseña en SISTEMA UNICO UNLP

Dudas sobre como crear Usuario UNLP: https://youtu.be/SE_Ydp6a07Y

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2

TP Lunes 8:30-11:30h Lab. Qca. Org. Seminario de teoría: Lunes 12-14h Aula AE2

(Edificio Aeronáutica), Teoría: Martes 8:30-11-30h, Aula AE4 (Edificio

Aeronáutica)

Seminario de teoría: Lunes 9-11h Aula AE4 (Edificio Aeronáutica).

TP: Lunes 11:30-14:30h Lab. Qca. Org. Teoría: Martes 8:30-11-30h Aula AE4 (Edificio

Aeronáutica)

ORGANIZACIÓN DE COMISIONES

TP SEM TP SEM TEORIA Aula Nauma Tapia

8:30-11:30 h 9-11 h 8:30-11:30 h 9-11 h 08:30 11:30 h 8:30-11:30 h

11:30-14:30 h12-14 h 11:30-14:30 h 12-14 h

JUEVESMARTESLUNESTEORIA, Aula AE4

COM ACOM BCOM CCOM D

COM A: COM B:

COM C: COM D:

TP: Martes 8:30-11:30h Lab Qca. Org. Seminario de teoría: Martes 12-14h Aula AE2

(Edificio Aeronáutica)Teoría: Jueves 8:30-11-30h Aula Numa Tapia

(Edificio Central)

Seminario de teoría: Martes 9-11h Aula AE2 (Edificio Aeronáutica),

TP: Martes 11:30-14:30h Lab. Qca. Org. Teoría: Jueves 8:30-11-30h Aula Numa Tapia

(Edificio Central)

AE4 AE2

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GENERALIDADES:

Asistencia: Deberán cumplir 80% de asistenciaTeoría: 2 faltasSeminarios de teoría + trabajos prácticos de laboratorio: 4 faltas (solo 1 a TPs)

Parciales:1° PARCIAL – 1° Fecha

2° Fecha2° PARCIAL - 1° Fecha

2° FechaPARCIAL FLOTANTE

Deberán alcanzar en cada evaluación:-nota ≥ 4 y tener promedio ≥ 6 PROMOCION-nota ≥ 4 y tener promedio 4 ó 5 APROBADO

Los días de trabajos prácticos de laboratorio - deberán asistir con guardapolvo.- Rendirán un parcialito al inicio.- Confeccionarán un informe por grupo de trabajo.

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TEORIA SEMINARIOS DE TEORIA SEMINARIOS Y TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO

1ra parte1. Estructura y Enlaces 2. Isomería3. Alcanos4. Alquenos5. Alquinos6. Halogenuros de Alquilo

1ra parte1. Estructura y Enlaces 2. Estructura. Acidez y

basicidad3. Isomería4. Alcanos5. Alquenos y Alquinos6. Halogenuros de Alquilo

1ra parteS1-NomenclaturaS2-Sólidos I y II

TP1-Recristalización de acetanilida

TP2-Punto de fusión

2da parte7. Aromáticos8. Carbonílicos9. Alcoholes, fenoles y

éteres10. Espectroscopia

2da parte7. Aromáticos8. Carbonílicos9. Alcoholes, fenoles y

éteres10. Espectroscopia

2da parteS3-Separación de mezclas

TP3-ExtracciónS4-Separac. purific. Líquidos

TP4-Destilación Simple y Fraccionada

TP5-Destilación por arrastre

TEMARIO

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QUÍMICA ORGÁNICA I - INGENIERÍA QUÍMICA

TEORÍA 1:INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA.ESTRUCTURA Y ENLACES

Profesoras: Dra. Analía ConcellónDra. Tamara Oberti 5

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1807- Jöns Jakob Berzelius, químico sueco. Dividió la química en estos doscompartimentos: Compuestos Inorgánicos y Compuestos Orgánicos. Y afirmó que los compuestos orgánicos sólo podían formarse en los tejidos vivos: azúcar, urea, almidón. Se hablaba de una “fuerza vital”.

1828- Friedrich Wöhler empleando cianato de amonio, sintetiza urea (producto orgánico del metabolismo de proteínas en mamíferos)…y no utiliza organismos vivos

Sello alemán 1982

Cianamato de amonio (INORGÁNICO)

Urea (ORGÁNICO)

1861- August Kekulé definió a la Química Orgánica como la parte de la química que estudia los Compuestos de Carbono.

Hoy - se utiliza esa definición y se exceptúan a: CO2, CO, HCN, H2CO3, Na2CO3, etc.

Reseña histórica:

6

Cianato

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Más del 95% de las sustancias químicas conocidas son …compuestos del carbono.

