UNIDAD 1

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

Diferencia entre un compuesto orgánico e inorgánico

Características Orgánico Inorgánico Fuentes Origen animal y vegetal Reino mineral

Elementos Básicos C, H, O, N, S. Todos

Enlace Covalente Iónico, metálico

Estructura molecular Forman estructuras

complejas. Forman estructuras simples

Peso molecular Elevado Bajo

Estado físico Sólido, líquido y gas Sólidos

Resistencia al calor

No, se descomponen

fácilmente

Si

Reacciones Lentas, requieren

catalizadores

Instantáneas

Puntos fusión y ebullición Bajos: 300° Altos: 700°

Solubilidad Soluble en solventes no polares como

benceno.

Soluble en solventes no polares como benceno.

1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica

Más del 95% de las

sustancias químicas

conocidas son compuestos del

carbono y más de la mitad de

los químicos actuales en el

mundo se denominan a sí

mismos químicos orgánicos.

Todos los compuestos

responsables de la vida (ácidos

nucleicos, proteínas, enzimas,

hormonas, azúcares,

lípidos, vitaminas, etc.) son

sustancias orgánicas.

La industria química (fármacos, polímeros,

pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel

muy importante en la economía mundial e

incide en muchos aspectos de nuestra vida

diaria con sus productos.

La Química Orgánica es la parte de la química que estudia los Compuestos de Carbono

2.- Estructura electrónica del Carbono

Núcleo Cubierta electrónica

MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO

ORBITALES

Carácter ondulatorio de los

electrones

Principio de Incertidumbre de

Heisenberg Caracterizados por números cuánticos:

n : número cuántico principal

l : número cuántico secundario

m: número cuántico magnético

NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA

ORBITALES 1s y 2s

ORBITAL s

ORBITALES 2p

ORBITALES 3 d

ENERGÍA DE LOS ORBITALES

Regla cuántica de (n+l):

Entre dos orbitales tendrá menor energía aquél en el que la suma de

los números cuánticos n y l sea menor. Si el resultado fuese el mismo

para ambos, tendrá menor energía aquél de menor número cuántico

principal n

¿EN QUÉ ORDEN SE LLENAN LOS ORBITALES?

Principio de construcción (Aufbau):

En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se

construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo

que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

¿CUÁNTOS ELECTRONES CABEN EN UN ORBITAL?

Principio de exclusión de Pauli (1925):

En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir

dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos

Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres

números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

¿CÓMO SE LLENAN LOS GRUPOS DE ORBITALES DE IGUAL ENERGÍA?

Regla de la máxima multiplicidad de Hund:

Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando

con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible,

manteniendo los espines paralelos

PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICOS

PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD

3.- Introducción al enlace del Carbono

ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE

IÓNICO COVALENTE

COVALENTE POLAR

ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE

NO POLAR POLAR

TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE

Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR

OCTETO

ELECTRÓNICO

Lewis

ENLACE-VALENCIA

Heitler-London

ORBITAL

MOLECULAR

Mulliken-Hund

Compartición de

electrones

Solapamiento de O.A.

Formación de O.M.

GEOMETRÍA

Método de repulsión de

electrones de la capa

de valencia

Hibridación de O.A

Orbitales moleculares

TEORÍA

TEORÍA DE LEWIS

Átomos

Moléculas Diatómicas

Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico

Las diferentes estructuras de Lewis de los átomos principales de las

moléculas orgánicas, dependiendo de la estructura en la que estén

involucrados, son:

En el establecimiento de las estructuras de Lewis es

muy importante tener en cuenta tres aspectos

1.- Asignar cargas formales a los átomos

2.- Valorar la existencia de formas resonantes

3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto

Cargas formales

Para determinar cargas formales sobre los átomos:

Carga

Formal =

Número e

Capa

valencia

- Número e

Desapareados

+ Mitad e

compartidos

Ejercicio: Usar el concepto de carga formal para determinar la estructura de

Lewis más estable para a) CO2 b) N2O

a) Diferentes estructuras de Lewis que satisfacen la regla del octeto

Para cada una de ellas se puede calcular la carga formal de cada átomo:

