Capítulo 2 Estructura y Propiedades de Moléculas Orgánicas Organic Chemistry, 7th Edition L. G. Wade, Jr. Capítulo 2 Estructura y Propiedades de Moléculas Orgánicas © 2010, Prentice Hall

Propiedades Ondulatorias de los Electrones Ondas estacionarias vibran en posiciones fijas. La Función de Onda, , es una descripción matemáticas del tamaño, forma y orientación. La Amplitud puede ser positiva o negativa. Nodo: La Amplitud es cero. Chapter 2

Interacciones en Ondas Combinación Lineal de Orbitales Atómicos (LCAO): Entre átomos diferentes produce formación de enlaces. En el mismo átomo produce hibridización. Conservación de Orbitales. Ondas en Fase se suman y aumenta la Amplitud. Ondas fuera de Fase se cancelan. Chapter 2

Enlace Sigma (σ) La densidad electrónica está entre los núcleos. Enlace σ puede formarse por interacción de orbitales s—s, p—p, s—p, o de orbitales híbridos. El Orbital Molecular (OM) Enlazante formado es de menor energía que los Orbitales Atómicos originales. El Orbital Molecular (OM) Antienlazante formado es de mayor energía que los orbitales Atómicos originales. Chapter 2

OM σ Enlazante Formación de OM σ Enlazante: Cuando los orbitales 1s de dos átomos de H interaccionan en fase. Chapter 2

OM s* Antienlazante Formación de OM s* Antienlazante: cuando dos orbitales 1s interaccionan fuera de fase. Chapter 2

H2: s—s Chapter 2

Cl2: p—p Cuando dos orbitales p interaccionan en la dirección del eje internuclear se forma un orbital σ y un σ*. Chapter 2

Solapamiento de orbitales s y p Chapter 2

OM Pi Enlazante (π) y Pi Antienlazante (π*) Solapamiento lateral de dos orbitales p conduce a la formación de los OM p y p*. Chapter 2

EnlacesMúltiples Un doble enlace (se comparten dos pares de electrones) consiste de un enlace σ y un π. Un triple enlace (3 pares de electrones compartidos) consiste de un enlace σ y dos π. Chapter 2

Geometría Molecular Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (VSEPR) explica la geometría molecular. Teoría de Orbitales Híbridos. Los orbitales Híbridos son de menor energía porque los pares de electrones están más alejados. Chapter 2

Orbitales Híbridos sp 2 pares VSEPR. Geometría Líneal. Angulos de 180°. Chapter 2

Enlaces en BeH2 El BeH2 es lineal. Chapter 2

Orbitales Híbridos sp2 3 pares VSEPR Geometría trigonal planar Angulos de 120° Chapter 2

Solved Problem 2 Solution Borane (BH3) is not stable under normal conditions, but it has been detected at low pressure. (a) Draw the Lewis structure for borane. (b) Draw a diagram of the bonding in this molecule, and label the hybridization of each orbital. (c) Predict the H–B–H bond angle. Solution There are only six valence electrons in borane. Boron has a single bond to each of the three hydrogen atoms. The best bonding orbitals are those that provide the greatest electron density in the bonding region while keeping the three pairs of bonding electrons as far apart as possible. Hybridization of an s orbital with two p orbitals gives three sp2 hybrid orbitals directed 120° apart. Overlap of these orbitals with the hydrogen 1s orbitals gives a planar, trigonal molecule. (Note that the small back lobes of the hybrid orbitals have been omitted.) Copyright © 2006 Pearson Prentice Hall, Inc. Chapter 2

Orbitales Híbridos sp3 Hay 4 pares de VSEPR. Los pares de electrones tienen geometría tetrahédrica. El ángulo de enlace es de 109.5°. Chapter 2

Enlaces en Etano Chapter 2

Enlaces en Etileno Eteno tiene cinco (5) enlaces sigma formados por los orbitales híbridos sp2 en una geometría trigonal planar. Solapamiento de los orbitales p no hibridados de cafa carbón producen el enlace pi (doble enlace). Chapter 2

Rotación Alrededor del Doble Enlace Enlaces simples rotan libremente. Dobles enlaces no rotan. Chapter 2

Isomerismo Isómeros son Moléculas que tienen la misma Fórmula Molecular pero diferente arreglo de los átomos. Constitucionales (o estructurales). Difieren en la secuencia de los enlaces. Estereoisómeros. Difieren en el arreglo espacial de los átomos. Chapter 2