Todos los compuestos responsables de la vida (ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares, lípidos, vitaminas, etc.) son sustancias orgánicas.

7

Importancia de la Química Orgánica

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La Química Orgánica está presente en nuestra vida todos los días…

ALIMENTOS PINTURAS

PLÁSTICOSFIBRAS NATURALES Y SINTÉTICAS

PIGMENTOS

PERFUMES

Anilina Antocianina

8

Importancia en la vida diaria

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MATERIALES

EXPLOSIVOSMEDICINAS

Trinitrotolueno

ibuprofeno

Celulares

Caucho

Implantes óseos

Lentes intra y extraoculares

Fibras textiles

pizarrón

Cosmética

Computadoras

Mobiliario

Cuero natural o sintético

Auriculares

9

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COMBUSTIBLE

La fuente más importante es el PETRÓLEO.

Cantidad de átomos de C

1-2

3-4

6-10-12

11-12

13-17

18-25

26-38

39

Producto y UsosPunto de ebullición (°C)

El punto de ebullición del petróleo varía de acuerdo con de sus masas moleculares, es decir, los de masa más grande presentan un punto de ebullición mayor. Esto se aprovecha para separarlo por el método de destilación fraccionada.

10

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Características COMPUESTOS INORGÁNICOS

COMPUESTOS ORGÁNICOS

TIPOS DE ENLACES IÓNICO y algunos covalente En general COVALENTE.

PARTÍCULAS Generalmente IONES MOLÉCULAS

PUNTO DE FUSION y EBULLICION

Generalmente ALTOS. Generalmente BAJOS.

INFLAMABILIDAD BAJA ALTA

SOLUBILIDAD Gran solubilidad en agua. Baja solubilidad en agua. Solubles en solventes no polares

CONDUCEN ELECTRICIDAD

SI (Porque se disocian en iones)

NO(No son electrolitos)

ISOMERIA Pocos isómeros. SI (diferente arreglo atómico en el espacio)

ESTADO FISICO Generalmente SÓLIDOS a temperatura ambiente.

GASES, LÍQUIDOS Y SÓLIDOS a temperatura ambiente.

VELOCIDAD DE REACCION Muy RAPIDAS Por lo general son LENTAS

DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTO INORGÁNICO Y ORGÁNICO

11

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• No metal

• Grupo IV A (4 electrones de valencia)

• No. Atómico: 6

• Masa atómico: 12

• Estructura electrónica:

6C = 1s2 2s2 2p2

• Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en lanaturaleza en formas alotrópicas como grafito, diamante, furelenos

12

Características generales del C

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La estructura de LEWIS permite indicar gráficamente los enlaces covalentes en una molécula.PASOS:1- Se escribe el símbolo del elemento central (el menos electronegativo) y los

periféricos.2- Con un punto o cruz (representa cada e- de valencia) se van colocando los e-. 3- Los e- de valencia se distribuyen como pares de enlace compartidos o pares

libres no compartidos, de modo de minimizar las repulsiones.4- Los e- totales se calculan como:

e- totales = e valencia + e que aporta cada átomo + ajuste para la carga del ión (si es que la hay)

5- El número de enlaces se calcula como: N° enlaces = e compartidos / 2

Regla del OCTETO: Los átomos tienden a ganar, perder o compartir e- hasta quedar rodeados por 8e- de valencia (octeto completo, o 2 e- en el caso del H).

El octeto de e- de un átomo consiste en subcapas s y p llenas. Esto otorga una configuración estable.

13

Regla del Octeto y Estructura de Lewis

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CARGA FORMAL

La carga formal se calcula como:

Ejemplo: CH3NO2

14

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15

ESTADO DE OXIDACIÓN

• Los elementos diferentes al C tienen asignado su número de oxidación:H: +1 (excepto en hidruros, su valor es -1) O: -2 (excepto en peróxidos, su valor es -1)OH: -1 (reparte la carga entre los enlaces)Halógenos: -1N: -3 (en aminas, iminas y nitrilos)

• Para el cálculo del estado de oxidación de un C involucrado en una reacción redox, el átomo de C unido a él se le asigna el calor de 0 (cero), dado que en la unión C-C no existe diferencia de electronegatividad.

• La suma de los estados de oxidación de TODOS los átomos de un compuesto neutro es 0 (cero).

Ejemplo 1:

Nro de oxidación del C: Alcano AldehídoAlcohol Ácido

-2 0 +2-4

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A tener en cuenta:• NO PUEDE ser determinado un valor absoluto de número de oxidación para los C.• SOLO LOS CAMBIOS de en estado de oxidación durante una reacción son

importantes, no el valor absoluto.

