La Química del Carbono Lic. Mariana Bianchi

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1 La Química del Carbono Lic. Mariana Bianchi marianabianchi@bioingenieria.edu.ar

2 La Química Orgánica es el estudio de los compuestos de carbono. El carbono puede formar más compuestos que ningún otro elemento, por tener la capacidad de unirse entre sí formando cadenas lineales ó ramificadas. Los átomos de carbono son únicos en su habilidad de formar cadenas muy estables y anillos, y de combinarse con otros elementos tales como hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre y fósforo. Entender la química orgánica es esencial para comprender las bases moleculares de la química de la vida. Además de formar parte de la materia viva, hay muchos compuestos del carbono que son de uso común, como combustibles, alimentos y plásticos, fibras sintéticas, medicamentos, colorantes, etc.

3 Orbitales atómicos Los electrones unidos a un núcleo se encuentran en orbitales. Los orbitales son descripciones matemáticas que se usan para explicar y predecir las propiedades de átomos y moléculas. El Principio de Incertidumbre de Heisenberg postula que no podemos determinar donde se encuentra exactamente un electrón, sin embargo, podemos determinar la densidad electrónica, es decir, la probabilidad de encontrar un electrón en una parte del orbital. Un orbital entonces es un estado energético permitido para un electrón con una función de probabilidad asociada, que define la distribución de la densidad electrónica en el espacio. Gráfico y diagrama del orbital atómico 1s. La densidad de electrones es mayor en el núcleo y cae exponencialmente al aumentar la distancia desde el núcleo en cualquier dirección.

4 Los orbitales atómicos se agrupan en diferentes “niveles energéticos" a diferentes distancias del núcleo. Cada nivel está identificada por un número cuántico principal n, con n = 1 para el de menor energía, más cercano al núcleo. A medida que n aumenta, los niveles energéticos están más alejados del núcleo, tienen mayor energía y pueden almacenar más electrones. Todos los orbitales s son esféricamente simétricos. Dado que la mayoría de la densidad electrónica del orbital 2s esta mas alejada del núcleo que la del orbital 1s, el 2s tiene mayor energía. El Segundo nivel energético, también contiene tres orbitales atómicos p, orientados en cada dirección especial (x, y, z) el Principio de Exclusión de Pauli indica que cada orbital puede tener como máximo 2 electrones, siempre que sus espines estén apareados.

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6 La Regla de Hund indica que cuando hay dos o mas orbitales con la misma energía, los electrones se ubican en diferentes orbitales en vez de agruparse en el mismo orbital. Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en la capa mas externa del átomo. El carbono tiene 4 electrones de valencia, el nitrógeno tiene 5 y el oxigeno tiene 6.

7 Combinación lineal de orbitales Los orbitales atómicos pueden combinarse. 1.Cuando los orbitales en diferentes átomos interactúan, producen orbitales moleculares que conducen a interacciones enlazantes o antienlazantes. El número de orbitales moleculares generados siempre es igual al número de orbitales atómicos que los formaron. 2.Cuando los orbitales en el mismo átomo interactúan, dan lugar a orbitales atómicos híbridos que definen la geometría de los enlaces.

8 Orbitales moleculares Los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas) que describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las moléculas. Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares :orbitales atómicos Enlazantes: De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción, es decir, en la región internuclear. Contribuyen al enlace de tal forma que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la atracción que ejerce la nube electrónica de carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia dada que se conoce como longitud de enlace. Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión. Los tipos de orbitales moleculares son:son: 1.Orbitales σ enlazantes: combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño. Orbitales con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace. 2.Orbitales π enlazantes: combinación de orbitales atómicos p perpendicuales al eje de enlace. Electrones fuertemente deslocalizados que interaccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano de enlace. 3.Orbitales σ * antienlazantes: versión excitada (de mayor energía) de los enlazantes. 4.Orbitales π * antienlazantes: orbitales π de alta energía. 5.Orbitales n: para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan este orbital. Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares : Enlazantes: De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción, es decir, en la región internuclear. Contribuyen al enlace de tal forma que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la atracción que ejerce la nube electrónica de carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia dada que se conoce como longitud de enlace. Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión.