Isómeros Constitucionales Misma fórmula molecular, pero los átomos están enlazados en un orden diferente. Tienen diferentes propiedades. El # de isómeros aumenta al aumentar el # de Carbonos. Chapter 2

Estereoisómeros Isómeros Geométicos: Cis and Trans Estereoisómeros: diferente arreglo espacial de los átomos. Isómeros Geométricos : Cis y Trans. Chapter 2

Momentos Dipolares El Momento Dipolar (μ) es producido por la diferencia de electronegatividad. El Momento Dipolar (μ) depende de la cantidad de carga y de la separación de ellas. El Momento Dipolar (μ) se mide en debyes (D). Chapter 2

Momentos Dipolares de Enlace(μ) Chapter 2

Momentos Dipolares de Moléculas El Momento Dipolar Molecular es la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace. Depende de la polaridad de enlaces y de la geometría de la molécula. Pares de electrones no compartidos contribuyen al momento dipolar molecular. Chapter 2

Fuerzas Intermoleculares Las Fuerzas de Atracción entre moléculas determinan las propiedades físicas de las substancias: punto de fusión (m. p.), punto de ebullición(b. p.) y solubilidada. Tipos de Fs. Intermoleculares: Dipole–dipole Dispersión de London Puentes de Hidrógeno Chapter 2

Dipolo–Dipolo Interacciones Dipolo–dipolo ocurren entre dos moléculas polares. En el estado líquido o sólido, las moléculas se orientan de tal manera que el extremo positivo de una coincida con la parte negativa de la otra. Chapter 2

Dipolo–Dipolo Chapter 2

Fs. De Dispersión de London La formación de un momento dipolar temporero en una molécula puede inducir la formación de otro momento dipolar temporero en una molécula cercana. La fuerza de atracción dipolo-dipolo ocurre en una fracción de tiempo.. Esta es la principal fuerza de atracción entre moléculas no polares. Moléculas de mayor tamaño son más polarizables. Ramificación baja los b. p. porque disminuye superficie de contacto entre las moléculas. Chapter 2

Efecto de Ramificación en los Puntos de Ebullición Disminuye Superficie de Contacto Chapter 2

Puentes de Hidrógeno Fuerte interacción dipolo-dipolo. Las moléculas deben tener enlaces N-H o O-H El H de una molécula interacciona con el par de electrones no enlazante de la otra molécula. El O—H es más polar que N—H, por lo tanto los alcoholes tienen Puentes de H más fuertes. Chapter 2

Puentes de H Chapter 2

Puntos de Ebullición y Fs. Intermoleculares H 3 O dimethyl ether, b.p. = -25°C C H 3 2 O ethanol, b.p. = 78°C Los Puentes de H aumentan el b. p. C H 3 2 O ethanol, b.p. = 78°C ethyl amine, b.p. 17°C C H 3 2 N O—H es más polar N—H Chapter 2

Problema Ordene los siguientes compuestos en orden ascendente de puntos de ebullición. Copyright © 2006 Pearson Prentice Hall, Inc. Chapter 2

Solubilidad Lo similar disuelve lo similar. Los solutos polares se disuelven en solventes polares. Los solutos no polares se disuelven en solventes no polares. Chapter 2

Soluto Polar en Solvente Polar Hidratación libera energía y aumenta entropía. Chapter 2

Soluto Polar en Solvente Nopolar El solvente no puede romper romper las fuerzas intermoleculares del soluto, por lo tanto el soluto no se disolverá. Chapter 2

Soluto Nopolar con with Solvente Nopolar Las débiles Fs. Intermoleculares de una substancia nopolar son sobrepasadas por las débiles atracciones de un solvente nopolar. La subtancia nopolar se disuelve. Chapter 2

Soluto Nopolar con Solvente Polar Si una molécula nopolar fuese disueltaen agua, se debieran romper los Puentes de H del agua. Las substancias nopolares no se disuelven en agua. Chapter 2

Clasificación de Compuestos Orgánicos Considerando Grupo Funcional Hidrocarburos Compuestos con O Compuestos con N Chapter 2

Hidrocarbonos Alcanos: Sólo enlaces simples entre los C. Todos los C tienen hibridación sp3. Cicloalcanos: Los C sp3 forman un anillo. Alquenos: Al menos un doble enlace; al menos 2 C son sp2. Cicloalquenos: El doble enlace está en un anillo. Alquinos: Hay un triple enlace; C con hibridación sp . Aromáticos: Tiene el anillo de benceno. Chapter 2