Unidad I Química Orgánica I Ing. Química

1. Unidad I
Enlace, estructura y propiedades
en compuestos químicos
orgánicos
Dr. Edgar García Hernández
División de Estudios de Posgrado e Investigación/Departamento de
Ingeniería Química y Bioquímica
e-mail:[email protected]
© 2013 ITZ

2. 2
Analizar las características delas
interrelacionesde átomosy moléculasy su
influencia enlas propiedadesfísicas y
químicas delos compuestosorgánicos

3. Contenido
1.1. Conceptos básicos de la estructura atómicay
molecular
1.1.1. Representación demoléculas orgánicasa
partirde estructurasde Lewis
1.1.1.1. Estructuras de Lewisy resonancia
1.1.1.2. Estructura y propiedadesde lasmoléculas
1.1.1.3. Geometría molecular apartir deestructurasde
Lewis
3

4. Contenido
1.1.2. Modelo de repulsión delpar electrónicode la
capade valencia
1.1.3. Modelo del orbital molecular
1.1.4. Tipos de enlaces existentesencompuestos
orgánicos: C-C, C-O,C-N,C-SyC-H.
Caracterizacióndecada unode ellos de
acuerdoa :
1.1.4.1. Longitud de enlace
1.1.4.2. Angulo de enlace
1.1.4.3. Energía de enlace
4

5. Contenido
1.1.5. Polaridad de las moléculas
1.1.5.1. Momento dipolar
1.1.5.2. Interacciones moleculares
1.1.5.2.1. Puente de hidrógeno
1.1.5.3. Fuerzas intermoleculares:
1.1.5.3.1. Fuerzas deVander-Waals
1.1.5.3.2. Fuerzasdipolo-dipolo
1.1.6. Fuerzas electrostáticas
1.1.6.1. Grupos funcionales
1.1.6.2. Polaridad de losgrupos funcionales
5

6. 1.1. Conceptos básicos de la
estructura atómica ymolecular.
6

7. Estructura del átomo
7

8. Clasificación de electrones
8

9. 9
EstructuraAtómica
•protones,neutrones,yelectrones
•isotopos
C
12
6 6C
14
=>

10. 10
OrbitalesAtómicos
Orbital 2s(esférico)
Orbital 2p
=>

11. 11
ConfiguraciónElectrónica
•Principio deAufbau:
Colocarprimeroa
loselectronesen los
nivelesmásbajosde
energía.
•RegladeHund.



=>


12. 12
Tabla1-1
=>

13. En la naturaleza todo está en función de la
energía

14. Losenlacescovalentespolarespuedenconsiderarse
intermediosentrelosenlacescovalentespuros(no
polares),enlosqueelpardeelectronessecomparten
deigualforma,ylosenlacesiónicospuros(enlosque
haytransferenciatotaldeelectronesdeunoalotro
átomo).
Mayor diferencia de
electronegatividad
Mayor diferencia de
electronegatividad
Menor diferencia de
electronegatividad
Menor diferencia de
electronegatividad
Mayorcarácter iónico omenor
carácter covalente
Menorcarácter iónico omayor
carácter covalente

15. 1.1.1. Representación de
moléculas orgánicas a partir de
estructuras de Lewis.
1.1.1.1. Estructuras de Lewis y
resonancia.
15

16. Estructuras de Lewis
Regla del Octeto:
•Laregladeloctetoestableceque,alformarseunenlace
químicolosátomosadquieren,pierdenocomparten
electrones,detalmaneraquelacapaexternaode
valenciadecadaátomocontengaochoelectrones.
•Debemosconsiderarqueexistenexcepcionesalaregla
deloctetomenosde8e
-
omas(10,12ó14e
-
).
•Losátomosqueobedecenalareglason,porlogeneral,
losqueestánalejadosencuatroomenosnúmeros
atómicosdelaconfiguracióndeungasnobleyporlo
tantopuedenlograrmásfácilmentelaconfiguraciónde
ungasnoble.

