Modulo I química organica

QUIMICA ORGANICA.MODULO I

I.- GENERALIDADES DE LA QUÍMICA ORGÁNICA. Química Orgánica.

La Química Orgánica se ocupa del estudio de las propiedades y transformaciones de los compuestos que contienen el elemento carbono. El elevado número y complejidad de estos compuestos se debe a las características de enlazamiento del carbono, que puede formar enlaces hasta con cuatro átomos más. El carbono puede formar enlaces estables con muchos átomos distintos de la tabla periódica, además puede formar diferentes tipos de enlaces: Simples, dobles o triples.

La Química Orgánica, junto con la Bioquímica, es la ciencia básica que permite explicar los procesos químicos que tienen lugar en los organismos vivos. De hecho, el nombre Química Orgánica proviene de la antigua creencia de que ciertas sustancias sólo podían ser producidas por organismos vivos. Compuestos Orgánicos. Definición.

Los compuestos orgánicos, son sustancias químicas que contienen carbono, formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno. En muchos casos contienen oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo, boro, halógenos y otros elementos. Estos compuestos se denominan moléculas orgánicas. No son moléculas orgánicas los compuestos que contienen carburos, los carbonatos y los óxidos de carbono. La principal característica de estas sustancias es que arden y pueden ser quemadas (son compuestos combustibles). La mayoría de los compuestos orgánicos se producen de forma artificial, aunque solo un conjunto todavía se extrae de forma natural.

II.- ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.

En el estudio de la Química Orgánica, el modelo atómico ―cambia ó difiere‖ por decirlo de alguna manera del modelo anteriormente visto en Química General; sin embargo, su estructura se conserva como veremos a continuación. Los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. Los protones están cargados positivamente y se encuentran, junto con los neutrones (sin carga) en el núcleo. Los electrones contienen una carga negativa de la misma magnitud que la carga positiva de los protones y se encuentran en el espacio que rodea al núcleo (Figura 5). Cada elemento se caracteriza por el número de protones que tiene en el núcleo (número atómico; Z), el cual tiene gran importancia para la Química, ya que este número constituye la clave de clasificación de los elementos y de sus propiedades reflejadas en la tabla periódica. El número de neutrones normalmente es parecido al número de protones, pero este número de neutrones pueden variar.

Química Orgánica - Ing. Khilvelys Pozo23/03/2014

III. - ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO. Orbitales Atómicos.

Las propiedades químicas de un elemento se determinan por el número de protones de su núcleo y el correspondiente número de electrones que hay alrededor del núcleo. Los electrones forman enlaces y determinan la estructura de las moléculas resultantes. Debido a que los electrones son muy pequeños y están en movimiento, se comportan como ondas. Los electrones que se encuentran moviéndose alrededor del núcleo se encuentran en Orbitales. En el contexto de la mecánica cuántica, la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos.

Principio de incertidumbre de heinsenberg

Uno de los aspectos más importantes de la mecánica cuántica es que no es posible determinar simultáneamente, de un modo preciso, la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Esta limitación se conoce como principio de incertidumbre de Heinsenberg. Este principio es una consecuencia de la dualidad onda – partícula de la radiación y de la materia, este principio solo es significativo para dimensiones tan pequeñas como las que presentas las partículas elementales de la materia

Los orbitales atómicos se agrupan en ―capas‖ o niveles diferentes a distintas distancias del núcleo. Cada capa se identifica por un número cuántico principal n, este número cuántico indica la distancia entre el núcleo y el electrón, medida en niveles energéticos; los valores de este número, que corresponde al número del nivel energético varían entre 1 e infinito. Siendo n = 1, para la capa de menor energía (la que está más próxima al núcleo). Al aumentar n, las capas están más alejadas del núcleo, tienen una energía más alta y pueden contener más electrones. La mayoría de los elementos más comunes de los compuestos orgánicos se encuentran en las dos primeras filas (períodos) de la tabla periódica, lo que indica que sus electrones se encuentran en las dos primeras capas de electrones. La primera capa (n = 1) puede alojar dos electrones y la segunda capa (n = 2) puede alojar ocho. Tipos de Orbitales Atómicos. La primera capa de electrones contiene solamente el orbital s. Todos los orbitales s tienen simetría esférica, lo cual quiere decir que no son direccionales. La segunda capa de electrones consta de orbitales 2s y 2p. El orbital 2s, posee simetría esférica igual que el 1s, pero su densidad electrónica no es una simple función exponencial. Elorbital 2s, tiene una densidad electrónica más pequeña en las proximidades del núcleo, ya que la mayor parte de la densidad electrónica está más


