3.4.- TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN

Presentación del tema: "3.4.- TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN"— Transcripción de la presentación:

1 3.4.- TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN
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

2 Tipos de enlace covalente según el solapamiento
Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal Enlace tipo pi π: solapamiento lateral

3 Hibridacion del Carbono
En química, se habla de hibridación cuando en un átomo, se mezcla el orden de los electrones entre orbitales creando una configuración electrónica nueva. Un orbital híbrido es conveniente para describrir la forma en que en la realidad se disponen los electrones para producir las propiedades que se observan en los enlaces atómicos.

4 La hibridación del carbono
Consiste en un reacomodo de electrones del mismo nivel de energía (orbital s) al orbital p del mismo nivel de energía. Esto es con el fin de que el orbital p tenga 1 electrón en "x", uno en "y" y uno en "z" para formar la tetravalencia del carbono. Se debe tomar en cuenta que los únicos orbitales con los cuales trabaja el Carbono son los orbitales "s" y "p".

5 3.4.- HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV
HIBRIDACIÓN sp3 METANO Todos los enlaces C-H del metano son idénticos El carbono sólo podría formar dos enlaces C-H

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7 Se ha observado que en los compuestos orgánicos el carbono es tetravalente, es decir, que puede formar 4 enlaces. Para satisfacer su estado energético inestable, un átomo de valencia como el del carbono, con orbitales parcialmente llenos (2px y 2py necesitarían tener dos electrones) tiende a formar enlaces con otros átomos que tengan electrones disponibles.

8 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

9 Tetravalencia y enlaces sigma
Debido a su condición híbrida, y por disponer de 4 electrones de valencia para formar enlaces covalentes sencillos, pueden formar entre sí cadenas con una variedad ilimitada entre ellas: cadenas lineales, ramificadas, anillos, etc. A los enlaces sencillos –C-C- se les conoce como enlaces sigma.

10 Un carbono unido a 4 átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura tetraédrica. Así son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas, entre otros. Un carbono unido a menos de cuatro átomos también puede tener hibridación sp3 pero la estructura variará dependiendo del número de sustituyentes: Estructura                                         Tipo de compuesto Carbaniones Carbenos Geometría Piramidal Angular       Los carbaniones y carbenos son especies altamente reactivas (intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy corto.

11 Hibridación sp² (enlace doble C=C)
Los átomos de carbono también pueden formar entre sí enlaces dobles y triples, denominados insaturaciones. En los enlaces dobles, la hibridación ocurre entre el orbital 2s y dos orbitales 2p, y queda un orbital p sin hibridar. A esta nueva estructura se la representa como: 1s² (2sp²)¹ (2sp²)¹ (2sp²)¹ 2p¹

12 HIBRIDACIÓN sp2 ETENO Hibridación sp2
2pz

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14 Hibridacion sp2 Al formarse el enlace doble entre dos átomos, cada uno orienta sus tres orbitales híbridos con un ángulo de 120°, como si los dirigieran hacia los vértices de un triángulo equilátero. El orbital no hibridado queda perpendicular al plano de los 3 orbitales sp².

15 sp2 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3
1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

16 Hibridacion sp2 A este doble enlace se lo denomina π (pi), y la separación entre los carbonos se acorta. Este enlace es más débil que el enlace σ (sigma) y, por tanto, más reactivo. Este tipo de enlace da lugar a la serie de los ALQUENOS.

17 Hibridacion sp2 El segundo enlace de un enlace doble es un enlace pi. El enlace pi tiene su densidad electrónica centrada en dos lóbulos, por encima y por debajo del enlace sigma. Juntos, los dos lóbulos del orbital molecular enlazante pi constituyen un enlace π.

18 Carbocatión (ion carbenio)
Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana. Así son compuestos estables tales como olefinas, hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílcos y derivados, entre otros.       Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres átomos también posee hibridación sp2: Estructura                       Tipo de compuesto Carbocatión (ion carbenio) Radical Geometría Trigonal plana      Carbocationes y radicales son especies altamente reactivas (intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy corto.