La carga formal se minimiza

cuando el átomo de carbono se

coloca en el centro y establece

dobles enlaces con los átomos

de oxígeno

b) Para el N2O las posibles estructuras de Lewis con cargas formales son

las siguientes:

Se comprueba que las estructuras a) y d) son igual de buenas en cuanto

a las cargas formales, sin embargo, habrá que convenir que la más

importante (contribuye más al híbrido de resonancia) es la d) porque en

ella la carga negativa está situada sobre el átomo de oxígeno, elemento

más electronegativo que el nitrógeno.

Resonancia.

No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda

explicar las propiedades de una molécula o ión.

A cada una de ellas se le denomina forma

resonante y al conjunto híbrido de resonancia

En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se

forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo

las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye

por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la

verdadera estructura una mezcla de las tres.

Condiciones para escribir formas resonantes:

1. Para pasar de una forma resonante a otra solamente

puedo mover electrones, nunca átomos.

2. Todas las estructuras resonantes que yo escriba deben ser

estructuras de Lewis válidas.

3. Las estructuras resonantes deben poseer el mismo número

de electrones desapareados.

4. Las estructuras resonantes más importantes son las de

menor energía potencial.

Reglas para elegir la forma resonante más

contribuyente

1. Regla del octeto completo, aquellas estructuras

resonantes en donde los átomos tengan su octeto

completo son más importantes que aquellas en

donde no lo tengan.

2. Las estructuras resonantes sin cargas son más

estables que aquellas que poseen cargas

3. La regla del octeto (1) se impone a la regla de las

cargas (2)

4. Las cargas negativas se ubican mejor sobre los

átomos más electronegativos y las cargas

positivas se ubican mejor sobre los átomos más

electropositivos

5. En caso de no poder aplicarse ninguna de las

reglas anteriores, para seleccionar la forma

resonante más estable hay que tener en cuenta el

orden de estabilidad de carbocationes,

carbaniones y especies radicales, según:

Determinar las estructuras resonantes y determinar

la contribuyente (principal)

(N,N-dimetilamino)piridina

DMAP

Nitrometano

Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP

GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE

ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA

Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo

que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos

Cuatro pares de e rodeando el

átomo de nitrógeno. Se dirigen

hacia los vértices de un tetraedro

(Geometría electrónica)

Como sólo se enlazan 3 de los 4

pares electrónicos, la forma de la

molécula será piramidal

(Geometría molecular)

Dos pares de e enlazados: Molécula lineal

Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana

Cuatro pares de e:

Molécula tetraédrica

Cuatro enlazados

Molécula piramidal

Tres enlazados

Molécula angular

Dos enlazados

No enlazado-

No enlazado

No enlazado-

Enlazado

Enlazado-

Enlazado

Repulsión

entre pares de

electrones < <

Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular

Seis pares de e enlazados: Molécula Octaédrica

HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV

Todos los enlaces C-H del metano son idénticos HIBRIDACIÓN

sp3

METANO

El carbono sólo podría

formar dos enlaces C-H

sp3

–4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

–3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3

–2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

HIBRIDACIÓN

sp2

ETENO Hibridación

sp2

sp2 2pz

sp2

–3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3

–1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

Hibridación

sp2

sp2 2pz

Estabilidad debida a la deslocalización de los electrones del anillo

(aromaticidad)

BENCENO

HIBRIDACIÓN

sp2

GRUPO CARBONILO

Átomo carbono: Hibridación sp2 Átomo oxígeno: Hibridación sp2

(Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)

HIBRIDACIÓN

sp

ACETILENO

sp

–2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2

–2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2

–1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO

sp3

Nitrógeno

Oxígeno

Estructura

Tipo Aminas Sales de

amonio

Alcoholes

Éteres Alcóxidos

Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -

sp2

Nitrógeno

Oxígeno

Estructura

Tipo Iminas Sales de imonio Carbonilos

Geometría Trigonal plana Trigonal plana Trigonal plana

Los tres tipos de compuestos tienen en general estabilidad suficiente

como para poder almacenarse sin problemas especiales. Los compuestos

con grupos carbonilo son muy variados: pueden ser aldehídos, cetonas,

ácidos carboxílicos, haluros de ácido, anhídridos, ésteres y amidas, entre

otros.

