UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO

Presentación del tema: "UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO"— Transcripción de la presentación:

1 UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO
Departamento Académico de Ciencias QUÍMICA ORGÁNICA Mag. Miguel RAMIREZ GUZMAN

2 Contenido Reacciones Orgánicas Clasificación Mecanismo de Reacción
Tipos de Reactivos Principales Funciones Químicas Orgánicas

3 A : B A· + ·B (radicales libres)
Reacciones Orgánicas Homolítica: El enlace covalente se rompe de manera simétrica (1 electrón para cada átomo). A : B A· + ·B (radicales libres) Suele producirse en presencia de luz UV pues se necesita un aporte de energía elevado. Heterolítica: El enlace se rompe de manera asimétrica (uno de los átomos se queda con los dos electrones que compartían) A : B A:– + B+ (iones) Carbocationes: R3C Ejemplo: (CH3)2CH+ Carbanión: R3C:– Ejemplo: Cl3C:–

4 Ejemplo: Indica la ruptura heterolítica más probable del: a) bromoetano; b) 2-propanol; c) 2-cloro-2-metil-propano. CH3–CH2Br CH3–CHOH–CH3 c) (CH3)3–CCl CH3–CH2+ + Br– (CH3)2–CH+ + OH– (CH3)3–C+ + Cl–

5 Clasificación Sustitución: un grupo entra y otro sale.
CH3–Cl + H2O  CH3–OH + HCl Adición: a un doble o triple enlace CH2=CH2 + Cl2  CH2Cl–CH2Cl Eliminación: de un grupo de átomos. Se produce un doble enlace CH3–CH2OH  CH2=CH2 + H2O Redox: (cambia el E.O. del carbono). CH3OH + ½ O2  HCHO + H2O

6 Número de oxidación del carbono
El número de oxidación de un átomo de carbono varía en -1 por cada enlace que presenta con un átomo de hidrógeno. El número de oxidación de un átomo de carbono varía en +1 por cada enlace que presenta con un átomo más electronegativo que él. Los dobles y triples enlaces con un heteroátomo se cuentan dos y tres veces respectivamente. Los enlaces existentes entre átomos de carbono no se tienen en cuenta al determinar el número de oxidación de los carbonos.

7 Ejemplo de reacciones de sustitución:
Nitración (–M): + HNO3  H2O NO2 H2SO4 Halogenación (+M): + Cl2  HCl FeCl3 Cl Alquilación (Friedelf–Crafts) (+I): + ClCH3  HCl AlCl3 CH3

8 Ejemplos de reacciones de adición:
Electrófila: CH3–CH=CH2 + H2  CH3–CH2–CH3 CH3–CH=CH2 + Cl2  CH3–CHCl–CH2Cl CH3–CH=CH2 + HBr  CH3–CHBr–CH (mayor proporción) CH3–CH=CH2 + H2O (H+)  CH3–CHOH–CH (mayor proporción) Nucleófila: CN | CH3–CO–CH3 + HCN  CH3 –C–CH | OH

9 Ejemplos de reacciones de eliminación:
Deshidrohalogenación de halogenuros de alquilo. Se produce en medio básico. CH3–CH2–CHBr–CH3 + NaOH CH3–CH=CH–CH3 Deshidratación de alcoholes. Se produce en medio ácido. CH3–CH2–CHOH–CH3 + H2SO4  CH3–CH=CH–CH3

10 CH3 | CH3–CH2–C–CH3 | OH Ejemplo:
Al reaccionar 2-metil-2-butanol con ácido sulfúrico se produce una mezcla de alquenos en diferente proporción. Escribe los posibles alquenos. CH3 | CH3 | CH3–CH2–C–CH | OH CH3–CH=C–CH3 mayor proporción + H2O CH3 | CH3–CH2–C=CH2

11 Reacciones Redox más comunes.
oxidación reducción CH4 ; CH3OH ; HCHO ; HCOOH ; CO2 E.O.: – – % O: , , ,7 Oxidación de alquenos Ozonolisis. Oxidación de alcoholes. Oxidación y reducción de aldehídos y cetonas. Combustión.