alejada, más allá de una zona de densidad electrónica nula llamada Nodo. Como la densidad electrónica del orbital 2s cerca del núcleo es menor que en el caso del orbital 1s, el orbital 2s tiene energía más alta (Figura 6). Además del orbital 2s, la segunda capa también contiene tres orbitales atómicos 2p, orientados cada uno de ellos en las tres direcciones del espacio. Estos tres orbitales reciben el nombre de 2px, 2py, 2pz, según su orientación a lo largo de los ejes X, Y ó Z.

Los orbitales 2p tienen una energía ligeramente superior a la de los orbitales 2s, debidoa que la localización media de los electrones en los orbitales 2p se sitúa a una distancia más alejada del núcleo. Cada orbital p consta de dos lóbulos, uno a cada lado del núcleo, con un plano nodal en el núcleo (Figura 9). El plano nodal es una región (plana) del espacio que incluye el núcleo y tiene una densidad electrónica nula. Los tres orbitales 2p únicamente difieren en sus orientaciones espaciales, por lo que tienen la misma energía. Los orbitales que tienen la misma cantidad de energía reciben el nombre de orbitales degenerados.

NÚMEROS CUÁNTICOS: Relación con los niveles y sub niveles Los electrones se localizan en niveles de energía alrededor del núcleo y sus energías están cuantificadas. Cada nivel principal comprende uno o más subniveles y cada uno de estos a su vez comprende uno o más orbitales.

Los orbitales se definen como regiones tridimensionales alrededor del núcleo, define la distribución de la densidad electrónica en el espacio, se agrupan en capas o niveles, cada capa se identifica por un numero principal n.

Los números cuánticos son: valores numéricos que indican las características de los electrones de los átomos.

1. Número cuántico Principal - Se designa con la letra n- Representa el tamaño de la nube electrónica y el nivel energético - Toma valores enteros positivos que van desde n= 1 a n=7- A cada número 1, 2, 3,4,….7 se le asignan las letras K, L, M, N….Q.

2. Número cuántico Secundario - Se designa con la letra l- Puede tener valores enteros que van desde n= o a n= n-1- Determina la forma de la nube electrónica u orbital y junto con el número

cuántico n representa los sub niveles3. Número cuántico Magnético - Se designa con la letra m- Puede tener valores enteros que van desde - l a l- Indica la orientación de la nube electrónica en el espacio


subnivel m orbitales

0 s o 1s

1 p -1, o , +1 3p

2 d -2, -1, 0 , +1, +2 5d

3 f -3, -2, -1, 0 , +1, +2, +3

7f

4. Número cuántico de Spin - Se designa con la letra s- No está relacionado con los valores de: n, l y m de un electrón y puede tener

solamente dos valores -1/2 y 1/2- Determina la orientación del giro del electrón sobre su eje. Y la orientación del

campo magnético que este produce.

Niveles de energía: Considerando el número cuántico principal, los niveles de energía nos permitirán ubicar a los orbitales así como establecer cuantos electrónicos máximos permite cada uno de ellos.Se representan con letras mayúsculas y son 7.K= 2e,L= 8e,M= 18e,N=32E,O=32e,P=18e,Q=8e

Representación de los orbitales o sub niveles de energía.

Orbital s

El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. Admite un máximo de 2e.

Orbital p

El orbital "p" representa la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre la distancia del núcleo y el orbital. Admite un máximo de 4e.

Orbital d

Los orbitales d tienen unas formas más diversas, admite un máximo de 10e.


http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAcleo_at%C3%B3mico

http://es.wikipedia.org/wiki/Esfera

Orbital fLos orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d, Admiten 14e.

IV.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS.