19 Hibridación sp2 sp2 2pz Estabilidad debida a la deslocalización de los electrones del anillo (aromaticidad)

20 HIBRIDACIÓN sp2 GRUPO CARBONILO
Átomo carbono: Hibridación sp2 Átomo oxígeno: Hibridación sp2

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22 Hibridación sp (enlace triple C≡C)
El segundo tipo de insaturación es el enlace triple: el carbono hibrida su orbital 2s con un orbital 2p. Los dos orbitales p restantes no se hibridan, y su configuración queda: 1s² (2sp)¹ (2sp)¹ 2py¹ 2pz¹ Se define como la combinacion de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con orientacion lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el acetileno)

23 (Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)
HIBRIDACIÓN sp ACETILENO (Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)                                                                                                                                                                                                                          

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25 sp 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2
1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

26 Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.       Existen otras posibilidades: Estructura                                        Tipo de compuesto Acetiluro Geometría Lineal        Los acetiluros son especies reactivas (intermedios de reacción).

27 El enlace en el acetileno

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29 Conclusión La unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías, dependiendo de su enlace: Enlace sigma: Tetraédrica. Enlace sigma-pi: Trigonal plana. Enlace sigma-2pi: Lineal.

30 Electronegatividad del carbono en función de su hibridación
El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el carácter s de la hibridación. Carbonos del etano (sp3) son menos electronegativos que los del eteno (sp2) y éstos a su vez menos electronegativos que los del etino (sp). El cálculo de las densidades electrónicas en estos tres compuestos refleja claramente este hecho: (azul +, rosa -)                                                             Etano                                                             Eteno                                                             Etino Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada desde el etano al etino, prueba de su menor densidad electrónica como consecuencia de la electronegatividad creciente del carbono.

31 3.5.-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

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

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

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

35 4.- REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS EN QUÍMICA ORGÁNICA

36 4.1.- TIPOS DE FÓRMULAS Fórmula Molecular C2H6O C4H10 Formula Estructural Fórmula Desarrollada Formula Esqueletal En 2 D En 3 D

37 CH3-CH2-Br Bromuro de etilo
4.2.- PRINCIPALES GRUPOS FUNCIONALES. Clase Grupo funcional Ejemplo alcanos ninguno CH3-CH3 Etano alquenos                    CH3CH=CH2 Propeno alquinos                             CH3-C≡C-CH3 2-Butino haluros de alquilo -halógeno CH3-CH2-Br Bromuro de etilo

38 Clase Grupo funcional Ejemplo (homo) aromáticos                                                                                                    Tolueno (hetero) aromáticos                                                                                                   3-Metilpiridina

39 CH3-CH2-O-CH2-CH3 Dietiléter
Clase Grupo funcional Ejemplo alcoholes fenoles -OH CH3-CH2-OH Etanol Ph-OH Fenol éteres -O- CH3-CH2-O-CH2-CH3 Dietiléter aldehídos                                        Etanal cetonas                                    Propanona

40 Clase Grupo funcional Ejemplo ácidos carboxílicos ésteres amidas
                                              Ácido acético ésteres                                                                 Acetato de etilo amidas                         Acetamida haluros de acilo anhídridos                                                                                                                                 Cloruro de acetilo  Anhídrido acético

41 CH3SO2CH3 Dimetilsulfona
Clase Grupo funcional Ejemplo nitrilos -CºN CH3CN Acetonitrilo nitroderivados -NO2 CH3NO2 Nitrometano iminas                                            Metilimina de la propanona tioles -SH CH3-CH2-SH Etiltiol sulfuros -S- (CH3)2S Dimetilsulfuro sulfonas -SO2- CH3SO2CH3 Dimetilsulfona ácidos sulfónicos -SO2-OH CH3CH2CH2SO2OH Ácido propanosulfónico

42 4.3.- EL NOMBRE DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
ALCANOS Nombre Formula Molecular Formula Estructural Isomeros Molecular Formula Estructural Formula Metano CH4 1 hexano C6H14 CH3(CH2)4CH3 5 Etano C2H6 CH3CH3 heptano C7H16 CH3(CH2)5CH3 9 propano C3H8 CH3CH2CH3 octano C8H18 CH3(CH2)6CH3 18 butano C4H10 CH3CH2CH2CH3 2 nonano C9H20 CH3(CH2)7CH3 35 pentano C5H12 CH3(CH2)3CH3 3 decano C10H22 CH3(CH2)8CH3 75 GRUPOS ALQUILO Grupo  CH3–   C2H5–   CH3CH2CH2–   (CH3)2CH–   CH3CH2CH2CH2–   (CH3)2CHCH2–   CH3CH2CH(CH3)–   (CH3)3C–   R–  Nombre Metil Etil  Propil Isopropill  Butil  Isobutil  sec-Butil  tert-Butil    Alquil

