Transcript Teoria Química Estructural

Introducción al estudio de la
Química Orgánica
Ing. Jacqueline Herrera C. Ph.D.
IMPORTANCIA CIENTÍFICA Y PRÁCTICA
DE LA SÍNTESIS ORGÁNICA
IMPORTANCIA
CIENTÍFICA
IMPORTANCIA
PRÁCTICA
IMPORTANCIA CIENTÍFICA
• PERMITE
CONOCER
MEJOR
LA
CONSTITUCIÓN Y PROPIEDADES DE
LAS
SUSTANCIAS
COMPLEJAS
ELABORADAS CON SUSTANCIAS MÁS
SIMPLES
IMPORTANCIA CIENTÍFICA
CONSTITUCIÓN
IMPORTANCIA
CIENTÍFICA
PROPIEDADES
IMPORTANCIA PRÁCTICA
MATERIAS COLORANTES
RESINAS SINTÉTICAS
MEDICAMENTOS
MATERIALES EXPLOSIVAS
ESENCIAS SINTÉTICAS
TEJIDOS
Compuestos orgánicos
Los compuestos orgánicos abundan en
la naturaleza
Grasas, hidratos de carbono y proteínas se
encuentran en la comida.
Propano, gasolina, queroseno, petróleo.
Fármacos y plásticos.
ESTRUCTURA Y PROPIEDAES
DE LAS MOLÉCULAS
ORGÁNICAS
CONTENIDO
1.
2.
3.
4.
5.
6.
INTRODUCIÓN
TEORIA ESTRUCTURAL
ENLACE QUÍMICO
ORBITALES HÍBRIDOS
ENERGÍA DE DISOCIACIÓN DE ENLACE
POLARIDAD DE ENLACE Y DE
MOLÉCULAS
7. SOLUBILIDAD
8. ISOMERIA
OBJETIVO
• Analizar y relacionar las propiedades
de las moléculas orgánicas con su
estructura.
INTRODUCIÓN
ORGÁNICA
VEGETALES Y ANIMALES
QUÍMICA
DESCRIPTIVA
INORGÁNICA
ELEMENTOS Y COMPUESTOS
DEL REINO MINERAL
Definiciones
• Antigua: “derivado de los organismos vivos”.
• Moderna: “química de los compuestos de
carbono”.
Definiciones
Sintetización de los compuestos orgánicos a
partir de compuestos inorgánicos, Wöhler,
1828.
+
NH4 OCN
-
CIANATO DE AMONIO
calor
heat
O
H2N C NH2
urea
=>
TEORIA ESTRUCTURAL
• La teoría estructural es el marco de ideas
acerca de cómo se unen los átomos para
formar moléculas, tiene que ver con el
orden en que se juntan los átomos y con
los electrones que los mantienen unidos.
Los átomos de carbono forman cadenas y
anillos y actúan como el marco de
referencia de las moléculas.
Premisas importantes
• Kekulé, Coupery y Butlerov
1.- Los átomos de los elementos en los
compuestos orgánicos pueden formar un
número fijo de enlaces (valencia)
-O-
H-
CL -
monovalentes
divalente
tetravalente
Premisas importantes
• Kekulé, Coupery y Butlerov
2.- Los átomos de Carbono pueden formar
ligaduras simples, dobles o triples.
Enlace múltiple
=>
Importancia de la teoría
estructural C2H6O
Propiedad
CH3-O-CH3
C2H5OH
Temperatura de -24,9
ebullición °C
78,5
Temperatura de -138
fusión. °C
117,3
Reacción frente NEGATIVO
al sodio
Desplaza el
hidrógeno
• La diferencia en su conectividad incide en
las propiedades físicas y químicas de las
moléculas.
Estructura del átomo
• Protones, neutrones y electrones.
• Isótopos.
12
14
6
6
C
C
=>
Carga formal
CF = #e- de valencia - #e- de par solitario -
1
2
#e- de par enlazante
Cálculo de la carga formal
• Para cada átomo de una estructura de Lewis
válida:
– Contar el número de electrones de valencia.
– Restar todos sus electrones no enlazantes.
– Restar la mitad de sus electrones compartidos.
3-
H O
H C
H
C O
O
O
P
O
O
=>
Estructuras iónicas
H H
H C N H
H H
X
Na
O CH3
+
-
Cl
+
o Na
or
_
O CH3
=>
Resonancia
• Sólo los electrones pueden cambiar de
posición (los pares solitarios y los electrones
pi son los que cambian con más frecuencia).
• El núcleo no se puede cambiar de posición y
los ángulos de enlace han de ser lo mismo.
• El número de electrones desapareados debe
permanecer igual.
• La estabilización por resonancia es más
importante cuando sirve para deslocalizar una
carga entre dos o más átomos.
Ejemplo=>
Ejemplo de resonancia
_
_
O
_
O
O
O
N
N
N
O
O
O
O
O
• La estructura real es un híbrido de
resonancia.
• Todas las longitudes de los enlaces son las
mismas.
• Cada oxígeno tiene un -1/3 de carga
negativa.
=>
Forma de resonancia principal
• Tiene tantos octetos como sea posible.
• Tiene tantos enlaces como sea posible.
• Si hay carga negativa se coloca en los
átomos electronegativos.
• Tiene la menor separación de carga
posible.
Ejemplo=>
Resonancia
• La deslocalización de la carga negativa de una
base conjugada estabilizará el anión, por lo que
la sustancia es un ácido más fuerte.