Ejemplo 2: REDUCCION: Adición de hidrógeno a eteno

Ejemplo 3: OXIDACIÓN de alcohol a cetona

El C reduce su estado de oxidación y gana átomos de H

El C eleva su estado de oxidación y pierde átomos de H

C

H

H

C

H

H

+ H2Ni

C

H

H

CH

H

H

H

-2 -3

C

H

H

C

H

H

+ H2Ni

C

H

H

CH

H

H

H

-2 -3

H3C H3C

-2-1

CH3HC - OH

CH3

CH3C = OCH3

+ KMnO4 + OH- + K+ +MnO2

0 +2

CH3HC - OH

H

CH3C = OH

+ KMnO4 + OH- + K+ + MnO2

0 +2-1 +1

alqueno

Page 17: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

• Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente• El enlace covalente se origina cuando dos átomos comparten uno o más

pares de electrones.• Electrones muy localizados

DIFERENTES TIPOS DE ENLACE COVALENTE

1- Según cantidad de electrones que participan en el enlace:• Simple• Doble • Triple

2- Según quién aporta electrones• Dativo o Coordinado

3-Según la diferencia de electronegatividad o polaridad del enlace• Apolar• Polar

17

ENLACE COVALENTE

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1- Según número de electrones que participen en el enlace:

ENLACE DOBLE: 4 electrones en total

ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total

18

ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total

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2- Según quién aporta electrones

DATIVO O COORDINADO: Uno de los átomos aporta el par de electrones del enlace

SO: enlace covalente doble

SO: un enlace covalente doble y un enlace dativo

SO3: un enlace covalente doble y dos enlaces dativos

Ejemplos:

19

SO2:

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3-Según la diferencia de electronegatividad o polaridad del enlace

POLAR

MENOS electronegativo

MAS electronegativo

0,7 < diferencia Electroneg. < 1,7

NO POLARó APOLAR

O2∆E= 3-3 =0 Enlace no polar

O=O

H2O∆E= 3-2,1 =0,9 Enlace polar HCl∆E= 3,5-2,1 =1,4 Enlace polar

Ejemplos:

20

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Principio de incertidumbre de Heisenmberg (1927): No se puede conocer la posición exacta de un electrón (e-) en un determinado tiempo y espacio.

La mecánica cuántica se basa en ecuaciones matemáticas conocidas como ecuaciones de onda: el e- presenta propiedades de partícula y de onda. Nos muestran la probabilidad de encontrar el e- en un lugar en particular.

21

ORBITALES ATÓMICOS

ORBITAL: es la región del espacio en la que es probable que se encuentre un e-.• Se visualiza como una nube o fotografía borrosa del e- en rápido movimiento.• Hay diferentes tipos de orbitales, de tamaños y formas diferentes, dispuestos en torno

al núcleo específico. • El tipo de orbital que ocupe un e- depende de su energía.

Page 22: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

PRINCIPIOS DE EXCLUSIÓN DE PAULIUn orbital atómico determinado puede ser ocupado, por solo dos electrones que, para poder hacerlo, deben de tener espines opuestos (+ ½ y - ½, o /| y |/). Estos e- de espines opuestos se consideran apareados. Cuando los e- tengan igual espín tienden a separarse lo más posible.

1s

2s

2p

1s

2s

2p

1s

2s

2p

1s

2s

2p

Boro (5e-) Carbono (6e-) Nitrógeno (7e-)

Oxígeno (8e-)

1s

2s

2p

Flúor (9e-)

1s

2s

2p

Neón (10e-)22

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FORMACION DEL ENLACE COVALENTE

Teoría del enlace de valenciaEl enlace se forma cuando un orbital ocupado por 1e- se traslapa con un orbital ocupado por 1e- del otro átomo. Los e- quedan apareados y son atraídos por lo núcleos de ambos átomos.- De esta manera 2 átomos comparten electrones y forman un enlace.- Puede formarse un enlace simple (comparten 2 e-), doble (comparten 4

e-) o triple (comparten 6 e-).- Usualmente ocurre entre átomos no-metálicos.

Teoría del orbital molecularLa formación del enlace se debe a una combinación matemática de orbitales atómicos (función de onda) que forman orbitales moleculares

23

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DIAGRAMA DE LA DENSIDAD ELECTRÓNICA DEL ORBITAL ATÓMICO 1s

La densidad electrónica es más alta cerca del núcleo y disminuye exponencialmente al aumentar la distancia al núcleo en cualquier dirección.

24

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FORMACIÓN DE ORBITALES MOLECULARES (OM) SIGMA

OM enlazante σCuando los orbitales 1s de dos átomos de H se superponen en fase forman un OM enlazante. La densidad electrónica internuclear aumenta y tiene simetría cilíndrica = enlace sigma (σ).

