Introducción al estudio de la Química Orgánica

Presentación del tema: "Introducción al estudio de la Química Orgánica"— Transcripción de la presentación:

1 Introducción al estudio de la Química Orgánica
Ing. Jacqueline Herrera C. Ph.D.

2 IMPORTANCIA CIENTÍFICA Y PRÁCTICA DE LA SÍNTESIS ORGÁNICA

3 IMPORTANCIA CIENTÍFICA
PERMITE CONOCER MEJOR LA CONSTITUCIÓN Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COMPLEJAS ELABORADAS CON SUSTANCIAS MÁS SIMPLES

4 IMPORTANCIA CIENTÍFICA
CONSTITUCIÓN PROPIEDADES

5 MATERIALES EXPLOSIVAS
IMPORTANCIA PRÁCTICA MATERIAS COLORANTES MEDICAMENTOS ESENCIAS SINTÉTICAS RESINAS SINTÉTICAS MATERIALES EXPLOSIVAS TEJIDOS

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7 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.

8 ESTRUCTURA Y PROPIEDAES DE LAS MOLÉCULAS ORGÁNICAS

9 CONTENIDO INTRODUCIÓN TEORIA ESTRUCTURAL ENLACE QUÍMICO
ORBITALES HÍBRIDOS ENERGÍA DE DISOCIACIÓN DE ENLACE POLARIDAD DE ENLACE Y DE MOLÉCULAS SOLUBILIDAD ISOMERIA

10 OBJETIVO Analizar y relacionar las propiedades de las moléculas orgánicas con su estructura.

11 ELEMENTOS Y COMPUESTOS
INTRODUCIÓN ORGÁNICA VEGETALES Y ANIMALES QUÍMICA DESCRIPTIVA INORGÁNICA ELEMENTOS Y COMPUESTOS DEL REINO MINERAL

12 Definiciones Antigua: “derivado de los organismos vivos”.
Moderna: “química de los compuestos de carbono”.

13 Definiciones Sintetización de los compuestos orgánicos a partir de compuestos inorgánicos, Wöhler, 1828. => calor CIANATO DE AMONIO

14 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.

15 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

16 Premisas importantes Kekulé, Coupery y Butlerov
2.- Los átomos de Carbono pueden formar ligaduras simples, dobles o triples.

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18 Enlace múltiple =>

19 Importancia de la teoría estructural C2H6O
Propiedad CH3-O-CH3 C2H5OH Temperatura de ebullición °C -24,9 78,5 Temperatura de fusión. °C -138 117,3 Reacción frente al sodio NEGATIVO Desplaza el hidrógeno

20 La diferencia en su conectividad incide en las propiedades físicas y químicas de las moléculas.

21 Estructura del átomo Protones, neutrones y electrones. Isótopos. =>

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27 Carga formal #e- de par enlazante
CF = #e- de valencia - #e- de par solitario - #e- de par enlazante 2 1

28 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. =>

29 Estructuras iónicas o X =>

30 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=>

31 Ejemplo de resonancia 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 =>

32 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=>

33 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. =>

34 ¿Contribuyente mayor? Contribuyente mayor menor. El carbono
no tiene octeto. =>

35 Geometría Molecular H O H

36 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.

37 Metano, amoniaco y agua

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40 HOMÓLISIS Y HETERÓLISIS

41 Heterólisis H H H H H – C – C- H H – C : C - H H H H H

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43 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. =>

44 Enlaces covalentes polares
δ+ δ- H Cl

45 POLARIDAD

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47 Electronegatividad y polaridad de los enlaces
Los elementos con electronegatividades más altas atraen con más fuerza a los electrones de enlace. =>

48 Electronegatividad Cuanto más polarizado se vuelve el
enlace H, H adquiere más carga positiva y el enlace se rompe con más facilidad. =>

49 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. =>

50 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 C Ξ N 3,6 C – CL 1,56 H - N 1,31

51 Momentos dipolares

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54 MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNAS MOLÉCULAS (Debyes)
H2 HBr 0,8 CH4 CL2 HI 0,42 CH3CL 1,87 NH3 1,47 HF 1,91 BF3 CH2CL2 1,55 NF3 0,24 HCL 1,08 CO2 CHCL3 1,02 H2O 1,85

55 CONCEPTOS DE ACIDEZ Y BASICIDAD
1.- Según Arrhenius 2.- Según Bronsted y Lowry 3.- Según Lewis

56 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-.

57 Ácidos y bases de Arrhenius
Kw = [H3O+ ][OH- ] = 1.00 x (a 24°C). pH = -log [H3O+ ] Los ácidos fuertes y las bases se disocian al 100 por cien. =>

58 Ácidos y bases de Brönsted-Lowry
Los ácidos pueden donar un protón. Las bases pueden aceptar un protón. Pares ácido-base conjugados. => ácido base conjugada conjugado

59 Ácidos y bases de Lewis Los ácidos aceptan un par de electrones = electrófilos. Las bases donan un par de electrones = nucleófilos. nucleófilo electrófilo =>

60 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. pKa 4.74 pKb 3.36 pKb 9.26 pKa 10.64 =>

61 Fórmulas químicas CH3COOH C2H4O2 CH2O =>
Fórmula estructural completa (no se muestran pares solitarios). Fórmula lineoangular. Fórmula estructural condensada. Fórmula molecular. Fórmula empírica. CH3COOH C2H4O2 CH2O =>

62 Compuestos moleculares
Fórmula química: número relativo de átomos de cada elemento presente. Fórmula empírica: la fórmula más sencilla para un compuesto. Fórmula estructural: muestra el orden en el que se unen los átomos en una molécula y los tipos de enlace. – Muestra los enlaces múltiples. - Puede mostrar los pares solitarios. - Es difícil mostrar estructuras tridimensionales. 1 /pulgada 0,4 /cm

63 Código de colores estándar

64 Algunas moléculas H2O2 CH3CH2Cl P4O10 CH3CH(OH)CH3 HCO2H

65 Representación de algunos hidrocarburos

66 Isomeria ISÓMEROS DE CONSTITUCIÓN ISOMERIA PLANA ISOMERIA GEOMÉTRICA
ESTEREOISOMERIA O ISOMERIA ESPACIAL ISOMERIA ÓPTICA ISOMERIA GEOMÉTRICA

67 Isómeros Los isómeros tienen la misma fórmula molecular pero los ordenamientos de sus átomos en el espacio son distintos. Estos son isómeros estructurales. Las estructuras son distintas. Estas moléculas no tienen la misma fórmula, son distintas. Ahora, estas moléculas tienen la misma fórmula molecular y TAMBIÉN la misma conectividad. Estos son isómeros geométricos. H (c)