ASIGNATURA: QUÍMICA ORGÁNICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA
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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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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
QUÍMICA ORGÁNICA I - INGENIERÍA QUÍMICA
TEORÍA 1:INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA.ESTRUCTURA Y ENLACES
Profesoras: Dra. Analía ConcellónDra. Tamara Oberti 5
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:
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Cianato
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.
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Importancia de la Química Orgánica
La Química Orgánica está presente en nuestra vida todos los días…
ALIMENTOS PINTURAS
PLÁSTICOSFIBRAS NATURALES Y SINTÉTICAS
PIGMENTOS
PERFUMES
Anilina Antocianina
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Importancia en la vida diaria
MATERIALES
EXPLOSIVOSMEDICINAS
Trinitrotolueno
ibuprofeno
Celulares
Caucho
Implantes óseos
Lentes intra y extraoculares
Fibras textiles
pizarrón
Cosmética
Computadoras
Mobiliario
Cuero natural o sintético
Auriculares
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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
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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.
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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
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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
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Características generales del C
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.
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Regla del Octeto y Estructura de Lewis
CARGA FORMAL
La carga formal se calcula como:
Ejemplo: CH3NO2
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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
• 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
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ENLACE COVALENTE
1- Según número de electrones que participen en el enlace:
ENLACE DOBLE: 4 electrones en total
ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total
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ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total
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:
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SO2:
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:
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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.
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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.
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
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
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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.
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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*).
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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.
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Orbital molecular enlazante σ
Orbital molecular anti-enlazante σ*
Orbital atómico 1s
Orbital atómico 1s
Ener
gía
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.
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2p
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*)
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Orbital molecular anti-enlazante σ*
Orbital atómico 2p
Orbital atómico 2p
Orbital molecular enlazante σ
Ener
gía
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
¿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
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
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
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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
+ +
--+
+++
+
- --
+
++ +
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HIBRIDACIÓN sp3
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°)
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Etano
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
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HIBRIDACIÓN sp2
CH2=CH2 - Eteno o etileno
BF3 - trifloruro de Boro
sp2
1s
B no hibridado C hibridado sp3
sp2 sp2
1s
2s
2ppzpypx pz
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Otras moléculas con hibridación sp2
B hibridado sp2
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.
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HIBRIDACIÓN sp
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
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
¿Cuál es la hibridación de los siguientes átomos?
40
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
=
Según el número de carbonos al que se encuentre unidos
42
Clasificación del Carbono
2
21
311
4101
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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
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
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
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
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
• 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
• 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
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
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.
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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.
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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-
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
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.
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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
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Puente de Hidrógeno
• Tensión superficial
• Cohesión
• Adhesión
• Punto de ebullición
• Punto de fusión
• Solubilidad
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INFLUENCIA EN PROPIEDADES FISICAS
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
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:
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
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SolubilidadInteracciones intermoleculares entre moléculas diferentes
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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
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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.
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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.
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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
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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-
• 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
• 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.
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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+