43 CICLOALCANOS Nombre Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano
Cicloheptano Cicloalcano Molecular Formula C3H6 C4H8 C5H10 C6H12 C7H14 CnH2n Estructural Formula                                                                                 (CH2)n Esqueletal Formula                                                                   

44 Reglas IUPAC para nombrar alcanos
 1.  Encuentre y nombre la cadena continua más larga de carbonos.  2.  Identifique y nombre los grupos unidos a esta cadena.  3.  Numere la cadena empezando por el extremo más próximo a un sustituyente.  4.  Designe la localización de cada grupo sustituyente por el apropiado número y nombre.  5.  Construya el nombre, listando los grupos en orden alfabético. Los prefijos di, tri, tetra etc., usados para designar varios grupos iguales, no se consideran en la ordenación alfabética. 3-metilhexano                                                                                                                                                                     3,4-dicloro-4-etil-5-metilheptano

45 Ter-butilcicloheptano
1-ciclobutil-4-metilpentano 3-etil-1,1-dimetilciclohexano 1,1,4,4-tetracloro-2-isopropilciclopentano

46 Reglas IUPAC para la nomenclatura de Alquenos
1.   El sufijo -eno indica un alqueno o cicloalqueno. 2.   La cadena principal debe incluir los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace. 3.  La cadena principal debe ser numerada por el extremo más próximo al doble enlace. Si la insaturación está en el centro de la cadena se empieza a numerar por el extremo que tenga más próximo un sustituyente. 4.  El más pequeño de los números asignados a los átomos del doble enlace se utiliza para indicar la posición de la insaturación. Si hay más de un doble enlace el compuesto es denominado dieno, trieno,.. 5.   En los cicloalquenos a los carbonos del doble enlace se les asigna los números 1 y 2. El número 1 puede ser determinado por la regla de los sustituyentes. 6.   Grupos sustituyentes más importantes conteniendo doble enlace son:             H2C=CH–   Grupo vinilo             H2C=CH–CH2–   Grupo alilo

47 ¿Cuál es el nombre de los siguientes alquenos?
(CH3)2C=CHCH2C(CH3)3 (CH3CH2CH2)2C=CH2 3.- (C2H5)2C=CHCH(CH3)2 CH2=C(CH3)CH(CH3)C(C2H5)=CH2

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49 Reglas IUPAC para la Nomenclatura de Alquinos
1. El sufijo -ino indica alquino o cicloalquino. 2. La cadena principal debe contener a los dos carbonos unidos por el triple enlace. 3. La cadena principal debe ser numerada desde el extremo más próximo al triple enlace. Si el triple enlace está situado en el centro de la cadena se aplica la regla de los sustituyentes. 4. El menor número de los carbonos unidos por triple enlace debe ser usado como localizador de la insaturación. 5. Si están presentes varios enlaces múltiples, cada uno debe tener su localizador. Los dobles enlaces preceden a los triples en los nombres IUPAC, pero la cadena debe ser numerada a partir del extremo que tenga más próximo un enlace múltiple sea cual sea su naturaleza. 6. A causa de su carácter linear, los anillos que pueden acomodar un triple enlace deben tener al menos diez carbonos. En los cicloalquinos simples los carbonos unidos por el triple enlace son numerados con el 1 y el 2. El número 1 se determina por la proximidad de los sustituyentes. 7.   Grupos sustituyentes conteniendo triple enlace son:             HC≡C–   Grupo Etinil             HC≡CH–CH2–   Grupo Propargil

50 Ejemplos alquenos y alquinos

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52 Derivados del benceno

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54 FUERZAS INTERMOLECULARES
Mantienen unidas a las moléculas, pero su fortaleza es mucho menor que la de los tres tipos principales de enlace

55 Fuerzas de Van der Waals Puentes de hidrógeno
Dipolo-Dipolo permanente Dipolo-Dipolo inducido Fuerzas de dispersión de London

56 Fuerzas Intermoleculares
Son de gran importancia en los compuestos orgánicos ya que afectan, sin excepción, a cada tipo de átomo y molécula. Dichas fuerzas determinan, principalmente, las propiedades de los líquidos: Punto de ebullición. Viscosidad Densidad.

