ESTRUCTURA Y PROPIEDADES

Presentación del tema: "ESTRUCTURA Y PROPIEDADES"— Transcripción de la presentación:

1 ESTRUCTURA Y PROPIEDADES
TEMA 1 ESTRUCTURA Y PROPIEDADES

2 1.- Introducción

3 La Química Orgánica es la parte de la química que estudia los Compuestos de Carbono
Más del 95% de las sustancias químicas conocidas son compuestos del carbono y más de la mitad de los químicos actuales en el mundo se denominan a sí mismos químicos orgánicos. Todos los compuestos responsables de la vida (ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares, lípidos,  vitaminas, etc.) son sustancias orgánicas. La industria química (fármacos, polímeros, pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel muy importante en la economía mundial e incide en muchos aspectos de nuestra vida diaria con sus productos.

4 1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica
Finales del XVIII El enigma de la Química Orgánica: La fuerza vital. Se observa que los compuestos orgánicos están formados por un número muy limitado de elementos. Principios del XIX Se intuyen ciertos visos de ordenamiento estructural. Se establece la ley de proporciones múltiples. 1820’s Síntesis de la urea: se tiende el puente entre la Química Inorgánica y la Orgánica. Se mejora la precisión del análisis elemental. Se produce una complicación insospechada: la isomería. 1830’s Los radicales orgánicos como un principio de ordenación. El descubrimiento y la profusión de los radicales orgánicos. 1830’s-1840’s Orden entre los radicales orgánicos: la sustitución. Definición de radicales derivados.

5 1840’s-1850’s Ordenación por tipos de compuestos. La unificación de radicales y tipos. 1850’s Estructura interna de los radicales: la tetravalencia del carbono y su capacidad para formar cadenas. 1860’s Primeras formulaciones modernas. 1870’s Estructura tetraédrica del carbono: isomería optica. 1880’s Estructura hexagonal del benceno. 1930’s-1940’s Planteamiento de la Teoría de la Resonancia. Desarrollo de la Espectroscopía de rayos X. Desarrollo de la Espectrometría de masas. 1950’s Análisis conformacional: estereoquímica del ciclohexano. Descubrimiento de la Resonancia Magnética Nuclear.

6 2.- Estructura de los átomos

7 MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO
Cubierta electrónica Núcleo ORBITALES Carácter ondulatorio de los electrones Principio de Incertidumbre de Heisenberg Caracterizados por números cuánticos: n : número cuántico principal l : número cuántico secundario m: número cuántico magnético

8 NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA

9 ORBITALES 1s y 2s ORBITAL s

10 ORBITALES 2p

11 ORBITALES 3 d

12 ENERGÍA DE LOS ORBITALES
Regla cuántica de (n+l): Entre dos orbitales tendrá menor energía aquél en el que la suma de los números cuánticos n y l sea menor. Si el resultado fuese el mismo para ambos, tendrá menor energía aquél de menor número cuántico principal n

13 ¿EN QUÉ ORDEN SE LLENAN LOS ORBITALES?
Principio de construcción (Aufbau): En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

14 ¿CUÁNTOS ELECTRONES CABEN EN UN ORBITAL?
Principio de exclusión de Pauli (1925): En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

15 ¿CÓMO SE LLENAN LOS GRUPOS DE ORBITALES DE IGUAL ENERGÍA?
Regla de la máxima multiplicidad de Hund: Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos

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17 CAPA DE VALENCIA

18 CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS

19 Grupos del Sistema Periódico

20 PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICOS

21 PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD

22 3.- Enlace y moléculas

23 3.1.- ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE
COVALENTE POLAR

24 ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE NO POLAR POLAR

25 TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

26 3.2.-TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR
OCTETO ELECTRÓNICO Lewis Compartición de electrones Método de repulsión de electrones de la capa de valencia ENLACE-VALENCIA Heitler-London Solapamiento de O.A. Hibridación de O.A ORBITAL MOLECULAR Mulliken-Hund Formación de O.M. Orbitales moleculares