17. PUNTOS DE LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Y
GASES NOBLES

18. 18
Estructurasde Lewis
•Electronesenlazantes
•ElectronesNoenlazanteso pareslibres.
SatisfacelaRegladelocteto!=>
C
H
H
H
O
H

19. 19
Enlaces Multiples
=>

20. •Investigar las reglas para escribir las
estructuras de Lewis.
20

21. Compuestos de Hidrógeno

22. ÁcidosOxoy sus aniones

23. Especiesisoelectrónicasque tienen el
mismo número de e-s de valencia y la
misma estructura de Lewis

24. EXISTEN EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
FORMULA ESQUELETO
N
(e
-
necesarios)
A
(e
-
disponibles)
S=N-A PARES ESTRUCTURA DE
LEWIS EN PUNTOS
ESTRUCTURA DE
LEWIS EN LINEAS
Borano
BH
3
(8x1)+(3x2)=
14
(3x1)+(3x1)=
6
14-6=
8
8/2=
4
HB
H
H HB
H
H HB
H
H
NO SE CUMPLE CON LA REGLA DEL
OCTETO
LASEXCEPCIONESSONDETRESTIPOSPRINCIPALES:
Moléculasdondeunátomotienemenosdeunocteto.
Moléculasdondeunátomotienemasdeunocteto.
Moleculasconunnúmeroimpardeelectrones.

25. Elementosdeltercerperiodoomayorespuedenformar
moléculasoionesqueexcedenlaregladelocteto.

26. 26
CalculandolaCargaFormal
•Estructurade Lewisválida
C
H
H
H
C
O
O P
O
OO
O
3-
=>

27. Hemosvistoalgunasmoléculas(ESTRUCTURA DELEWIS)
quepresentancargas,practiquemosunpococolocandolas
cargasqueseannecesariasenlassiguientesestructuras:

28. 28
Resonancia
•Solo sepuedenmover loselectrones
(generalmentepares deelectronessolos o
electronespi).
•Laposiciónde losnúcleosy losángulosde
enlacepermanecenigual.
•Elnúmerodeelectronesdesapareados
permaneceigual.
•LaResonanciacausaunadeslocalizaciónde
lacargaeléctrica.
Ejemplo=>

29. 29
EjemplodeResonancia
•Laestructurarealesunhíbridoderesonancia.
•Todaslaslongitudes de enlace sonlasmismas.
•Cadaoxígenotieneun-1/3decargaeléctrica.
=>
N
O
OO
_ _
N
O
OO
_
N
O
OO

30.  

31. Representación General o hibrido de
resonancia delIonCarbonato ( CO
3
2-
)

32. OOO OOO
Molécula de Ozono (O3):
O O O

-

-

+

33. 33
FormaResonantePrincipal
•Tieneel mayornúmerodeoctetos.
•Tienela mayorcantidadde enlaces.
•Tienelacarganegativaen elátomomás
electronegativo.
•Tienelamenorseparacióndecargas.
Ejemplo=>

34. 34
ContribuyenteMayor?
C
H
H
N
H
H
+
C
H
H
N
H
H
+
Mayor Menor,
elcarbonono
tienesuocteto
=>

35. Contribuyentes mayores y contribuyentes menores en resonancia
DosomásestructurasdeLewiscorrectasparaelmismocompuestopodráno
norepresentardistribucioneselectrónicasdeigualenergía.
Ión Acetato ( CH3CO2
-
):
C
H
H
H
C
O
O
C
H
H
H
C
O
O

Ambas estructuras cumplen con la regla del octeto y además son
equivalentes (Igual energía).

36. Ión Ciano[H2CN2]
+
:
C
H
H
NH
H
C
H
H
NH
H

•No cumple con la regla del
octeto
•Hay separación de carga
•5 enlaces sencillos
•Presenta una mayor energía
•Es menos estable
•Si cumple con la regla del octeto
•Hay separación de carga
•6 enlaces sencillos
•Presenta una menor energía
•Es mas estable
CONTRIBUYENTE
MAYOR
CONTRIBUYENTE
MENOR

37. Formaldehído CH2O :
•No cumple con la regla del
octeto
•Hay separación de carga
•3 enlaces sencillos
•Presenta una mayor energía
•Es menos estable
•Si cumple con la regla del octeto
•No hay separación de carga
•2 enlaces sencillos y 1 doble
•Presenta una menor energía
•Es mas estable
CONTRIBUYENTE
MENOR
CONTRIBUYENTE
MAYOR
C
H
H
O C
H
H
O

38. CH2=CH-NO2:
•No cumple con la regla del octeto
•6 enlaces sencillos y 1 enlace
doble
•Hay separación de 4 cargas
•Presenta una mayor energía
•Es menos estable
•Si cumple con la regla del octeto
•5 enlaces sencillos y 2 dobles
•Hay separación de 2 cargas
•Presenta una menor energía
•Es mas estable
CONTRIBUYENTE
MENOR
CONTRIBUYENTE
MAYOR
CCN
O
O
H
H
CCN
O
O
H
H
CC
O
O
H
H
N
H H H