57 Interacción dipolo-dipolo permanete
Las interacciones dipolo-dipolo son el resultado de la aproximación de dos moléculas polares. Si sus extremos positivo y negativo se acercan, la interacción es atractiva. Si se acercan dos extremos negativos o dos extremos positivos, la interacción es repulsiva. En un líquido o en un sólido, las moléculas están orientadas de tal forma que el extremo positivo del dipolo se aproxima al extremo negativo del dipolo de una molécula vecina y la fuerza resultante es de atracción.

58 Fuerzas de dispersion de London
Fuerzas de dispersión de London. Un momento dipolar temporal en una molécula puede inducir a un momento dipolar temporal en una molécula vecina. Una interacción atractiva dipolo-dipolo puede durar sólo una fracción de segundo. Las fuerzas de dispersión de London se forman debido a la atracción de dipolos temporales complementarios. Son fuerzas muy débiles, aunque aumentan con el número de electrones de la molécula

59 5.1. Fuerzas entre dipolos (Van der Waals)
b) Interacciones moleculares entre moléculas apolares: fuerzas de dispersión de London. a) Interacciones moleculares entre moléculas polares.

60 ¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?
La intensidad de las fuerzas intermoleculares (F. de Van der Waals) viene determinada por: - Tamaño de las moléculas - Forma de las moléculas - Polaridad de las moléculas ¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?

61 Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de ebullición
PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS Aumento Tamaño Atómico Ar (40) -186 Kr (83) -153 Xe (131) -109 Molecular CH4 (16) -161 (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)4Si (88) 27 CCl4 (154) 77 Forma Molecular Esférica (CH3)2CCl2 (113) 69 (CH3)3CC(CH3)3 (114) 106 Lineal: CH3(CH2)3CH3 (72) 36 Cl(CH2)3Cl (113) 121 CH3(CH2)6CH3 (114) 126 Polaridad Molecular No polar: H2C=CH2 (28) -104 F2 (38) -188 CH3C≡CCH3 (54) -32 CF4 (88) -130 Polar: H2C=O (30) -21 CH3CH=O (44) 20 (CH3)3N (59) 3.5 (CH3)2C=O (58) 56 HC≡N (27) 26 CH3C≡N (41) 82 (CH2)3O (58) 50 CH3NO2 (61) 101

62 Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de fusión
El punto de fusión está afectado por la forma de las moléculas más que el punto de ebullición. Las que son esféricas se empaquetan mejor y las fuerzas intermoleculares actúan con más eficacia, siendo necesaria una mayor temperatura para conseguir el paso de sólido a líquido. Si las moléculas son lineales el empaquetamiento no es tan eficaz. Compuesto Formula Punto de ebullición Punto de fusión Pentano CH3(CH2)3CH3 36ºC –130ºC Hexano CH3(CH2)4CH3 69ºC –95ºC Heptano CH3(CH2)5CH3 98ºC –91ºC Octano CH3(CH2)6CH3 126ºC –57ºC Nonano CH3(CH2)7CH3 151ºC –54ºC Decano CH3(CH2)8CH3 174ºC –30ºC Tetrametilbutano (CH3)3C-C(CH3)3 106ºC +100ºC ¡¡¡El tetrametilbutano, isómero del octano, con molécula esférica, tiene p.f muy alto, sólo 6ºC por debajo del p.e.!!!

63 Interacciones moleculares por puente de hidrógeno
Las interaciones por puente de hidrogeno es una atracción intermolecular fuerte se produce entre moléculas que tienen átomos de hidrógeno unidos a átomos especialmente electronegativos como el oxígeno, nitrógeno o flúor.

64 El agua, los alcoholes y las aminas primarias y secundarias pueden actuar cono donantes o aceptores de hidrógeno Los éteres, aldehidos, cetonas y ésteres sólo pueden actuar como aceptores

65 Efecto de los puentes de hidrógeno sobre la temperatura de ebullición
¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?