27 3.3.-TEORÍA DE LEWIS Átomos Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico Moléculas Diatómicas

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29 En el establecimiento de las estructuras de Lewis es muy importante tener en cuenta tres aspectos
1.- Asignar cargas formales a los átomos 2.- Valorar la existencia de formas resonantes 3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto

30 Cargas formales Carga Formal Número e Capa valencia Número e
Para determinar cargas formales sobre los átomos: Carga Formal Número e Capa valencia Número e Desapareados Mitad e compartidos - + =

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32 Ejercicio: Usar el concepto de carga formal para determinar la estructura de Lewis más estable para a) CO2 b) N2O a) Diferentes estructuras de Lewis que satisfacen la regla del octeto Para cada una de ellas se puede calcular la carga formal de cada átomo: La carga formal se minimiza cuando el átomo de carbono se coloca en el centro y establece dobles enlaces con los átomos de oxígeno

33 b) Para el N2O las posibles estructuras de Lewis con cargas formales son las siguientes:
Se comprueba que las estructuras a) y d) son igual de buenas en cuanto a las cargas formales, sin embargo, habrá que convenir que la más importante (contribuye más al híbrido de resonancia) es la d) porque en ella la carga negativa está situada sobre el átomo de oxígeno, elemento más electronegativo que el nitrógeno.

34 Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión. A cada una de ellas se le denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia

35 En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

36 Condiciones para escribir formas resonantes:
1.      Para pasar de una forma resonante a otra solamente puedo mover electrones, nunca átomos. 2.    Todas las estructuras resonantes que yo escriba deben ser estructuras de Lewis válidas. 3.     Las estructuras resonantes deben poseer el mismo número de electrones desapareados. 4.    Las estructuras resonantes más importantes son las de menor energía potencial.

37 Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP
(N,N-dimetilamino)piridina DMAP

38 ¿Cuál de todas las estructuras resonantes se parece más al compuesto real?
1.      Aquella en la que todos los átomos tienen el octete completo. 2.     Aquellas en las que no existe separación de carga es más importante que la que en la que existe separación de carga. 3.      Cuando en dos formas resonantes existe separación de carga es más estable aquella que tiene las cargas más alejadas.

39 4.      Las estructuras de resonancia que lleven carga negativa sobre un átomo electronegativo contribuye más que cuando esa carga va sobre otro átomo. 5.  Si hay dos formas resonantes iguales la resonancia será más importante. Cuando una forma resonante es muchísimo más estable que las demás la resonancia no existe y la molécula real se parece mucho a esta forma. Cuando todas las formas resonantes son importantes, entonces la molécula real sí es un híbrido de todas las formas resonantes.

40 Ejercicio: Se sabe que en el nitrometano los oxígenos distan por igual (1.2 Å) del nitrógeno. ¿Cómo puede explicarse este hecho? La molécula de nitrometano es un híbrido de resonancia de dos especies idénticas. El enlace N-O ni es simple ni doble, tiene un carácter intermedio en ambos extremos.

41 En el ion acetato sucede algo análogo (dC-O=1.26 Å).
Las estructuras electrónicas reales del nitrometano y del ion acetato son estructuras compuestas, promedio de las dos estructuras de Lewis respectivas (formas resonantes), y se dice que la molécula es un híbrido de resonancia.

42 Hay incumplimientos de la regla del octeto
Elementos del tercer periodo como el fósforo se rodean de 10 electrones Los átomos con número impar de electrones suelen incumplir la regla

43 Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfito

44 Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de carbono

45 Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de azufre

46 Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfato

47 Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del trifluoruro de boro

48 Las diferentes estructuras de Lewis de los átomos principales de las moléculas orgánicas, dependiendo de la estructura en la que estén involucrados, son:

49 GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos Cuatro pares de e rodeando el átomo de nitrógeno. Se dirigen hacia los vértices de un tetraedro (Geometría electrónica) Como sólo se enlazan 3 de los 4 pares electrónicos, la forma de la molécula será piramidal (Geometría molecular)

50 < < Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana Cuatro pares de e: Molécula tetraédrica Cuatro enlazados Molécula piramidal Tres enlazados Molécula angular Dos enlazados < < Repulsión entre pares de electrones Enlazado- Enlazado No enlazado- Enlazado No enlazado- No enlazado

51 Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada

52 En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples

53 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

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

55 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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57 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

58 Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura tetraédrica. Así son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas, entre otros. Todos estos compuestos tienen estabilidad suficiente como para poder ser almacenados sin problemas especiales.      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.