9 Enlace sigma El orbital molecular enlazante tiene la mayor parte de su densidad electrónica centrada a lo largo de la línea que une los núcleos. Este tipo de enlace se denomina enlace sigma (σ). Los enlaces sigma son los más comunes en los compuestos orgánicos. Todos los enlaces simples en compuestos orgánicos son enlaces sigma, y cada doble o triple enlace contiene un enlace sigma. El mapa de potencial electrostático del H2 muestra su enlace sigma cilíndricamente simétrico, con la mayor densidad de electrones (rojo) en la región de unión entre los dos protones Molécula de H2

10 Enlace π Un enlace pi ( π) resulta de la superposición entre dos orbitales p orientados perpendicularmente a la línea que une los núcleos. Estos orbitales paralelos se solapan lateralmente, con la mayor parte de la densidad de electrones centrado arriba y debajo de la línea que une los núcleos. Este solapamiento es paralelo, no lineal (un enlace sigma es lineal). Un doble enlace requiere la presencia de cuatro electrones en la región de unión entre los núcleos. El primer par de electrones va a la unión sigma, formando un enlace sigma fuerte. El segundo par de electrones no puede entrar en el mismo orbital o el mismo espacio. Se localiza en un orbital molecular enlazante pi, con su densidad electrónica centrada por encima y por debajo del enlace sigma. Esta combinación de un enlace sigma y un enlace pi es la estructura normal de un doble enlace.

11 Hibridación La evidencia experimental muestra que los ángulos de enlace en los compuestos orgánicos son por lo general cercanos a 109 °, 120 ° o 180°. Una forma común de dar cuenta de estos ángulos de enlace es la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TREPEV): los pares de electrones se repelen entre sí, y los enlaces y pares solitarios alrededor de un átomo central generalmente están separadas por los mayores ángulos posibles. Un ángulo de 109,5 ° es la mayor separación posible de cuatro pares de electrones; 120 ° es la mayor separación para tres pares de electrones; y 180 ° es la mayor separación para dos pares.

12 Se conoce como hibridación a la combinación de orbitales atómicos dentro de un átomo para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría molecular. Para calcular la hibridación: Regla 1 : Los dos electrones de enlace sigma y los pares solitarios pueden ocupar orbitales híbridos. El número de orbitales híbridos en un átomo se calcula sumando el número de enlaces sigma y el número de pares solitarios de electrones en ese átomo. Regla 2 : Utilice la hibridación y la geometría que le dan la mayor cantidad posible de separación entre el número calculado de enlaces y pares solitarios.

13 Regla 3 : Si dos o tres pares de electrones forman un enlace múltiple entre dos átomos, la primera unión es un enlace sigma formado por un orbital híbrido. El segundo enlace es un enlace pi, que consta de dos lóbulos encima y debajo del enlace sigma, formados por dos orbitales p no hibridados. El tercer enlace de un triple enlace es otro enlace pi, perpendicular al primer enlace pi.

14 Los cuatro orbitales sp3 tienen igual energía Los ejes de los orbitales sp3 apuntan a los vértices de un tetraedro Los enlaces sigma que involucran orbitales híbridos sp3 del carbono son mas fuertes que aquellos que involucran orbitales no hibridados 2s o 2p

15 Configuración electronica del C: De los cuatro orbitales así formados, uno (25%) es proveniente del orbital s (el 2s) del carbono y tres (75%) provenientes de los orbitales p (2p). Sin embargo todos se sobreponen al aportar la hibridación producto del enlace. Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno y el otro en el metano son equivalentes e iguales a un ángulo de 109,5°. Hibridación SP3

16 Ángulos de enlace debidos a la hibridación ENLACE SIGMA (σ) Es un enlace covalente que se forma entre dos átomos de un compuesto, debido a la superposición directa o frontal de los orbitales; es mas fuerte y determina la geometría de la molécula. Dos átomos enlazados comparten un par de electrones de enlace, aportando cada uno de ellos, un electrón al par electrónico de enlace. σ σ σ σ

17 HIBRIDACION SP2: Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi (π). Hibridación SP2

18 Formación de orbitales híbridos sp2 Los átomos que forman hibridaciones sp 2 pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana.

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20 Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que existe en compuestos con triples enlaces como los alquinos. se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi(π). Formación de orbitales híbridos sp

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22 Tipos de hibridación y enlace. El carbono puede hibridarse de tres maneras distintas: Hibridación sp 3 : – 4 orbitales sp 3 iguales que forman 4 enlaces simples de tipo “  ” (frontales). Hibridación sp 2 : – 3 orbitales sp 2 iguales que forman enlaces “  ” + 1 orbital “p” (sin hibridar) que formará un enlace “  ” (lateral) Hibridación sp: – 2 orbitales sp iguales que forman enlaces “  ” + 2 orbitales “p” (sin hibridar) que formarán sendos enlaces “  ”

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24 Sencillos Dobles Triples CH 3 – CH 3 CH 2 = CH 2 CH  CH

25 Algunas moléculas se pueden representar por dos o más estructuras de Lewis, que difieren entre sí en la disposición de los e- que forman enlaces π. La molécula real es un híbrido de todas ellas y, cada estructura se llama forma resonante.