66 Es posible reconocer los compuestos con puentes de hidrógeno gracias a los elevados puntos de ebullición que muestran Compuesto Fórmula Mol. Wt. Punto Ebullición Punto Fusión Dimetiléter CH3OCH3 46 –24ºC –138ºC Etanol CH3CH2OH 78ºC –130ºC Propanol CH3(CH2)2OH 60 98ºC –127ºC Dietileter (CH3CH2)2O 74 34ºC –116ºC Propilamina CH3(CH2)2NH2 59 48ºC –83ºC Metilaminoetano CH3CH2NHCH3 37ºC Trimetilamina (CH3)3N 3ºC –117ºC Etilenglicol HOCH2CH2OH 62 197ºC –13ºC Ácido acético CH3CO2H 118ºC 17ºC Etilendiamina H2NCH2CH2NH2 8.5ºC

67 Fuerzas intermoleculares y Solubilidad

68 Solubilidad

69 Solubilidad

70 Solubilidad

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72 Puntos de Ebullicion Al igual que el punto de fusión, el punto de ebullición es un cambio del estado físico de una sustancia. Durante este cambio, la sustancia pasa del estado líquido un estado de mayor desorden, característico del estado gaseoso. Este cambio de estado ocurre cuando se alcanza una temperatura a la cual la energía térmica es lo suficientemente grande como para romper las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las partículas dentro del seno del líquido.

73 Punto de ebullicion y fuerzas intermoleculares
Para un compuesto iónico en el estado líquido, la unidad estructural es el ion. Para los compuestos no iónicos o covalentes, la unidad estructural es nuevamente la molécula. Las fuerzas de atracción intermoleculares de van der Waals y las interacciones dipolo – dipolo son más fáciles de vencer que las fuerzas de atracción interiónicas que actúan en los compuestos iónicos. Así, por ejemplo, mientras que el punto de ebullición del cloruro de sodio es de 1413° C, el punto de ebullición del metano es de –165° C.

74 Puntos de Ebullicion

75 6.-ÁCIDEZ Y BASICIDAD

76 Definición Bronsted-Lowry
6.1.- ÁCIDOS ORGÁNICOS Definición Bronsted-Lowry Ácido: Especie capaz de ceder un ión hidrógeno Base: Especie capaz de aceptar un ión hidrógeno Equilibrio ácido-base de un ácido en agua Ión hidroxonio pKa = -log Ka

77 La ionización del ácido está influenciada por dos factores:
- La fuerza del enlace que se rompe - La estabilidad del ión que se forma

78 Por ionización producirá el ión acetato CH3COO-
Resonancia entre dos formas idénticas ¿Qué ocurre con la carga negativa del ión acetato? Alojamiento en un átomo electronegativo como el oxígeno Deslocalización electrónica por medio de un sistema π que se extiende entre los dos oxígenos y el carbono Estabilidad ión acetato Acidez ácido acético

79 Por ionización produciría el ión etóxido CH3-CH2O-
No hay posibilidad de deslocalizar la carga negativa, que permanece completamente en el átomo de oxígeno. Esta carga negativa atraerá los iones de hidrógeno formando el alcohol.

80 Variación en la acidez de los ácidos carboxílicos
pKa HCOOH 3.75 CH3COOH 4.76 CH3CH2COOH 4.87 CH3CH2CH2COOH 4.82 La cadena carbonada disminuye la acidez de los ácidos carboxílicos debido al efecto dador de electrones de los grupos alquilo El ión acetato es menos estable que el formiato, en consecuencia, el ácido acético es más débil que el fórmico

81 El ácido tricloacético es un ácido fuerte
pKa CH3COOH 4.76 CH2ClCOOH 2.86 CHCl2COOH 1.29 CCl3COOH 0.65 La presencia de átomos electronegativos en la cadena carbonada aumenta la acidez del ácido por deslocalización de la carga negativa del ión carboxilato El ácido tricloacético es un ácido fuerte pKa CH2FCOOH 2.66 CH2ClCOOH 2.86 CH2BrCOOH 2.90 CH2ICOOH 3.17 Cuanto más electronegativo es el halógeno más fuerte es el ácido pKa CH3CH2CH2COOH 4.82 CH3CH2CHClCOOH 2.84 CH3CHClCH2COOH 4.06 CH2ClCH2CH2COOH 4.52 El efecto del halógeno es muy significativo si se une al carbono adyacente al grupo carboxílico. Su efecto en carbonos más lejanos es muy poco significativo

82 Definición Bronsted-Lowry
6.2.- BASES ORGÁNICAS Definición Bronsted-Lowry Ácido: Especie capaz de ceder un ión hidrógeno Base. Especie capaz de aceptar un ión hidrógeno Equilibrio ácido-base de una base en agua B + H2O = BH+(aq) + OH-(aq) pKb = -log Kb