• Más estructuras de resonancia suelen implicar
mayor estabilización.
O
CH3CH2OH
<
CH3C OH
O
<
CH3
S OH
O
=>
¿Contribuyente mayor?
H
+ H
C N
H
H
Contribuyente
mayor
H +
H
C N
H
H
Contribuyente
menor. El carbono
no tiene octeto.
=>
Geometría Molecular
H
O
H
• Longitudes de enlace: distancias entre los núcleos.
• Ángulos de enlace: ángulos entre líneas adyacentes
que representan los enlaces.
• Teoría RPECV:
– Los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si
están en enlaces químicos (pares enlazantes) como
si no están compartidos (pares solitarios). Los
pares de electrones se disponen alrededor de un
átomo con orientaciones que minimicen las
repulsiones.
• Geometría de grupos de electrones: distribución de
los pares de electrones.
• Geometría molecular: distribución de los núcleos.
Metano, amoniaco y agua
HOMÓLISIS Y HETERÓLISIS
Heterólisis
H H
H – C – C- H
H H
H
H – C :H
H
+ +C -H
H
Momento dipolar
• Cantidad de carga eléctrica x longitud del
enlace.
• La separación de la carga se muestra en el
mapa de potencial electrostático (MPE).
• El rojo indica una región de carga negativa
parcial y el azul señala una región de carga
positiva parcial.
H
H
C
C
H
H
=>
Enlaces covalentes polares
δ+
H
Cl
δ-
POLARIDAD
Electronegatividad y
polaridad de los enlaces
Los elementos con electronegatividades
más altas atraen con más fuerza a los
electrones de enlace.
=>
Electronegatividad
Cuanto más polarizado se vuelve el
enlace H, H adquiere más carga positiva
y el enlace se rompe con más facilidad.
=>
Tamaño
• A medida que el tamaño aumenta, H
aumenta hacia abajo y el enlace se rompe
con más facilidad.
• La carga negativa de un anión es más
estable cuando se distribuye sobre una
región del espacio más amplia.
=>
Momentos dipolares de enlace (debye) de
algunos enlaces covalentes.
C–N
0,22
C – Br
1,48
H -O
1,53
C–O
0,86
C-I
1,29
C=O
2,4
C–F
1,51
H-C
0,3
CΞN
3,6
C – CL 1,56
H-N
1,31
Momentos dipolares
MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNAS
MOLÉCULAS (Debyes)
H2
0
HBr 0,8
CH4
0
CH4
CL2
0
HI
HF
1,91 BF3 0
CH2CL2 1,55 NF3
0,24
HCL 1,08 CO2 0
CHCL3 1,02 H2O
1,85
0,42 CH3CL 1,87 NH3
0
1,47
CONCEPTOS DE ACIDEZ Y BASICIDAD
1.- Según Arrhenius
2.- Según Bronsted y Lowry
3.- Según Lewis
Ácidos y bases de Arrhenius
• Los ácidos son sustancias que se
disocian en el agua para formar
iones H3O+.
• Las bases son sustancias que se
disocian en solución acuosa para
formar iones OH-.
Ácidos y bases de Arrhenius
• Kw = [H3O+ ][OH- ] = 1.00 x 10-14 (a
24°C).
• pH = -log [H3O+ ]
• Los ácidos fuertes y las bases se
disocian al 100 por cien.
HCl
1M
+
H2O
+
H3O
1M
+ Cl
-
=>
Ácidos y bases de Brönsted-Lowry
• Los ácidos pueden donar un protón.
• Las bases pueden aceptar un protón.
• Pares ácido-base conjugados.
O
CH3
C OH
ácido
O
+ CH3
NH2
base
CH3
C O
-
base
conjugada
+
CH3
+
NH3
ácido
conjugado
=>
Ácidos y bases de Lewis
• Los ácidos aceptan un par de electrones = electrófilos.
• Las bases donan un par de electrones = nucleófilos.
CH2
CH2
nucleófilo
+
BF3
_
BF3
CH2
+
CH2
electrófilo
=>
Fuerza de los ácidos y las
bases
•
•
•
•
Constante de disociación del ácido, Ka.
Constante de disociación de la base, Kb.
Para los pares conjugados, (Ka)(Kb) = Kw.
Las reacciones ácido-base espontáneas
se desarrollan de más fuerte a más débil.
O
CH3
C OH
pKa 4.74
O
+ CH3
NH2
pKb 3.36
CH3
C O
-
pKb 9.26
+
CH3
+
NH3
pKa 10.64
=>
Fórmulas químicas
• Fórmula estructural
completa (no se
muestran pares
solitarios).
• Fórmula lineoangular.
• Fórmula estructural
condensada.
• Fórmula molecular.
• Fórmula empírica.
H O
H C C O H
H
O
OH
• CH3COOH
• C2H4O2
• CH2O
=>
Compuestos moleculares
1 /pulgada
0,4 /cm
Código de colores estándar
Algunas moléculas
H 2 O2
CH3CH(OH)CH3
CH3CH2Cl
HCO2H
P4O10
Representación de algunos
hidrocarburos
Isomeria
ISOMERIA PLANA
ISÓMEROS DE
CONSTITUCIÓN
ISOMERIA GEOMÉTRICA
ESTEREOISOMERIA
O ISOMERIA
ESPACIAL
ISOMERIA ÓPTICA
Isómeros
Los isómeros tienen la misma fórmula molecular pero los
ordenamientos de sus átomos en el espacio son distintos.
(c)
H