Equivalentes
+

39. Ejercicios
Escribir las estructuras resonantes para cada molécula
1.-
2.-
3.-
4.-
5.-
6.-

40. 1.1.1. Representación de
moléculas orgánicas a partir de
estructuras de Lewis.
1.1.1.2. Estructura y propiedades
de las moléculas.
40

42. Formas de los Orbitales Atómicos

43. Formas de los Orbitales Atómicos

45. 45

47. 47

48. Hibridación de Orbitales Atómicos

49. Orbitales híbridos para geometrías lineales
Orbitalessp

50. Orbitales híbridos para geometrías Trigonal-Planar
Orbitalessp
2

51. Orbitales híbridos para geometrías tetraédricas
Orbitalessp
3
Methane

52. Etano

53. Metanol

54. Orbitales híbridos que involucran orbitalesd
sp
3
d
sp
3
d
2

55. EnlacesMúltiples
Eteno(Etileno)

56. Metanal(Formaldehído)

57. Etino(Acetileno)

58. •Losenlacessencillospuedenrotarlibremente,sin
embargo,larotaciónenlosenlacesdoblesestáimpedida
porelenlacep.

59. IsomeríaCis–Trans

60. Benceno: Un caso especial de enlacesp
•Eselmiembromássencillodelgrupodesustancias
conocidascomocompuestosaromáticos.

61. Modelo de Repulsión del Par de
Electrones en la Capa de
Valencia
•RPECV esunmodeloparapredecirla
formuladelasmoléculasydeionesen
loscualeslosparesdeelectronesde
valenciasonarregladosalrededordelos
átomosminimizandolasrepulsiones.

62. Ladeterminacióngeométricaenuna
moléculaesmascomplicadasielátomocentral
presentatantoparesenlazantescomopares
librespresentándosetrestiposdeenlacesde
repulsión:
Repulsión
Par libre-Par libre
Repulsión
Parenlazante-Par
libre
Repulsión
Parenlazante–Par
enlazante> >

64. A ABB ABB
A
ABB
B
A
BB
B
A ABB
B
B
A
BB
B
B
A A
B
B
B
B
B
AB
B
B
B
B
A
B
B
B
B
B
A
B
A
B
B
B
B
B
B
AB2
AB3
AB4
AB5
AB6
Lineal
Plana Trigonal
Tetraédrica
BipiramideTr
igonal
Octaédrica
Moléculas en las que el átomo central no tiene pares de electrones libres

65. AB2E
AB3E
AB2E2
AB4E
AB3E2
Moléculas en las que el átomo central si tiene pares de electrones libres
AB2E3
AB5E
AB4E2
A
BB
A
BB
B
A
B
B
A
B
B
B
B
AB
B
B
A
B
B
A
B
B
B
B
B
A
B
B
B
B
Teórico RealEstructuraPares PC PL
321
431
422
541
532
523
651
642
Plana Trigonal
Tetraédrica
Tetraédrica
Bipiramidal
Trigonal
Bipiramidal
Trigonal
Bipiramidal
Trigonal
Octaédrica
Octaédrica
Angular
Piramidal
Trigonal
Angular
Tetraedro
distorcionado
Forma de T
Lineal
Piramidal
Cuadrada
Cuadrada
Plana

73. Teoría del OrbitalMolecular
•LaTeoríadeEnlacedeValenciaexplicala
estabilidaddelosenlacescovalentesutilizando
eltraslapedeorbitalesatómicosgenerandola
HIBRIDACIÓN.
•Sinembargolateoríadeenlacedevalenciano
puedeexplicarelordendeenlaceo
propiedadesmagnéticas.
•http://youtu.be/KcGEev8qulA

74. • EnlaT.O.M.seutilizaeltérminodiamagnético
paralasmoléculasquetienentodossuselectrones
apareados.
Nitrógeno líquido

75. • EnlaT.O.M.seutilizaeltérminoparamagnética
paraaquellasmoléculasquepresentanelectrones
desapareados.
Oxígeno líquido

76. •LaTeoríadelorbitalmolecular(O.M.)establecequeeltraslapedelos
orbitales1sdelosátomosdehidrógenoconducealaformaciónde
dosorbitalesmoleculares:UNORBITALDEENLACEYUNORBITAL
DEANTIENLACE.
•Laformacióndeorbitalesmolecularesdeenlacecorrespondeauna
interferenciaconstructivaylosorbitalesdeantienlaceauna
interferenciadestructiva:

