ESTRUCTURA Y ENLACE EN LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
ALEXÁNDER
GUTIÉRREZ M.
ALEXÁNDER
GUTIÉRREZ M.
Compilado por:
Programa de Licenciatura en Biología y Química
Programa de Licenciatura en Biología y Química
Presión de vapor (punto de ebullición) Presión de vapor (punto de ebullición)
Solubilidad de etanol en agua Insolubilidad de aceite y agua
ESTRUCTURA Y ENLACE
Símbolos de Lewis:Símbolos de Lewis:Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia (última capa) como puntos alrededor del símbolo del elemento:
Tipos de enlaces
Iónico:
Ocurre por transferencia de electrones (e–)
Na –1 e– → Na+
Cl + 1 e– → Cl–
Na+ + Cl– → Na+ Cl–
Enlace covalente vs Enlace iónico
Compartimientode electrones
Enlace covalente
Transferencia de de electrones
Enlace iónico
ELECTRONEGATIVIDAD
Es la capacidad de un átomo en un enlace para atraer electrones hacia sí mismo
Débil
Fuerte
Enlace covalente polar .Tipos de enlace covalente
El par de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una carga parcial negativa (δ–) sobre éste y una carga parcial positiva sobre el elemento menos electronegativo (δ+).
COVALENTE POLAR
No polares: Existe una distribución simétrica de los electrones, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.
Enlace covalente no polar .
Tipos de enlace covalente
Enlace polarEnlace no polar Enlace ionico
Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes
Momento dipolarresultante = 1.46 D
Momento dipolar
resultante = 0.24 D
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la
diferencia de electronegatividad de los átomos unidos y la polaridad de una
molécula depende de la polaridad de sus enlaces y de la geometría
Enlace Momento dipolar (D)
C-H 0.40
X-H 1.31(N) 1.51(O)
C-C 0
C=C 0
C≡C 0
C-N 0.22
C=N 1.90
C≡N 3.50
C-O 0.74
C=O 2.30
C-Cl 1.46
C-Br 1.38
C-I 1.19
Entre mayor sea el número de enlaces covalentes formados entre dos elementos que difieren en su electronegatividad, mayor es el valor del momento dipolar y entre mayor sea la diferencia de electronegatividad de los elementos que forman el enlace, mayor es el valor del momento dipolar.
Enlace covalente coordinado
Se forma cuando uno de los átomos dona los 2 e– de enlace y el otro ninguno.
Se representa con una flecha “→” que parte del átomo que pone el par de e– .
Enlace Longitud típica (Å)
C-H 1.07
X-H1.01(N) 0.96(O)
C-C 1.54
C=C 1.33
C≡C 1.20
C-N 1.47
C=N 1.30
C≡N 1.16
C-O 1.43
C=O 1.23
C-Cl 1.78
C-Br 1.93
C-I 2.14
Longitud de enlace
Es la distancia promedia entre dos núcleos enlazados covalentemente.
Entre mayor es el número de enlaces covalentes formados entre dos elementos, más corta es la longitud de enlace, y entre mayor sea la diferencia de electronegatividad de los elementos que forman el enlace, más corta es la distancia entre ellos.
Ángulo de enlace
Si hay más de dos átomos en una molécula, los enlaces forman un ángulo, llamado ángulo de enlace y varían desde 60° a 180°.
TEORÍA DE LEWIS
Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 electrones.
Estabilidad en una molécula
TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
Cada átomo de oxígeno tiene8 electrones en su ultima capa
Cada átomo de nitrógeno tiene8 electrones en su ultima capa
TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA
HIBRIDACIÓN: Combinación de dos orbitales atómicos para formar un enlace covalente.
Orbitales atómicos: Es la región donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.
C
o
109,5
333sp
sp3
sp3sp3
Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura tetrahédrica, formando cuatro enlaces simples denominados sigma (σ), cuyos ángulos son de 109,5º.
HIBRIDACIÓN sp3
C
H
H
H
C
H
H
H
σ
σ
( C-H )( sp3-s)
( C-C )( sp3-sp3)
Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos (un enlace sigma (σ) y otro pi (π)), siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana formando ángulos de 120°.