OM antienlazante σ*Cuando los orbitales 1s de dos átomos de H se superponen desfasados forman un OM antienlazante. Las funciones de onda se anulan en la zona internuclear y un nodo separa los núcleos. Se lo denomina enlace sigma antienlazante (σ*).

25

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EN RESUMEN: ORBITALES MOLECULARES DEL HIDRÓGENO (H2)

Cuando los orbitales 1s de dos átomos de H se solapan se forman: • un OM enlazante sigma (σ) • un OM antienlazante sigma(σ *). Dos electrones ocupan el OM enlazante con espines opuestos (/| y |/), y forman una molécula de H2 estable.

26

Orbital molecular enlazante σ

Orbital molecular anti-enlazante σ*

Orbital atómico 1s

Orbital atómico 1s

Ener

gía

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DIAGRAMA DE LA DENSIDAD ELECTRÓNICA DEL ORBITAL ATÓMICO 2s y 2p

2s

Los orbitales 2s tienen una pequeña región de densidad electrónica próxima al núcleo, pero la mayor parte está alejada del núcleo, más allá del nodo o región de densidad electrónica cero.

Los orbitales 2p son tres y están orientados en los ejes x, y o z (px, py, pz).

Se distinguen dos lóbulos en cada uno de ellos, separados por un plano nodal.

27

2p

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FORMACIÓN DE ORBITALES MOLECULARES (OM) a partir de orbitales atómicos p.

OM sigma

Cuando dos orbitales p se solapan a lo largo de la línea entre los núcleos, se forma un orbital molecular sigma. Si se suman será sigma enlazante (σ) y si se restan será sigma antienlazante (σ*)

28

Orbital molecular anti-enlazante σ*

Orbital atómico 2p

Orbital atómico 2p

Orbital molecular enlazante σ

Ener

gía

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OM pi

Cuando el solapamiento de orbitales p es frontal da lugar a OM pi . Si se suman serán OM pi enlazante (π) y si se restan serán OM pi antienlazante (π*).

Finalmente, si se combinan los tres orbitales p de 2 átomos podrán formar: • 1 enlace σ y 1 enlace σ*• 2 enlaces π y 2 enlaces π*,y cuya energía relativa se detalla en el gráfico. 29

Orbital molecular anti-enlazante σ*

Orbital atómico 2p

Orbital molecular enlazante σ

Orbital atómico 2p

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¿Qué sucede con el carbono?

• Estructura electrónica:Basal 6C = 1s2 2s2 2p2

1s

2s

2p

Carbono

Real 6C = 1s2 2s1 2p3

Nivel 2: tiene 4e- y necesitaría otros 4e- para completar el octetoSólo tiene 2e- desapareados, por lo que formaría 2 enlaces covalentes y no completaría su octeto…

2e- 4e-

Si 1e- del orbital 2s fuera promovido a un orbital 2p, la nueva configuración deja 4e- desapareados, por lo que formaría 4 enlaces covalentes y completaría su octeto.

1s

2s

2p

Carbono

promoción

hibridaciónsp3

1s

Energía30

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El proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros resultan en nuevos orbitales atómicos híbridos. Se producen por la combinación lineal de funciones de onda de orbitales atómicos del mismo nivel.

Dichos orbitales se caracterizan por:

1. Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de partida.

2. Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida debe ser muy similar.

3. Son todos iguales, energéticamente y formalmente. Sólo se diferencian en su orientación espacial. Los orbitales híbridos “s” confieren abultamiento al orbital híbrido, y los orbitales “p” confieren direccionalidad.

4. Los ángulos entre ellos son iguales.

Cuando el C (u otro elemento) experimenta la hibridación:- Los orbitales híbridos pueden superponerse mejor.- Los ángulos de enlace son más amplios, se minimiza la repulsión entre pares de e- y se

obtiene mayor estabilidad- Se puede explicar la geometría de la molécula. 31

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

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Puede haber diferentes combinaciones de orbitales atómicos.

Esa simbología indica el número de orbitales atómicos puros que se están combinando y el tipo de cada uno de ellos.

Hibridación significa que se combina:sp un orbital s ……. con un psp2 un orbital s ……. con dos psp3 un orbital s ……. con tres p

sp3d un orbital s, con tres p y un dsp3d2 un orbital s, con tres p y dos d

32

Page 33: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

C no hibridado Átomo de C hibridado sp3

Los 4 orbitales híbridos sp3 son equivalentes. Sin embargo, en cada orbital: • se distinguen 2 lóbulos de

tamaño diferente, y es porque al combinarse el orbital s se suma al lóbulo +del orbital p y se resta el lóbulo - .