26 Indique que tipo de hibridación tienen los átomos de C en las siguientes moléculas orgánicas: Indique que tipo de enlaces presentan las siguientes moléculas orgánicas:

27 Como escribir la formula de un compuesto orgánico?

28 Características del Carbono Electronegatividad intermedia – Enlace covalente con metales como con no metales Posibilidad de unirse a sí mismo formando cadenas. Tetravalencia: s 2 p 2 s p x p y p z Tamaño pequeño, por lo que es posible que los átomos se aproximen lo suficiente para formar enlaces “  ”, formando enlaces dobles y triples (esto no es posible en el Si). hibridación

29 Hidrocarburos Son compuestos formados por carbono e hidrógeno.

30 Hidrocarburos alifaticos CH 3 – CH 2 – CH 3 CH 3 – CH =CH 3 CH 3 – C  CH 3 AlcanoAlqueno Alquino HIDROCARBUROS SATURADOS HIDROCARBUROS INSATURADOS

31 Alcanos C n H 2n+2 Hibridación sp3

32 ISOMEROS Pueden ser lineales o ramificados

33 SON COMPUESTOS DISTINTOS? SISTEMA IUPAC Este sistema, creado en 1892, y sus periódicas modificaciones y revisiones, permite asignar el nombre a todos los compuestos orgánicos en forma racional tomando como base una cadena hidrocarbonada definida según determinadas características y al resto de los grupos que constituyen la molécula como sustituyentes, (y sustituyentes de sustituyentes, etc.) de acuerdo a una sistematización numeral y/o alfabética definidos por un conjunto de reglas.

34 REGLAS IUPAC (resumidas) 1) El nombre de los alcanos termina en ano. 2) Se considera a los hidrocarburos de cadena ramificada como derivados de los hidrocarburos normales tomando la cadena normal más larga como la del hidrocarburo original (base). 3) A los átomos del hidrocarburo original (base) se le asignan números (localizantes), empezando por el extremo que permite atribuir el número más bajo a la primera ramificación. 4) Los nombres de las ramificaciones o cadenas laterales se unen como prefijo directamente al nombre del hidrocarburo original (base). Sus posiciones se indican por el número (localizante) del átomo al que están unidas. Si dos cadenas están sobre el mismo átomo de carbono, se repite el número. Los números preceden a los grupos y están separados de éstos por un guión. 5) Los sustituyentes idénticos se indican por los prefijos multiplicadores, di, tri, tetra, etc... Los prefijos se hacen preceder por los localizantes de cada uno de los sustituyentes idénticos. Estos se acomodan en orden ascendente de magnitud separados por comas.

35 7) Los sustituyentes o ramificaciones se colocan en orden alfabético. 8) Para dar nombre a una ramificación compleja: a) Elija la cadena más larga del grupo tomando como C1 al átomo de carbono que está unido a la cadena principal. Los números de los otros carbonos de la ramificación se colocan de acuerdo a éste. Cualquier grupo unido a la ramificación se considera ramificación de ramificación (o sea una ramificación secundaria). b) El nombre completo del complejo se encierra entre paréntesis y el número que denota su posición en la cadena principal del alcano base se coloca antes del primer paréntesis. 9) Las reglas IUPAC permiten el uso de nombres comunes de los alcanos no sustituidos tales como isobutano, isopentano, neopentano e isohexano y el de los grupos alquilo no sustituidos tales como isopropilo ( metiletilo)*; sec-butilo ( 1-metilpropilo)*; isobutilo ( 2-metilpropilo)*; ter-butilo (dimetilbutilo)*; isopentilo (3-metilbutilo); neopentilo (2,2-dimetilpropilo); ter-pentilo (1,1-dimetilpropilo) e isohexilo (4-metilpentilo).

36 Nomenclatura IUPAC: grupos alquilo. Los sustituyentes de una cadena de carbono se denominan grupos alquilo. Se nombran sustituyendo el sufijo -ano del alcano por -ilo. Las agrupaciones 'n' e 'iso' se utilizan para describir una cadena de alquilos unida a través de un átomo de carbono primario. El nombre de una cadena de alquilos unida por un átomo de carbono secundario es 'sec' y el de las cadenas unidas por medio de un átomo de carbono terciario es 'terc'.

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38 Cicloalcanos La fórmula molecular de los alcanos es C n H 2n, dos átomos de hidrógeno menos que un alcano de cadena abierta. Sus propiedades físicas se parecen a la de los alcanos. Para nombrarlos se antepone la palabra “ciclo”…

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