.

sp

Nitrógeno

Los nitrilos son compuestos estables

Estructura

Tipo Nitrilos

Geometría Lineal

PARÁMETROS DE ENLACE Enlace

Longitud típica

(A)

Momento

dipolar (D)

Energía de

disociación

(kcal/mol)

C-H 1.07 0.40 99

X-H 1.01(N)

0.96(O)

1.31(N)

1.51(O)

93(N)

111(O)

C-C 1.54 0 83

C=C 1.33 0 146

CC 1.20 0 200

C-N 1.47 0.22 73

C=N 1.30 1.90 147

CN 1.16 3.50 213

C-O 1.43 0.74 86

C=O 1.23 2.30 184

C-Cl 1.78 1.46 81

C-Br 1.93 1.38 68

C-I 2.14 1.19 51

Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados

tienen cierta diferencia de electronegatividad

Enlace covalente polar: Polaridad de los enlaces y las moléculas

Momentos Dipolares de enlaces

Enlace Momento Dipolar,

D Enlace

Momento Dipolar,

D

H-F 1.7 C-F 1.4

H-Cl 1.1 C-O 0.7

H-Br 0.8 C-N 0.4

H-I 0.4 C=O 2.4

H-C 0.3 C=N 1.4

H-N 1.3 C≡N 3.6

H-O 1.5

La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más

electronegativo.

Moléculas polares.

Tienen no nulo:

Moléculas con un sólo enlace

covalente. Ej: HCl.

Moléculas angulares, piramidales, ....

Ej: H2O, NH3

Moléculas apolares.

Tienen nulo:

Moléculas con enlaces apolares.

Ej: H2, Cl2.

Moléculas simétricas = 0.

Ej: CH4, CO2.

CO2 BF3

CH4 H2O

NH3

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR

La mezcla de N orbitales atómicos da lugar a N orbitales moleculares

Ej.: Hidrógeno

La combinación de dos orbitales atómicos 1s da lugar a un orbital molecular enlazante σ y a un orbital

antienlazante σ*.

Los dos electrones de la molécula ocupan el orbital molecular enlazante

Los enlaces covalentes se producen por solapamiento de orbitales

atómicos semiocupados de distintos átomos

Orbital 1s semiocupado de

un átomo de H Orbital 1s semiocupado de

un átomo de H

Molécula de hidrógeno

Tipos de enlace covalente según el solapamiento

Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal

Enlace tipo pi π: solapamiento lateral

Los orbitales moleculares tipo σ también se pueden formar por solapamiento frontal de orbitales p

o de orbitales híbridos

Los orbitales moleculares tipo π se producen por solapamiento lateral de orbitales p

Formación de dos orbitales π por solapamiento lateral de orbitales p. Triple enlace

carbono-carbono.

Modelos y proyecciones

Existen varios métodos para representar la estructura u ordenación tridimensional de los átomos en una molécula orgánica.

Esferas y barras

Modelos y proyecciones

Modelo de volumen

Proyección de Fischer

En una proyección de Fischer, un átomo de carbono tetraédrico se

representa por dos líneas cruzadas. Por convención, las líneas horizontales

representan enlaces que salen de la página hacia el lector, y las líneas

verticales representan enlaces que entran en la página y se alejan del lector.

Proyección de Newman

Silla y bote

Cuñas Mediante trazo normal se indican los enlaces que están sobre el plano del

papel. Mediante trazo grueso se indican los enlaces que salen del papel

hacia el observador. Mediante enlace a trazos discontinuos se indican los

enlaces que salen del papel alejándose del observador

Caballete El carbono más próximo al observador se encuentra abajo y a la

derecha. Mientras que el más alejado está arriba a la izquierda.