C120
o
2sp2sp
2sppx
HIBRIDACIÓN sp2
CC
H H
HHσ
( C-H )( sp2-s)
σ( C-C )( sp2-sp2)
π( C-C )( px-px)
HIBRIDACIÓN sp
180o
Csp sppx
py
CH C H
π( C-C )( px-px)
π( C-C )( py-py)
σ( C-H )( sp-s)
σ( C-C )( sp-sp)
Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace (un enlace sigma (σ) y dos pi (π)), con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal de 180º.
Ejercicio: Indica la hibridación y tipo de enlace cabe esperar en cada uno de los átomos de carbono que participan en las siguientes moléculas:
CH≡C–CH2 –CHO
CH3 –CH=CH–C≡N
Energía de disociación de enlace (ΔH)
Es la cantidad de energía que se consume o se libera cuando se rompe o forma un enlace. Sus unidades son Kcal/mol o KJ/mol
Enlace Energía de disociación (kcal/mol)
C-H 99
X-H93(N) 111(O)
C-C 83
C=C 146
C≡C 200
C-N 73
C=N 147
C≡N 213
C-O 86
C=O 184
C-Cl 81
C-Br 68
C-I 51
Energía de disociación de enlace (ΔH)
Es la cantidad de energía que se consume o se libera cuando se rompe o forma un enlace. Sus unidades son Kcal/mol o KJ/mol
Entre mayor sea el número de enlaces covalentes formados entre dos elementos, mayor es la energía de disociación de enlace.
Tipos de rupturas de enlaces
Homolítica:Homolítica: El enlace covalente se rompe de manera simétrica (1 electrón para cada átomo).
A· + ·B (radicales libres)
H −C −C−H
H H
H H
+ H • energía
H −C −C •
H H
H H
H −C −C−Cl
H H
H H
+ Cl • energía
H −C −C •
H H
H H
Rupturas Homolíticas
Radical
A B
Tipos de rupturas de enlaces
Heterolítica:Heterolítica: El enlace se rompe de manera asimétrica (uno de los átomos se queda con los dos electrones que compartían)
Rupturas Heterolíticas
Carbocatión
Carbanion
Fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas.
Fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los átomos en una molécula.
Intermolecular contra intramolecular
• 41 kJ para evaporar 1 mol de agua (intermolecular)
• 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intramolecular)
FUERZAS INTERMOLECULARES
Masas moleculares, momentos dipolares y puntos de ebullición de algunas sustancias.
Sustancia Masa molecular (g/mol)
µ (D) Punto ebullición
(K)
Propano, CH3CH2CH3
Éter dimetílico, CH3OCH3
Cloruro de metilo, CH3ClAcetaldehído, CH3CHOAcetonitrilo, CH3CN
4446504441
0.11.32.02.73.9
231249249293355
Compuestos con similares pesos moleculares, presenta mayor punto de ebullición aquel que tiene mayor momento dipolar
FUERZAS INTERMOLECULARESFuerzas de dispersión de London
Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas
FUERZAS INTERMOLECULARESEnlace de hidrógeno
Es una interacción tipo dipolo-dipolo que se forma entre el átomo de hidrógeno y un elemento pequeño electronegativo que presenta al menos un par de electrones sin compartir como el N, O, o F.
¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?
N CH3
CH3
H3C N CH2CH3
H
H3C N CH2CH2CH3
H
H
pe = 3.5 ºC pe = 37 ºC pe = 49 ºC
“lo semejante disuelve lo semejante”
Es probable que dos sustancias con fuerzas intermoleculares similares sean solubles en cada una de las otras.