• El lóbulo de mayor tamaño del orbital sp3 es el utilizado en la formación de un enlace covalente.

sp3

1s

sp3sp3sp3

1s

2s

2ppzpypx

+ +

--+

+++

+

- --

+

++ +

33

HIBRIDACIÓN sp3

Page 34: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

a. Los 4 orbitales sp3 se orientan a los vértices de un tetraedro, logrando ángulos de enlace de 109,5°

b. Orbitales del metano. Cada orbital sp3 del C se solapa con un orbital sdel H. Se forman 4 enlaces sencillos.

CH4 - metano(ángulo 109,5°)

Otras moléculas con hibridación sp3

H2O - Agua(ángulo 105°)

NH3 - Amoníaco(ángulo 107°)

El ángulo es menor al de un tetraedro debido a la repulsión de los pares de e- sin compartir.

CH3-CH3 - Etanol(ángulo 109.6°)

34

Etano

Page 35: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

sp2

1s

C no hibridado C hibridado sp2

sp2 sp2

1s

2s

2ppzpypx

Se combinan un orbital “s” con dos orbitales “p” (px y py), formándose 3 orbitales sp2; y queda libre el orbital pz sin combinar.

pz

• Los tres orbitales sp2 son equivalentes y se disponen hacia los vértices de un triángulo equilátero, en cuyo centro está el C, y con ángulo de 120°.

• El orbital pz que sobra es perpendicular al plano que forman los 3 orbitales sp2.

Sin hibridar

35

HIBRIDACIÓN sp2

Page 36: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

CH2=CH2 - Eteno o etileno

BF3 - trifloruro de Boro

sp2

1s

B no hibridado C hibridado sp3

sp2 sp2

1s

2s

2ppzpypx pz

36

Otras moléculas con hibridación sp2

B hibridado sp2

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sp

1s

C no hibridado C hibridado sp

sp

1s

2s

2ppzpypx pzpy

Los orbitales híbridos sp, son lóbulos voluminosos y con 180° entre sí.

Se combinan un orbital “s” con un orbitales “p” (px), formándose 2 orbitales sp; y quedan libre los orbitales py y pz sin combinar y en forma perpendicular a los orbitales sp.

37

HIBRIDACIÓN sp

Page 38: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

CH ≡ CH - Etino o Acetileno

sp híbrido

Enlace π

sp híbrido

Enlace π

ACLARACIÓNPara conocer el tipo de orbital híbrido que emplea un átomo al enlazarse con otro átomo se deben contar:

• Pares de electrones libres o bien: pares de electrones libres• Enlaces sigma (σ) átomos enlazados

NO se cuentan los enlaces pi (π) 38

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En resumen: la hibridación de orbitales atómicos permite explicar la geometría molecular.

ACLARACIÓNn° orbitales híbridos = n° enlaces sigma (σ) + n° pares e- libresGeometría molecular: se cuentan los enlaces sigma (σ) que intervienen 39

Page 40: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

¿Cuál es la hibridación de los siguientes átomos?

40

Page 41: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

En RESUMEN:

Hibridación

Geometría molécula

Tipo de enlace entre C

Ángulo de

enlace

Longitud de enlace

Fuerza del enlace

(kcal/mol)

Etano

sp3 Tetrahédrica Simple 1σ 109,5° 1,54Ă 90

Eteno

sp2 Trigonal plana Doble 1σ

1π 120° 1,33 Ă 174

H-C≡C-HEtino

sp Lineal Triple 1σ2π 180° 1,20 Ă 231

La hibridación del C explica las diferencias de longitud y fuerza del enlace.• A mayor carácter s, más corto y más fuerte será el enlace.• La hibridación sp tiene 50% carácter s, la sp2 tiene 33,3% carácter s y la sp3 tiene

25% carácter s.41

=

Page 42: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

Según el número de carbonos al que se encuentre unidos

42

Clasificación del Carbono

2

21

311

4101

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43

FÓRMULAS DE LOS

COMPUESTOS ORGÁNICOS

3. Fórmula Estructural CONDENSADA

4. Fórmula Estructural de ESQUELETO

2. Fórmula Estructural EXPANDIDA o de KEKULÉ

Nombre del alcano Hexano

1. Fórmula molecular C6H14

5. Modelo de BOLAS Y VARILLAS

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1. Fórmula global o molecular

Fórmula que expresa el número real de átomos de una molécula.

Etano: C2H6

Propano: C3H8

2. Fórmula estructural expandida o de Kekulé

Fórmula que indica la distribución de los átomos que constituyen una molécula. Los electrones que forman enlaces se representan con una línea entre los átomos y los electrones no compartidos no se dibujan.

Etano

Propano

44

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3. Fórmula estructural condensada

Los átomos que están unidos a un átomo de carbono particular se escriben inmediatamente después de éste, empleando subíndices para indicar el n° de ellos.Se omiten los enlaces.

