Estructura y enlace

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

ESTRUCTURA Y ENLACE

CAPACIDAD DE ENLACE DEL CARBONO

CAPA DE VALENCIA

Son los electrones que presenta cada átomo en su ultimo nivel de energía.

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:

Enlace y moléculas

Tipos de enlaces

Iónico:

Ocurre por transferencia de electrones (e–)

Na –1 e– → Na+

Cl + 1 e– → Cl–

Na+ + Cl– → Na+ Cl–

Tipos de enlace Enlace covalente

COVALENTE

Se da por compartición de electrones (e–) de valencia.

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

NO POLAR POLAR

Polaridad de las Moléculas

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– .

Longitud de enlace

Es la distancia promedia entre dos núcleos enlazados covalentemente.

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


Cada átomo de oxígeno tiene8 electrones en su ultima capa

Cada átomo de nitrógeno tiene8 electrones en su ultima capa


Hay átomos que no cumplen la regla del octeto

B

F

FF

ClP

ClCl

Cl

Cl

XeF

F F

F

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.

metano

HIBRIDACIÓN sp3

Energéticamente iguales

Energía

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)

En los siguientes compuestos el carbono tiene hibridación sp3

HIBRIDACIÓN sp3

HIBRIDACIÓN sp2

Hibridación

sp2

sp22pz

Energía

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)

En los siguientes compuestos el carbono tiene hibridación sp2

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.

En los siguientes compuestos el carbono tiene hibridación sp

HIBRIDACIÓN sp

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

Resumen

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

FUERZAS INTERMOLECULARESFuerzas dipolo-dipolo

Fuerzas de atracción entre moléculas polares

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

Influencia de las fuerzas intermoleculares en la solubilidaden compuesto iónico

Influencia de las fuerzas intermoleculares en la solubilidaden compuesto iónico

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

Acción limpiadora del jabón

Ácidos y bases

Ácido cítrico

El pH: una medida de la acidez

pH = -log [H+]

pH

7ácida básica

Medidor digital de pH

pH

Cinta de papel

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

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

1932-Teoria ácido-base

Ácido: Sustancia capaz de ceder un ión hidrógeno

Base: Sustancia capaz de aceptar un ión hidrógeno

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.

Cl Cl+

–↔

Cl+

–

↔

Cl+

–↔

N+O O–

↔

N +O– O

N +O– O–

+↔

O–

N +O–

+

↔

N +O– O

+

–

↔

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








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