59 HIBRIDACIÓN sp2 ETENO Hibridación sp2
2pz

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

62 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.

63 HIBRIDACIÓN sp2 BENCENO
Kekule C6H6 Problema: El benceno es mucho más estable que lo que cabría esperar de la estructura propuesta por Kekule La hidrogenación del benceno libera mucha menos energía que la esperable

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

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

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

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

70 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 Aleno Acetiluro Geometría Lineal        Los alenos son compuestos estables. Los acetiluros son especies reactivas (intermedios de reacción).

71 Electronegatividad del carbono en función de su hibridación El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el carácter s de la hibridación. Por tanto los 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 +, rojo -)                                                             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.

72 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO
sp3 Nitrógeno                                              Oxígeno                                              Estructura                                          Tipo Aminas Sales de amonio Alcoholes Éteres Alcóxidos Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -      Las aminas, sales de amonio, alcoholes y éteres son especies estables. Los alcóxidos son especies muy reactivas (intermedios de reacción).

73 sp2 Nitrógeno                                                                                        Oxígeno Estructura                                                 Tipo Iminas Sales de imonio Carbonilos Geometría Trigonal plana     Los tres tipos de compuestos tienen en general estabilidad suficiente como para poder almacenarse sin problemas especiales. Los compuestos con grupos carbonilo son muy variados: pueden ser aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, haluros de ácido, anhídridos, ésteres y amidas, entre otros.  

74 sp Nitrógeno                                             Estructura                         Tipo Nitrilos Geometría Lineal .        Los nitrilos son compuestos estables

75 Energía de disociación (kcal/mol)
PARÁMETROS DE ENLACE Enlace Longitud típica (A) Momento dipolar (D) Energía de disociación (kcal/mol) C-H 1.07 0.40 99 X-H 1.01(N) 0.96(O) 1.31(N) 1.51(O) 93(N) 111(O) C-C 1.54 83 C=C 1.33 146 CºC 1.20 200 C-N 1.47 0.22 73 C=N 1.30 1.90 147 CºN 1.16 3.50 213 C-O 1.43 0.74 86 C=O 1.23 2.30 184 C-Cl 1.78 1.46 81 C-Br 1.93 1.38 68 C-I 2.14 1.19 51

76 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

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

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

79 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.

80 3.6.- Enlace covalente polar: Polaridad de los enlaces y las moléculas
Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados tienen cierta diferencia de electronegatividad

81 Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

82 Momentos Dipolares de enlaces
Momento Dipolar, D H-F 1.7 C-F 1.4 H-Cl 1.1 C-O 0.7 H-Br 0.8 C-N 0.4 H-I C=O 2.4 H-C 0.3 C=N H-N 1.3 C≡N 3.6 H-O 1.5 La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo.

83 La polaridad de las moléculas depende de dos factores:
a) La existencia de enlaces covalentes polares b) Una geometría que lo permita

84 Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.
Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3 Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. Moléculas simétricas   = 0. Ej: CH4, CO2.

85 CO2 BF3 CH4 H2O NH3

86 4.- REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS EN QUÍMICA ORGÁNICA

87 4.1.- TIPOS DE FÓRMULAS Fórmula Molecular C2H6O C4H10 Formula Estructural Fórmula Desarrollada Formula Esqueletal En 2 D En 3 D

88 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

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

90 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

91 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

92 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

93 4.3.- EL NOMBRE DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
ALCANOS Nombre Molecular Formula Estructural Formula Isomeros 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

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

95 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

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97 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

98 ¿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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100 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

101 Ejemplos alquenos y alquinos

102

103 Derivados del benceno

104

105

106 5.- FUERZAS INTERMOLECULARES

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

108 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.