77. Según esta teoría los enlaces pueden
formarse por el traslape de orbitales:
s-s
s-p
p-p

78. H
2:Traslapes-s

79. Cl
2:Traslapep-p
Traslape constructivo formando un enlace
sigma ().
Traslape destructivo formando un enlace
sigma de antienlace (
*
).
+

*
antibonding

80. Traslape lateral de orbitales¨p¨
( Formación de los enlaces)

82. 1s
2py,2pz

*
1s
2s

*
2s
2px

*
2py,
*
2pz

*
2px

83. Alcompararlasestabilidadesdealgunas
especiessurgelanecesidaddeestablecerun
ORDENDEENLACE(OE)elcualproporciona
unamedidadelasfuerzasdelosenlaces,elOE
seobtienedelasiguienteforma:
Número dee
-
en orbitales de
enlace
Número dee
-
en
orbitales de
antienlace
-
2
OE =

84. 1s
2py,2pz

*
1s
2s

*
2s
2px

*
2py,
*
2pz

*
2px
EJEMPLO:ApoyándosedelateoríaOMObtenerlaconfiguraciónelectrónica,Orden
deenlaceycaráctermagnéticoparalamoléculadeLi2.
Conf. Electrónica:
(1s)
2
,(
*
1s)
2
,(2s)
2
Orden de enlace:
[4-2]/2 = 1
Todoslose
-
estánapareadosporlo
tantolamoléculapresenta
propiedadDiamagnética.
Li2presenta 6 e
-
Li2presenta 6 e
-

85. 1s
2py,2pz

*
1s
2s

*
2s
2px

*
2py,
*
2pz

*
2px
ApoyándosedelateoríaOMObtener,paralassiguientesmoléculas,la
configuraciónelectrónica,ordendeenlace,caráctermagnético,además
ordenarlasdemayoramenorlongituddeenlaceydigaustedcualmoléculaesla
másestableycuallamasinestable:
Ejercicios
B
2 N
2 Be
2 O
2 He
2 O
2
+

86. Electronegatividades
Na Cl
0.9 3.0
H H
2.1 2.1
iónico covalente
Enlaces

87. Enlace Iónico
87

88. 88

89. Enlace Covalente No Polar
89

90. Enlace Covalente Polar
90

91. Longitud de enlace
•Depende de los radios de los átomos que se
enlazan y del orden de enlace (hibridación).

93. 93

94. Energía de Enlace
•ΔH para romper un
enlace, depende del
tipo de átomos que
forman el enlace y del
orden de enlace.
•Es inversamente
proporcional a la
longitud de enlace.
94

95. Enlace Covalente Polar
95

96. Electronegatividad
•Capacidad de los átomos para atraer e
-
s
hacia él.
96

97. Momento dipolar
•Una medida cuantitativa de la polaridad de
un enlace es su MOMENTODIPOLAR ()
que viene siendo el producto de la carga
“q”y la distancia“r”entre las cargas.

98. 98

99. Lapolaridaddeunamoléculasedaconuna
diferenciadeelectronegatividadesentrelos
átomosquelacomponen.
= 4.8 x(electron charge) xd(angstroms) =debyes(D)

100. Elmomentodipolardeunamoléculaformadapor3o
másátomosvaaestardeterminadaporlapolaridaddesus
enlacesysugeometría.
Elmomentodeenlaceesunacantidadvectorialytiene
tantomagnitudcomodirección,esporesoqueelmomento
dipolareslasumavectorialdelosmomentosdeenlace.

102. I.Fuerzas Intermoleculares–Son fuerzas de atracción
entre átomos y/ moléculas debido a
interacciones electrostáticas.
•Son las responsables de las propiedades físicas como
punto de fusión, ebullición ya que se deben de romper las
atracciones moleculares para cambiar de estado.
•Determinan la solubilidad de sólidos, líquidos y gases en
diferentes solventes.
•Controlan la estructura y función de la mayoría de las
macromoléculas biológicas, como son el DNA y las
proteínas.
•La polaridad de las moléculas es el factor principal que
controla las fuerzas intermoleculares.

103. TipesdeFuerzasIntermoleculares
A)Ion-Dipolo: Fuerzas de atracción entre iones y
moléculas polares.
B)Dipolo-Dipolo:Fuerzas de atracción entre moléculas
con dipolos permanentes.
C)Puentes de Hidrógeno:Tipo especial de interacciones
dipolo-dipolo. Se presentan cuando
átomos de H están unidos a átomos
altamente electronegativos y con
pares de e
-
s no enlazantes.
D)Fuerzas de Dispersion:Fuerzas de atracción causadas
por la inducción de un dipolo en
moléculas no polares.