4.- ISOMERÍA

¿QUE SON ISOMEROS?

Dos especies químicas diferentes se dice que

son isómeras cuando tienen la misma

composición elemental y el mismo peso

molecular

Los isómeros no son superponibles y tienen el

mismo número de átomos de cada tipo

TIPOS DE ISOMERIA

ISOMEROS ESTRUCTURALES

ESTEREOISOMEROS

TIPOS DE ISOMERÍA

5.1.- ISOMERÍA ESTRUCTURAL

Isomería de cadena

Isomería de posición

Isomería de función

Son isómeros que difieren entre sí en que sus

átomos están unidos de diferente forma

- No todos los grupos están unidos a los mismos centros

-Son moléculas muy diferentes tanto en sus propiedades físicas como

químicas

ISOMERÍA DE CADENA

¿Cuántos isómeros tiene el butano?

¿Cuántos isómeros tiene el pentano?

Los isómeros de cadena difieren en la forma en que están unidos los

átomos de carbono entre sí para formar una cadena

ISOMERÍA DE POSICIÓN

Hay dos isómeros estructurales con

la fórmula molecular C3H7Br

Del alcohol con fórmula molecular C4H9OH se obtienen:

Dos isómeros de posición Dos isómeros de cadena

Los isómeros de posición difieren en las posiciones que ocupan sus

grupos en la estructura carbonada

En los derivados del benceno se dan casos muy importantes de isomería de posición

Fórmula molecular C7H8Cl

ISOMERÍA DE FUNCIÓN

Fórmula molecular C3H6O

2-propen-1-ol

Los isómeros de función difieren en sus grupos funcionales

- La forma en que están unidos los átomos da lugar a grupos funcionales

distintos

Fórmula molecular C3H6O2

5.2.- ESTEREOISOMERÍA

- ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES

-ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES

- ENANTIOMEROS

- DIASTEROISOMEROS

La transformación de unos en otros consiste en giros de grupos en

el espacio alrededor de enlaces sencillos

ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES

Confórmeros del etano SON ESTEREOISOMEROS NO

AISLABLES POR SEPARADO A

TEMPERATURA AMBIENTE O

PROXIMA A ELLA

La barrera energética a superar para

la interconversion es baja

ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES

Para transformar uno en otro, no basta con realizar giros alrededor

de enlaces sencillos sino que es necesario romper y formar enlaces.

SON ESTEREOISOMEROS

AISLABLES POR SEPARADO

A TEMPERATURA

AMBIENTE O PROXIMA A

ELLA

La barrera energética a

superar para la interconversión

de estereoisómeros

configuracionales es alta

Diasteroisómeros

Enantiómeros

QUIRAL

ES AQUEL QUE NO ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN

EL ESPEJO

MOLÉCULA QUIRAL

AQUIRAL

ES AQUEL QUE ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL

ESPEJO

Tienen elementos de simetría

ENANTIOMEROS

DOS ESTEREOISOMEROS SON ENANTIOMEROS CUANDO

UNO ES LA IMAGEN EN EL ESPEJO DEL OTRO

Son imágenes especulares

DIASTEROISOMEROS

SON ESTEREOISOMEROS NO ENANTIOMEROS

Uno no es la imagen en el espejo del otro

Clasificación de las relaciones entre moléculas

¿Tienen la misma fórmula molecular?

ó

¿Son iguales sus pesos moleculares

y sus composiciones elementales?

SI NO No son isómeros

Son la misma

molécula

¿Son superponibles?

SI NO

Son isómeros Son isómeros

estructurales

¿Difieren únicamente en el arreglo

de sus átomos en el espacio? NO

SI

Son estereoisómeros

Son estereoisómeros

configuracionales

Son estereoisómeros

conformacionales

SI

¿Son aislables a temperatura

ambiente o próxima a ella?

NO SI

¿Es uno de ellos superponible con

la imagen en el espejo del otro?

NO

Son enantiómeros

Son quirales ¿Son superponibles con sus

respectivas imágenes en el espejo? SI NO Son aquirales

Son diasteroisómeros