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84 Comparación de la fuerza de bases débiles
Las aminas alifáticas son más fuertes que el amoniaco Las aminas aromáticas son más débiles que el amoniaco

85 ¿Por qué la metilamina es más básica que el amoniaco?
Dos factores explican la fuerza de una base: 1.- La facilidad con que el ión hidrógeno se une al par de e- solitario 2.- La estabilidad del ión formado ¿Por qué la metilamina es más básica que el amoniaco? Una explicación La cesión de electrones por parte del grupo alquilo aumenta la carga negativa del átomo de nitrógeno y, en consecuencia, su capacidad de atraer iones hidrógeno El átomo de nitrógeno de la metilamina puede aceptar un protón con más facilidad que el del amoniaco

86 El grupo metilo estabiliza el ión metilamonio
Otra explicación El grupo metilo estabiliza el ión metilamonio La cesión de electrones por parte del grupo alquilo dispersa la carga positiva creada sobre el átomo de nitrógeno Los iones que forma la metilamina al aceptar un protón son más estables que los que forma el amoniaco pKb CH3NH2 3.36 CH3CH2NH2 3.27 CH3CH2CH2NH2 3.16 CH3CH2CH2CH2NH2 3.39 La cesión de carga eléctrica es similar en todos los grupos alquilo, por ello, las demás aminas primarias alifáticas tienen fuerzas básicas similares

87 ¿Por qué las aminas aromáticas son más débiles que el amoniaco?
La amina aromática se estabiliza por deslocalización del par de electrones del nitrógeno en torno al anillo El par de electrones del átomo de nitrógeno no está completamente disponible para unirse al ión hidrógeno. La densidad de carga negativa en torno al nitrógeno es menor que en el amoniaco La unión a un ión hidrógeno está menos favorecida que en el amoniaco. El ión formado tendría mayor carga positiva sobre el nitrógeno

88 5.- ISOMERÍA

89 ¿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

90 ISOMEROS ESTRUCTURALES ESTEREOISOMEROS
TIPOS DE ISOMERIA ISOMEROS ESTRUCTURALES ESTEREOISOMEROS

91 TIPOS DE ISOMERÍA

92 - No todos los grupos están unidos a los mismos centros
5.1.- ISOMERÍA ESTRUCTURAL Son isómeros que difieren entre sí en que sus átomos están unidos de diferente forma Isomería de cadena Isomería de posición Isomería de función - No todos los grupos están unidos a los mismos centros -Son moléculas muy diferentes tanto en sus propiedades físicas como químicas

93 ISOMERÍA DE CADENA Los isómeros de cadena difieren en la forma en que están unidos los átomos de carbono entre sí para formar una cadena ¿Cuántos isómeros tiene el butano? ¿Cuántos isómeros tiene el pentano?

94 ISOMERÍA DE POSICIÓN Los isómeros de posición difieren en las posiciones que ocupan sus grupos en la estructura carbonada 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

95 En los derivados del benceno se dan casos muy importantes de isomería de posición
Fórmula molecular C7H8Cl

96 Los isómeros de función difieren en sus grupos funcionales
ISOMERÍA DE FUNCIÓN 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 C3H6O Fórmula molecular C3H6O2 2-propen-1-ol

97 - ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES -ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
5.2.- ESTEREOISOMERÍA - ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES -ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES - ENANTIOMEROS - DIASTEROISOMEROS

98 La barrera energética a superar para la interconversion es baja
ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES La transformación de unos en otros consiste en giros de grupos en el espacio alrededor de enlaces sencillos 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

99 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 Diasteroisómeros La barrera energética a superar para la interconversión de estereoisómeros configuracionales es alta Enantiómeros

100 ES AQUEL QUE NO ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL ESPEJO
QUIRAL ES AQUEL QUE NO ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL ESPEJO

101 MOLÉCULA QUIRAL

102 ES AQUEL QUE ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL ESPEJO
AQUIRAL ES AQUEL QUE ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL ESPEJO Tienen elementos de simetría

103 Son imágenes especulares
ENANTIOMEROS DOS ESTEREOISOMEROS SON ENANTIOMEROS CUANDO UNO ES LA IMAGEN EN EL ESPEJO DEL OTRO Son imágenes especulares

104 DIASTEROISOMEROS SON ESTEREOISOMEROS NO ENANTIOMEROS
Uno no es la imagen en el espejo del otro