12 Mecanismo de Reacción Se da en las reacciones de los compuestos orgánicos, por ejemplo, en la halogenación de alcanos (con luz U.V. o en presencia de peróxidos). Iniciación: Cl2 + luz ultravioleta  2 Cl · Propagación: CH3–CH3 + Cl ·  CH3–CH2· + HCl Terminación: CH3–CH2 · + Cl ·  CH3–CH2–Cl (2 CH3–CH2 ·  CH3–CH2–CH2–CH3)

13 Tipos de Reactivos Homolíticos: Radicales libres.
Son especies químicas que tienen átomos con electrones desapareados. Se forman en la reacciones con ruptura homolítica. Nucleófilos: Tienen uno o más pares de electrones libres (bases de Lewis). Atacan a las partes de la molécula con deficiencia de electrones. Electrófilos: Tienen orbitales externos vacíos (ácidos de Lewis) Atacan a zonas con alta densidad electrónica (dobles o triples enlaces)

14 Reactivos nucleófilos y electrófilos
H+ NO2+ NO+ BF3, AlCl3 cationes metálicos: Na+ R3C+ SO3 CH3Cl, CH3–CH2Cl halógenos: Cl2 , Br2 Nucleófilos: R–OH R–O– H2O R–NH2 R – CN R–COO– NH3 OH– halogenuros: Cl–, Br–

15 Ácidos y bases de Lewis El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, en donde se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

16 Ejercicio: Clasifica según sean nucleófilos o electrófilos los siguientes reactivos: R–NH2; I+; BH3; R–OH; R–CN; Br–; CH3–CH2–O–; CH3–COO–; Ca2+ . Nucleófilos: R–NH2; R–OH; R–CN; Br–; CH3–CH2–O– ; CH3–COO– Electrófilos: I+; BH3; Ca2+

17 Funciones Químicas Orgánicas
Concepto de grupo funcional Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos presente en una molécula orgánica que determina las propiedades químicas de dicha molécula Algunas moléculas poseen más de un grupo funcional diferente, otras tienen el mismo grupo funcional repetido varias veces El grupo funcional es el principal responsable de la reactividad química del compuesto, por eso todos los compuestos que poseen un mismo grupo funcional dan origen a las funciones químicas orgánicas y muestran las mismas propiedades.

18 HC = esqueleto hidrocarbonado
H - C - C - H H | etano H - C - C - OH etanol G.F. HC HC = esqueleto hidrocarbonado G.F. = grupo funcional

19 Principales Funciones Químicas Orgánicas
Existen tres grandes grupos de familias: Compuestos oxigenados Compuestos nitrogenados Derivados halogenados

20 Compuestos oxigenados
Familia Grupo Funcional Ejemplos Aldehídos – CHO H-CHO Metanal. Formaldehído. Formol Se usa para conservar muestras de tejidos orgánicos. CH3-CH2-CHO Propanal Benzaldehído Es el responsable del aroma de las cerezas Cetonas – CO – CH3-CO-CH3 Propanona. Acetona CH3-CO-CH2-CH3 Butanona Es el disolvente más común de los quitaesmaltes Benzaldehído Propanona Acetona Formaldehído Metanal 5-metil-4-penten-2-ona

21 Compuestos oxigenados
Familia Grupo Funcional Ejemplos Ácidos Carboxílicos – COOH H-COOH Ácido metanoico. Ácido fórmico Es el responsable de el escozor que producen las ortigas y las hormigas rojas CH3-COOH Ácido etanoico. Ácido acético Es el componente básico del vinagre. Se usa como acidificante y conservante Ésteres – COO – CH3-COO-CH2-CH2-CH2-CH3 Etanoato de butilo. Acetato de butilo CH3-COO-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 Etanoato de hexilo. Acetato de hexilo Se usan en alimentación como aromas de piña y pera respectivamente Ácido fórmico Ácido metanoico Acetato de pentilo Etanoato de pentilo Ácido 3,4-dimetilpentanoico Ácido acético Ácido etanoico Acetato de metilo Etanoato de metilo

22 Compuestos nitrogenados
Familia Grupo Funcional Ejemplos Aminas – NH2 – NH – – N – | CH3-NH2 Metilamina Es la responsable del olor del pescado fresco CH3-NH-CH2-CH3 Metiletilamina CH3-N-CH3 Trimetilamina CH3 Amidas – CO – NH2 CH3-CO-NH2 Etanamida. Acetamida Se usaba antiguamente como anestésico Nitrilos –CN H-CN Metanonitrilo. Ácido cianhídrico De este ácido derivan los cianuros. CH3- CN Etanonitrilo Metilamina Acetamida Etanonitrilo Propenonitrilo Fenilamina

23 Derivados halogenados
Fórmula general: X–R X – Grupo funcional y representa un átomo de halógeno (F, Cl, Br o I). R Radical que representa el resto de la molécula. Ejemplos: CH2 Cl – CH2 – CH2 – CH2Cl CH2I – CH2 – CH2 – CH3 1,4-diclorobutano CHF3 1-yodopropano 1,3-dibromobenceno meta-dibromobenceno trifluorometano

24 Compuestos con varios grupos funcionales
Aminoacidos Las proteínas son polímeros naturales, constituidos por largas cadenas de aminoácidos enlazados. Glicina Otros

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