Explica cómo establecer la configuración electrónica de un átomo en su estado fundamental (el de mayor estabilidad). Se comienza con el orbital de energía más baja y se va llenando ordenadamente de menor a mayor energía hasta que se han colocados todos los electrones. (Figura 1)

Es la disposición específica de electrones en los orbitales de un átomo. Explica cómo establecer la configuración electrónica en su estado fundamental. Se comienza con el orbital de energía más baja y se va llenando ordenadamente de menor a mayor energía. Ver

Figura 1. Mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía

Los Electrones de Valencia

son los electrones que se encuentran en la capa más externa. El carbono tiene cuatro electrones de valencia, el nitrógeno cinco, y el oxigeno seis. El helio tiene dos electrones de valencia y el neón tiene ocho, lo que corresponde, respectivamente, a la primera capa de valencia y a la segunda capa de valencias llenas. En general (para los elementos representativos), la columna o número de grupo de la tabla periódica corresponde al número de electrones de valencia (Figura 11). El hidrogeno y el litio tienen un electrón de valencia y los dos se encuentran en la primera columna (grupo IA) de la tabla periódica. El carbono tiene cuatro electrones de valencia y está en el grupo IVA de la tabla.


PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

Dice que dos electrones pueden ocupar el mismo orbital, los electrones se repelen uno a otro, y el apareamiento requiere energía adicional. Esta tendencia es el más importante de los factores que determinan las formas y propiedades de las moléculas.

REGLA DE HUND

Afirma que cuando hay dos o más orbitales de la misma energía, los electrones preferentemente se alojan en orbitales diferentes antes de aparearse en un mismo orbital. El primer electrón 2p (caso del boro) se coloca en un orbital 2p, el segundo (caso del carbono) en un orbital diferente y el tercero (caso del nitrógeno) se coloca en el ultimo orbital 2p. El cuarto, quinto y sexto electrón 2p se aparearan respectivamente, con los tres primeros electrones.

Ejemplos de la Configuración Electrónica:

1.- Para los siguientes elementos obtenga su configuración electrónica:

a.- Nitrógeno (Z = 7). c.- Carbono (Z = 6).

Solución:

a.- Nitrógeno (Z = 7).

1S2 2S22P3

1S2 2S22Px1 2Py1 2Pz1

↑↓ ↑↓ ↓ ↓ ↓ 3 e- Desapareados; 2 pares de e- apareados.

b.- Oxigeno (Z = 8).

1S22S22P4

1S2 2S2 2Px12Py12Pz1

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓ 2 e- Desapareados; 3 pares de e- apareados.


V.- COMBINACIÓN LINEAL DE ORBITALES ATÓMICOS.

Los orbitales atómicos se pueden combinar y superponer para formar ondas permanentes más complejas. Se pueden sumar y restar sus funciones de onda para obtener las funciones de onda de nuevos orbitales. Este proceso se conoce como combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA). El número de orbitales nuevos generados siempre es igual al número de orbitales iniciales.

1. Cuando los orbitales de átomos diferentes interaccionan, dan lugar a orbitales Moleculares (OM), lo que conduce al enlace (o anti enlace). 2. Cuando interaccionan orbitales en el mismo átomo, éstos forman orbitales Atómicos híbridos que definen la geometría de los enlaces.

1.- Orbitales moleculares: Sigma (σ) y Pi (π).

Según la visión orbital del enlace, los átomos se acercan el uno al otro de tal modo que sus orbitales atómicos pueden solaparse para formar un enlace. Por ejemplo, si se combinan dos átomos de hidrógeno para formar una molécula de hidrógeno, sus dos orbitales esféricos 1s se combinan para formar un nuevo orbital que abarca ambos átomos. Este orbital contiene los dos electrones de valencia (uno de cada hidrógeno). Al igual que los orbitales atómicos, cada orbital molecular puede contener como máximo dos electrones. En la molécula de hidrógeno estos electrones se encuentran, principalmente, en el espacio que hay entre los dos núcleos. El orbital de la molécula de hidrógeno es cilíndricamente simétrico a lo largo del eje internuclear H—H. Dichos orbitales reciben el nombre de orbitales sigma (s), y el enlace se nombra como enlace sigma. Los enlaces sigma también se pueden formar por el solapamiento de un orbital s y un orbital p o de dos orbitales p.

Figura 2. Enlaces sigma

Un Orbital Pi (enlace π) se forma por el solapamiento entre dos orbitales p orientados Perpendicularmente a la línea que conecta los dos núcleos. Estos orbitales paralelos se solapan de lado, con la mayoría de la densidad electrónica centrada por encima y por


debajo de la línea que conecta los núcleos. Este solapamiento es paralelo, no lineal (como en el enlace sigma), por lo que un orbital molecular Pi no posee simetría cilíndrica.