109 La intensidad de las fuerzas intermoleculares (F
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?

110 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

111 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.!!!

112 5.2. Interacciones moleculares por puente de hidrógeno
Tipo especialmente intenso de enlace dipolo-dipolo que se produce entre moléculas que tienen átomos de hidrógeno unidos a átomos especialmente electronegativos como el oxígeno, nitrógeno o flúor

113 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

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

115 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

116 5.3. Fuerzas intermoleculares y solubilidad
Soluto polar en disolvente polar Soluto polar en disolvente no polar

117 Soluto no polar en disolvente apolar
Soluto no polar en disolvente polar

118

119 Solubilidad en agua de diferentes tipos de compuestos
Tipo compuesto Compuesto específico g/100mL Moles/L Hidrocarburos & Haluros alquilo butano hexano ciclohexano benceno cloruro metileno chloroform Compuestos con un oxígeno 1-butanol tert-butanol ciclohexanol fenol 9.0 completa 1.2 completa etil éter THF furano anisol 6.0 completa 0.80 completa Compuestos con dos oxígenos 1,3-propanodiol 2-butoxietanol ácido butanoico ácido benzoico completa completa completa completa completa completa completa completa 1,2-dimetoxietano 1,4-dioxano acetate etilo butirolactona completa completa 8.0 completa completa completa 0.91 completa Compuestos con nitrógeno 1-aminobutano ciclohexilamina anilina pirrolidina pirrol completa completa 3.4 completa 6.0 completa completa 0.37 completa 0.9 trietilamina piridina propionitrilo 1-nitropropano DMF 5.5 completa completa 0.54 completa completa

120 6.-ÁCIDOS Y BASES

121 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

122 Comparando la fuerza de los ácidos orgánicos

123 Diferencias de acidez entre ácidos carboxílicos, fenol y alcoholes
La ionización del ácido está influenciada por dos factores: - La fuerza del enlace que se rompe - La estabilidad del ión que se forma

124 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

125 Eso hace que el fenol, aunque muy débil, tenga carácter ácido.
Por ionización producirá el ión fenóxido C6H5O- La deslocalización de la carga negativa estabiliza el ión fenóxido, pero no con la eficacia del acetato. Aquí el oxígeno aún conserva la mayor parte de la carga negativa original. Eso hace que el fenol, aunque muy débil, tenga carácter ácido.

126 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.

127 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

128 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

129 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

130

131 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

132 ¿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

133 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

134 ¿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

135 5.- ISOMERÍA

136 ¿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

137 ISOMEROS ESTRUCTURALES ESTEREOISOMEROS
TIPOS DE ISOMERIA ISOMEROS ESTRUCTURALES ESTEREOISOMEROS

138 TIPOS DE ISOMERÍA

139 - 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

140 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?

141 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

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

143 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

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

145 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

146 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

147 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

148 MOLÉCULA QUIRAL

149 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

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

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

152 Clasificación de las relaciones entre moléculas
¿Tienen la misma fórmula molecular? ó ¿Son iguales sus pesos moleculares y sus composiciones elementales? SI NO ¿Son superponibles? SI NO No son isómeros Son la misma molécula Son isómeros ¿Difieren únicamente en el arreglo de sus átomos en el espacio? NO SI Son isómeros estructurales SI ¿Es uno de ellos superponible con la imagen en el espejo del otro? NO Son estereoisómeros SI ¿Son aislables a temperatura ambiente o próxima a ella? NO Son enantiómeros Son quirales Son diasteroisómeros Son estereoisómeros conformacionales Son estereoisómeros configuracionales ¿Son superponibles con sus respectivas imágenes en el espejo? SI NO Son aquirales