Etano: CH3CH3

Propano: CH3CH2CH3

(Más condensada)

45

Page 46: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

4. Fórmula estructural de esqueleto• NO se muestran los C, sino que se asume que hay un átomo de C en la intersección de

dos líneas (enlaces) y al final de cada línea.• NO se muestran los H unidos a C.• SI se muestran los átomos diferentes al C y al H.

5. Modelo molecular de bolas y varillas

6. Modelo molecular compacto

46

MetanoCH4

MetanoCH4

Page 47: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

La polaridad de las moléculas depende de:• La diferencia de electronegatividades entre sus átomos• la geometría de la molécula

Es decir que: Si el enlace es no polar ⇒ MOLÉCULA NO POLAR (H2, O2, N2)

Si el enlace es polar:MOLÉCULA POLAR (HCl, H2O….. Dipolos permanentes)

El centro geométrico de densidad negativa (δ-) no coincide con el centro geométrico de densidad positiva (δ+)

MOLÉCULA NO POLAR (CO2….Simetría espacial)Cuando los enlaces son polares, pero la molécula presenta simetría se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces.

δ- δ+ δ-O = C = O 47

POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA

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• Es la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos. Nos da idea de la asimetría de la carga eléctrica en un enlace y por lo tanto, de la magnitud de la polaridad de un enlace o una molécula.

• Es un vector, por lo que tiene magnitud y dirección.• El µ de una molécula poliatómica es la suma vectorial de los µ de cada enlace.• Su unidad es el Debye (D)• Se calcula como el producto de la magnitud de las cargas parciales (δ), por la

distancia (d) que las separa:

No olvidar los pares de e- no compartidos

CCl4 CH3Cl

µ = 1,87 D

48

MOMENTO DIPOLAR (µ)

µ = δ * d 1D = 10-18 µes * cm

Page 49: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

• Es cuando existe más de una estructura de Lewis correcta.• Tanto el efecto INDUCTIVO como el de RESONANCIA pueden afectar la

polaridad de una molécula.• La resonancia también causa distribución de cargas parciales.• Existen tres posibilidades de movimientos

• Para que se halla resonancia deben existir electrones conjugados en la molécula.

C = C – C = C – C Conjugados Están separados por sólo un enlace simple

C - C = C = C – C Acumulados Se encuentran sobre el mismo átomo de C

C = C – C - C = C Aislados Están séparados por más de un enlace simple49

RESONANCIA

Page 50: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

Los pares de electrones conjugados pueden estar en forma de • e-π• e-π y e-libres

A cada una de ellas se las denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia.

50Híbrido de resonanciaEstructuras resonantes

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Reglas para escribir estructuras resonantes

1- Sólo se mueven electrones. Los núcleos de los átomos nunca se mueven.

2- se mueven e-π (e- de enlaces π) y los e- no compartidos o libres.

3- el N° total de e- en la molécula no se modifica. Es decir, la carga neta será la misma. Si existieran átomos con cargas formales (+) o (–) podrán variar entre distintas estructuras de Lewis, pero la carga neta deberá permanecer igual.

51

Page 52: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

ESTABILIDAD de estructuras resonantesSe establecen lineamientos para establecer que estructura contribuye más al híbrido de resonancia:

1- Aquella en la que todos los átomos completen el octeto (mayor número de enlaces covalentes posibles)

2- Aquella en la que no exista separación de cargas (que tengan cargas formales =0)

3- Si existe separación de cargas, será más estable la que tenga las cargas más alejadas.

4- Si existe separación de cargas, será más estable aquella que tenga la carga negativa (-) sobre un átomo electronegativo y la carga positiva (+) sobre un átomo electropositivo.

52

Page 53: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

Fuerzas intra-moleculares: unen a losátomos dentro de una molécula.Determinan las propiedadesquímicas de las sustancias.

Fuerzas inter-moleculares: mantienenunidas a las moléculas entre sí.Determinan las propiedades físicas delas sustancias.

Enlace iónico

Enlace covalente

Enlace metálico

Ion-dipolo

Puente de H

Dipolo-dipolo

Ion-dipolo inducido

Dipolo-dipolo inducido

Fuerzas de London

Por lo general, son enlaces débiles, pero al ser muy numerosos su contribución es importante53

FUERZAS INTERMOLECULARES

Fuerzas de Van der Waals

A-Orientación

B-Inducción C-Dispersión

Aceptó e-(-)

Liberó e-(+)

Na+ Cl-

Page 54: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

Se producen entre una sustancia iónica y una sustancia covalente polar (dipolo).