• moléculas no polares son solubles en los disolventes no polares
CCl4 en C6H6
• moléculas polares son solubles en disolventes polares
C2H5OH en H2O
• los compuestos iónicos son más solubles en los disolventes polares
NaCl en H2O o NH3 (l)
SOLUBILIDAD
H
O
CH2
CH2
CH3 (CH2)7
C C
H H
(CH2)7 C
O
O CH
O C (CH2)7
C C
(CH2)7
H
CH3
H
O
O C (CH2)7
C C
(CH2)7
H
CH3
Triglicéridos
CO2CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2 CO2CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2
CO2CO2
agua e iones Na+
NaOH
GLICEROL JABÓN
O
CH2
CH2
C
O
O CH
O C
O
O C
R'
R
R'' CH2
CH2
CH
OH
OH
OH R COO¯ Na+
R' COO¯ Na+
R'' COO¯ Na+
+
Triglicéridos
INDICADORES ÁCIDO-BASE.INDICADORES ÁCIDO-BASE.
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica o viceversa
HIn (aq) + H2O (l)
Forma ácida (color 1)
In- (aq) + H3O+ (aq)
Forma básica (color 2)
Punto de equivalencia
Fenolftaleína
Teoría de Lewis
Ácidos:
“Es una sustancia que puede aceptar un par de electrones”
Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)
Bases:
“Una sustancia que puede donar un par de electrones”.
O
OO
O
OO
Ozono
Formas resonantes
- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.
- Las estructuras son equivalentes.
-Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
Propiedades físicas de los compuestos orgánicos
Fusión: es el cambio del arreglo ordenado en el retículo cristalino a uno mas desordenado que caracteriza a los líquidos.
Punto de fusión
Punto de fusión: la temperatura a la cual las fases sólidas y líquida de aquella sustancia coexisten en equilibrio.
El presión de vapor es la presión parcial de vapor sobre el líquido, medida en el equilibrio a una temperatura dada.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa.
Sistema cerrado
Cuando la velocidad de evaporacióniguala la velocidad de condensación
⇓Equilibrio entre las fases
H2O (l) ↔ H2O (g)
Presión del gas constante (presión de vapor)
EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR.EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR.
Las moléculas que son esféricas se empaquetan mejor y las fuerzas intermoleculares actúan con más eficacia, siendo necesaria una mayor temperatura para conseguir el paso de sólido a líquido. Si las moléculas son lineales el empaquetamiento no es tan eficaz.
Compuesto Formula Punto de ebullición
Punto de fusión
Pentano CH3(CH2)3CH3 36ºC –130ºC
Hexano CH3(CH2)4CH3 69ºC –95ºC
Heptano CH3(CH2)5CH3 98ºC –91ºC
Octano CH3(CH2)6CH3 126ºC –57ºC
Nonano CH3(CH2)7CH3 151ºC –54ºC
Decano CH3(CH2)8CH3 174ºC –30ºC
Tetrametilbutano (CH3)3C-C(CH3)3 106ºC +100ºC
El tetrametilbutano, isómero del octano, molécula esférica, tiene p.f. muy alto, sólo 6ºC por debajo del p.e.
PUNTO DE FUSIÓN (p. f.) : TAMAÑO Y FORMA MOLECULAR
La intensidad de las fuerzas intermoleculares viene determinada por:
- Tamaño de las moléculas
- Forma de las moléculas
- Polaridad de las moléculas
Referencias
Volhardt, K.P.C. ; Schore, N.E. Química Orgánica. 5ª Ed. Omega. 2008.
Hart, H.; Hart, D. Química Orgánica . 12ª Ed. Editorial: McGraw-Hill. México. 2007
Bruice, P. Y. Fundamentos de Química Orgánica, Pearson Prentice Hall, 2007.
Carey, F. A. Química Orgánica. 6ª ed. Ed. McGraw Hill, 2006.
Wade, L.G. Química Orgánica. 5ª ed. Pearson Educación S.A. Madrid. 2004.
McMurry, J. E. Química Orgánica. 6ª ed. International Thomson editores S.A. México. 2004.
Morrinson, R.; Boyd, R. Química orgánica. 5ª edición. Iberoamericana. México.1994.
Fessenden, R.; Fessenden, J. Química Orgánica. Grupo Editorial Iberoamérica. México. 1983.
Referencias
http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQO/TEMA1FQO.pdf
http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQO/TEMA2FQO.pdf
http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQO/TEMA4FQO.pdf
http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQO/TEMA5FQO.pdf