Figura 3. Enlace Sigma y Pi

2.- Hibridación de Orbitales Atómicos.

Para explicar las formas más comunes de las moléculas orgánicas, se supone que los orbitales s y p se combinan para formar orbitales atómicos híbridos, que separan los pares de electrones en el espacio y conducen a una mayor densidad electrónica en la región enlazantes entre los núcleos. Hibridación sp. Se define como la combinación de un orbital s y un p, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal; con un enlace sigma a la izquierda y otro a la derecha del átomo. 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.(Figura 4)

Fig. 4. La hibridación de un orbital s con un orbital p da un conjunto de dos orbitales híbridos sp.

Hibridación sp².


Estos orbitales híbridos se llaman sp2, debido a que se consideran generados por la mezcla de un orbital s y dos orbitales p. Se encuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigidos hacia los vértices de un triangulo equilátero de modo que el ángulo entre dos orbitales cualesquiera es de 120º. Nuevamente, observamos la geometría que permite la separación máxima posible de los orbitales: en este caso, es una disposición trigonal de tres vértices (Figura 5).

Figura 5. La hibridación de un orbital s con dos orbitales p da un conjunto de tres orbitales híbridos sp2

Hibridación sp3

Muchos compuestos orgánicos contienen átomos de carbono que están enlazados a cuatro átomos. Esta hibridación ocurre por la mezcla de un orbital s y tres orbitales p, originándose cuatro orbitales híbridos sp3, que se separan en el espacio en un ángulo de 109,5º dirigidos hacia los vértices de un tetraedro (Figura 6).

Figura 6. La hibridación de un orbital s con tres orbitales p da un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp3

Ejemplos de Hibridación Molecular.


1.- Obtenga la Hibridación del Metano (CH4).

Solución:

Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la molécula de Metano.

Para el Carbono:

Z = 6

1S22S12P3

1S2 2S1 2Px1 2Py1 2Pz1

↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓

S 3P Un Orbital S más 3 orbitales P, resultan una Hibridación tipo SP3

Para el Hidrógeno:

Z = 1

1S1 S. Para este elemento, se tiene solamente un orbital S.

Segundo paso: se elabora la ecuación o fórmula para dibujar la molécula. Para ello se toma cada configuración electrónica de cada elemento y se sustituye en la del Carbono donde hay un electrón desapareado el SP3. Luego se coloca un 4 a la configuración electrónica del Hidrógeno (en este caso) debido a los cuatro átomos de este elemento en la molécula de Metano.

1S2 2S1 2Px1 2Py1 2Pz1 + 1S1

Sustituyendo: 1S2

2(SP3)12(SP3)12(SP3)12(SP3)1+ 4S1

Como se observa, se tienen cuatro uniones del tipo SP3 con cuatro S1

Dibujando la molécula de Metano:


Los enlaces que se tienen en esta molécula son cuatro, de tipo sigma (σ). Uno en cada unión SP3- S.

2.- Obtenga la Hibridación del Etileno (CH2 = CH2).

Solución:

Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la molécula del Etileno.

Para el Carbono:Z = 6 1S2 2S1 2P3 1S2 2S12Px1 2Py12Pz1 ↑↓ ↓ ↓ ↓

S 2P

Un Orbital S más 2 orbitales P, resultan una Hibridación tipo SP2

Para el Hidrógeno:

Z = 1

1S1 S. Para este elemento, se tiene solamente un orbital S.

Segundo paso: se elabora la ecuación o fórmula para dibujar la molécula. Para ello se toma cada configuración electrónica de cada elemento y se sustituye en la del Carbono donde hay un electrón desapareado el SP2

. Luego se coloca un 2 a la configuración electrónica del Hidrógeno (en este caso) debido a los dos átomos de este elemento en la molécula de Etileno.

1S22S12Px12Py12Pz + 1S1


Sustituyendo: 1S2 2(SP)12(SP2)12(SP2)12Pz + 2S1

Como se observa, se tienen tres uniones del tipo SP2 con dos S1

Dibujando la molécula se tiene:

Los enlaces en esta molécula son: dos de tipo pi (π), uno en cada unión Pz- Pz. Y cinco enlaces tipo sigma (σ): cuatro en cada unión SP2- S y uno, en la SP2 – SP2

3.- Obtenga la Hibridación del Etino (CH Ξ CH).