104. A.Ion-Dipole

105. B.Dipolo-Dipolo

106. C.PuentesdeHidrógeno
•Fuerzas de atracción dipolo-dipolo muy
fuertes.
•Las moléculas orgánicas deben de poseer
enlaces O-H o N-H.
•El H de una moléculas es atraído por el
par de electrones no enlazantes de la otra
molécula.
•O-H es más polar que N-H por lo tanto sus
puentes de H son más fuertes.

107. 107
Puentes de H
=>

108. Efectode lospuentesde H en elpuntodeebullición

109. Puentesde H en el DNA

110. Puentesde H enproteinas
Alpha Helix
Hemoglobina

111. Hydrogen-Bonding’s Role in Protein Structure
Beta Sheet
Silk

112. Puentesde H ylaspropiedadesinusualesdelagua

113. D.FuerzasdeDispersión(de London)
1)Dipolo/DipoloInducido
•Presencia de momentos dipolares inducidos en
moléculas no polares debido a la distorsión de la nube
electrónica.
•Existen en todas las sustancias.
•DostiposdeFuerzasdedispersión:
2)DipoloInduced/DipoloInduced

114. D.Fuerzas de Dispersión
1)Dipolo/DipoloInducido
a)Polarización–Proceso de inducir un dipolo en una molécula.
b)Polarizabilidad–Facilidad con la que una carga eléctrica
externa puede distorsionar la nube electrónica
de una molécula (Incrementa con el PM)

115. D.Fuerzas de Dispersión
1)Dipoloinducido/DipoloInducido

116. 116
•Los átomos más grandes son más
polarizables.
•Las ramificaciones disminuyen el p.e.
debido a que disminuye la superficie de
contacto entre las moléculas.
=>
CH3CH2CH2CH2CH3
n-pentane, b.p. = 36°C
CH3CH
CH3
CH2CH3
isopentane, b.p. = 28°C
C
CH3
CH3
CH3
H3C
neopentane, b.p. = 10°C

118. 118
Puntos de ebullición y
Fuerzas intermoleculares
CH3CH2OH
ethanol, b.p. = 78°C
CH3OCH3
dimethyl ether, b.p. = -25°C
trimethylamine, b.p. 3.5°C
NCH3H3C
CH3
propylamine, b.p. 49°C
CH3CH2CH2N
H
H
ethylmethylamine, b.p. 37°C
NCH3CH3CH2
H
=>
CH3CH2OH
ethanol, b.p. = 78°Cethyl amine, b.p. 17°C
CH3CH2NH2

119. 119
Solubilidad
•“Lo semejante disuelve a lo semejante”
•Solutos polares se disuelven en
solventes polares.
•Solutos no polares se disuelven en
solventes no polares.
•Moleculas con fuerzas intermoleculares
similares se mezclan fácilmente.

120. 120
Solutos ionicos con
solventes polares
La hidratación libera energía.
La entropía seincementa.

121. Chapter 2 121
Solutos ionicos con
solventes no polares
=>

122. Chapter 2 122
Solutos no polares con
solventes no polares
=>

123. Chapter 2 123
Solutos no polares con
solventes polares
=>

124. Resumen de Fuerzas intermoleculares
Puentesde H>Dipolo/Dipolo>Dipolo/DipoloInducido>
DipoloInducido/DipoloInducido

126. Ejemplos
126

127. 127
Grupos Funcionales en
Química Orgánica

128. Orden de prioridad de los
Grupos funcionales
1.Ácidos
2.Esteres
3.Aldehídos
4.Cetonas
5.Alcoholes
6.Aminas
7.Alquenos
8.Alquinos
9.Alcanos
10.Éteres
11.Halógenos
128

129. 129
Alcanos

130. 130
Halogenurosde Alquilo

131. 131
Alquenos

132. 132
Alquinos

133. 133
Alcoholes

134. 134
Éteres

135. 135
Cetonasy Aldehídos

136. 136
Aminas

137. 137
ÁcidosCarboxílicos y
sus derivados

138. 138
Compuestos Multifuncionales
•El grupo funcional de mayor prioridad
determina el nombre base.
•Acido > ester > amida > nitrilo >
aldehído > cetona > alcohol > amina >
alqueno > alquino.
C
CN
O
OCH
2CH
3
o-cianobenzoato de etilo

139. Fin de la unidad
139