La solvatación de sustancias iónicas en agua se debe a la formación de interacciones ion-dipolo entre los

iones y las moléculas de agua

Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracciónentre polos opuestos. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es más intensacuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados

La fuerza de las interacciones dipolo-dipolo aumenta al disminuir la temperaturafavoreciendo la solvatación de los iones

54

A-Orientación: Fuerzas ión-dipolo

A-Orientación: Fuerzas dipolo-dipolo

Fuerzas de Van der Waals

Page 55: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

B-Inducción: Fuerzas dipolo-dipolo inducidoTienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar.

Así, los gases apolares (O2, N2 o CO2) se pueden disolver en agua.

Surgen entre moléculas no polares, en las que pueden aparecer dipolos instantáneos. Son más intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los dipolos se pueden producir con más facilidad.

C-Dispersión: Fuerzas de London

Se induce una polarización transitoria, que dura un instante.

55

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Constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo. Se producen entre un átomoelectronegativo (F, O, N) y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomoelectronegativo.

Muchas de las propiedades

físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno

ADN

56

Puente de Hidrógeno

Page 57: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

• Tensión superficial

• Cohesión

• Adhesión

• Punto de ebullición

• Punto de fusión

• Solubilidad

57

INFLUENCIA EN PROPIEDADES FISICAS

Page 58: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

Temperatura a la cual el líquido pasa a estado gaseoso

• El pe será intermedio en las moléculas que presenten atracciones dipolo-dipolo.

• El pe será elevado en moléculas lineales. Las moléculas con ramificaciones se hacen más esféricas, disminuye su área superficial, disminuyen las fuerzas de dispersión de London. Por lo tanto, las moléculas (de igual peso molecular) lineales tendrán mayor Pe que las ramificadas.

• El pe será elevado cuando las moléculas presenten enlaces de hidrógeno.

• El pe será elevado a mayor peso molecular ya que las fuerzas de dispersión de London aumentan.

CH3OCH3pe = -23.7 °C CH3OCH2CH3 CH3CH2OCH2CH3pe= 10.8 °C pe= 34.5 °C

pe= 141 °C pe= 99 °C pe= 57 °C58

Punto de ebullición (pe):

Interacciones intermoleculares entre moléculas del mismo tipo

Generalidades:

puentes de

Page 59: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

Temperatura a la cual el sólido pasa a estado líquido

• En el estado sólido las moléculas están muy próximas y las fuerzas de atracción intermoleculares son muy eficientes. Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares mayores son los pf de los compuestos.

• El factor determinante en el pf es el grado de empaquetamiento de las moléculas ya que esto determina como se acomodan las moléculas dentro de una red cristalina. A mayor empaquetamiento, mayor será el pf.

Ejemplo: Ácidos grasosNombre N°

CEstructura Pf

(°C)Palmítico 16 CH3(CH2)14COOH 63

Araquídico 20 CH3(CH2)18COOH 76,5

Insaturados

Oléico 18 CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COOH 13,4

Linoléico 18 CH3(CH2)4CH=CHCH2CH=CH(CH2)7COOH -359

Punto de fusión (pf):

Interacciones intermoleculares entre moléculas del mismo tipo Generalidades:

Page 60: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

Se suele decir “semejante disuelve a semejante” Dos compuestos que experimentan similar tipo de atracciones intermoleculares serán mutuamente compatibles y entonces mutuamente solubles.

Soluto POLAR se disuelve en:

solvente POLAR

solvente no polar

Soluto NO POLAR se disuelve en:

solvente polar solvente NO POLAR

60

SolubilidadInteracciones intermoleculares entre moléculas diferentes

Page 61: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

61

TIPOS DE DISOLVENTESDisolvente: sustancia que permite la dispersión de otra sustancia en esta a nivel molecular o iónico.

PROTICOSMoléculas muy polares que contienen un H unido a un átomo electronegativo (O, N) y capaz de formar enlaces de H.

APROTICOSMoléculas polares que NO contienen un H capaz de formar enlaces de H.

APOLARESMoléculas apolares.

AcetonitriloACN

Acetona DimetilsulfóxidoDMSO

DimetilformamidaDMF

HexametilfósforotriamidaHMPT

Agua Metanol Etanol

H2O CH3-OH CH3CH2-OH

n-Hexano Benceno

CH3CH2CH2CH2CH2CH3

Page 62: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

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ACIDEZ Y BASICIDADBrönsted y Lowry propusieron:Ácido: sustancia capaz de ceder un protón HA A- + H+

Base: sustancia capaz de aceptar un protón. B + H+ BH+

• Cuando la base acepta el protón, se convierte en un ácido capaz de retornar el protón (ácido conjugado).

• Cuando el ácido dona su protón, se convierte en una base capaz de aceptar nuevamente un protón (base conjugada).

base ácido

HCl + H2O Cl- + H3O+

ácido base base conjugada ácido conjugada

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base ácido ácido conjugada base conjugada

pares conjugadosH2O es anfótera (puede actuar como ácido o base)

• Cuanto más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada y viceversa.

Page 63: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

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Lewis propuso:Ácido: sustancia capaz de aceptar un par de electronesBase: sustancia capaz de donar un par de electrones.

En adelante utilizaremos dos tipos de reactivos ácidos: los ácidos próticos y los ácidos de Lewis.• Los ácidos próticos producen, como resultado de su equilibrio de ionización,

iones H+

• Los ácidos de Lewis se caracterizarán por tener un átomo (en general, central) con el octeto incompleto. Reaccionan fácilmente con bases, que les proveen el par de electrones que necesitan para estabilizarse; los productos son los aductos de Lewis. Los utilizaremos cuando necesitemos aumentar la carga parcial positiva sobre algún átomo. Ejemplos. BF3, AlCl3, ZnCl2, FeCl3, etc.

Page 64: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

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HA + H2O A- + H3O+

ácido base conjugada

pares conjugados

FUERZA ÁCIDA: Se describe con la constante de equilibrio

Ka = [H+] [A-][HA]

-log Ka = -log [A-]/[HA] – log [H+]pKa = 0 + pH

• Los ácidos orgánicos poseen Ka ≅ 10-5 a 10-15.

• Los ácidos fuertes tendrán mayores Ka y menores pKa.

• Ejemplos: ácidos carboxílicos (RCOOH) pKa ≅ 3 a 5Fenoles (ArOH) ) pKa ≅ 10Alcoholes (ROH) pKa ≅ 16

• Cualquier factor que estabilice el anión A- desplazará el equilibrio para la derecha, es decir: HA será más ácido.

• Se deberá evaluar la estabilidad de A- analizando:-elemento que soporta la carga (-): electronegatividad, tamaño, hibridación-efectos inductivos-efectos de resonancia

(Ver apunte!)

HA A- + H+

ácido base conjugada

Page 65: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

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B:- + H+ BH base ácido conjugado

pares conjugados

FUERZA BÁSICA: Se describe con la constante de equilibrio

Kh = [BH] [OH-][B:-] [H2O]

[H2O]≅ ctekh .[H2O] = Kb = [BH] [OH-]

[B:-]

• Las bases son moléculas o iones, que contienen al menos un par de electrones no compartidos. Se protonan con los ácidos próticos, formando sales; y forman aductos con los ácidos de Lewis.

• Ejemplos: H2O, OH-, NH3 (amoníaco), NH2- (amiduro), RNH2 (aminas alifáticas y

aromáticas), RO- (alcohóxido).

• Aquí también puede evaluarse los factores que estabilizan a B:-, desplazando el equilibrio a la izquierda y lentificando la reacción. Esto genera que la base sea más débil. Ej. Aminas aromáticas.

H2O H+ + OH-

recordar: pKw = 14 = pKa + pKb

B:- + H2O BH + OH-

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• El carbono tiene la capacidad de enlazarse sucesivamente a otros átomos decarbono formando cadenas lineales, ramificadas y anillos de tamaño variable.

CADENAS LINEALES

CADENAS RAMIFICADAS

ANILLOS

• Conforme incrementa el número de átomos de carbono en una cadena, aumenta elnúmero de formas de distribución de estos átomos. Esto conduce a compuestoscon la misma composición química pero diferente estructura. 66

MOLÉCULAS ORGÁNICAS

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• El carbono puede formar enlaces de igual fuerza con diversos elementos.Los elementos que se encuentran con frecuencia en los compuestos orgánicos son :hidrógeno, oxigeno, nitrógeno, azufre, fósforo y los halógenos.

==

= ==

=

= ===

= =

Toda distribución de átomos en particular otorgan propiedades

características a una molécula orgánica

y se estudiarán como FAMILIAS diferentes en

este curso de Qca. Orgánica.

67

Page 68: ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

68

Fe de erratas:

N°Diapo

Lugar Decía Debe decir

2 Com ACom B

AE2AE4

AE4AE2

6 reacción cianamato cianato

16 Ejemplo 2 Adición de hidrógeno a eteno

Adición de hidrógeno a alqueno

18 Enlace doble Reacción de O2 Eliminar una de ellas

19 Segundo ejemplo SO SO2

34 Ejemplo CH3-CH3 Etanol Etano

36 Ejemplo BF3 C hibridado sp3 B hibridado sp2

53 Enlace iónico Agregar: Na+ Cl-

54 Fuerzas dipolo-dipolo

favoreciendo la solvatación de los iones

favoreciendo la solvatación

58 Ultima generalidad

enlaces de hidrógeno puentes de hidrógeno

64 reacción HA + H2O → A- + H3O+ HA → A- + H+