Solución:

Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la molécula del Etino.

Para el Carbono:

Z = 6

1S2 2S1 2P3 de donde, 1S2 2S1 2Px1 2Py1 2Pz1

↑↓ ↓ ↓

Un Orbital S más 1 orbital P, resultan una Hibridación tipo SP.

Segundo paso: se construye la ecuación o fórmula para dibujar la molécula. Para ello se

toma cada configuración electrónica de cada elemento y se sustituye en la del Carbono donde hay un electrón desapareado el SP. Luego se coloca un 2 a la configuración electrónica del


Hidrógeno (en este caso) debido a los dos átomos de este elemento en la molécula de Etino.

1S2 2S12Px1 2Py12Pz + 1S1

Sustituyendo: 1S2 2(SP)1 2(SP)1 2Py12Pz1+ 2S1

Como se observa, se tienen dos uniones del tipo SP con dos S1

Dibujando la molécula se tiene:

En molécula de Etino, observamos cuatro enlaces tipo pi (π), uno en cada unión Py- Py y Pz - Pz. Tres enlaces tipo sigma (σ): dos en cada unión SP- S y uno, en la SP – SP

VI. ENLACE QUIMICO

es la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones de unos átomos a otros, para tratar de adquirir la configuración estable correspondiente a los gases nobles. Ocurre cuando se van a enlazar elementos electropositivos con elementos electronegativos.

Un enlace se forma, según Gilbert Newton Lewis, por cesión, aceptación o compartición de electrones, entre varios átomos para que una vez unidos, todos ellos posean ocho electrones en su nivel más externo. Si los electrones son transferidos de un átomo a otro se está frente a un enlace iónico y en el caso de la compartición, frente a un enlace covalente (ocurre cuando se van a enlazar elementos electronegativos con elementos electronegativos)

Regla del Octeto es una capa llena con ocho electrones de valencia para los elementos de la segunda fila de la tabla periódica.

Tipos de Enlaces Químicos:

1. - Enlace Iónico.


Un núcleo cargado positivamente está rodeado de electrones ordenados en capas o niveles energéticos concéntricos. Hay un máximo de electrones que se pueden acomodar en cada capa; dos en la primera, ocho en la segunda, ocho o dieciocho en la tercera, y así sucesivamente. La estabilidad máxima se alcanza cuando se completa la capa externa, como en los gases nobles. Tanto los enlaces iónicos como los covalentes surgen de la tendencia de los átomos a alcanzar esta configuración electrónica estable. El enlace iónico resulta de la transferencia de electrones.

CARACTERISTICAS:

Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos Son solubles en agua en mayor o menor proporción. Su punto de fusión y ebullición son relativamente altos. Al fundirse en solución acuosa conducen corriente eléctrica.

2.- Enlace Covalente.

Los elementos que no son, ni fuertemente electronegativos, ni fuertemente electropositivos, o presentan electronegatividades similares, tienden a formar enlaces compartiendo pares de electrones en lugar de transferirlos completamente. El enlace covalente resulta de compartir electrones, como, por ejemplo, en la formación de la molécula de Hidrógeno. Cada átomo de hidrógeno tiene un solo electrón: al compartir un par de electrones ambos hidrógenos pueden completar sus capas de dos. Dos átomos de flúor, cada uno con siete electrones en la capa de valencia, pueden completar sus octetos si comparten un par de electrones. De forma similar, podemos visualizar la formación de HF; H2O. También aquí la fuerza de unión es la atracción electrostática esta vez entre cada electrón y ambos núcleos:

CARASTERISTICAS:

1. Se forma por compartición de pares de electrones.2. Se realiza entre dos o más elementos electronegativos, es decir, situados a

la derecha de la tabla periódica.3. Estos elementos situados en posiciones cercanas e incluso pueden ser

iguales.4. Si el par compartido pertenece al mismo elemento se llama enlace covalente

no polar.5. Si los átomos unidos no son iguales, el enlace suele ser polar.6. Según el numero de pares compartidos sea uno, dos o tres el enlace suele

ser simple, doble o triple.

Enlace covalente sencillo: se presenta cuando dos átomos comparten entre sí un par de electrones.


Enlace covalente doble: se presenta cuando dos átomos comparten entre sí dos pares de electrones.

Enlace covalente triple: se presenta cuando dos átomos comparten entre sí tres pares de electrones.

Enlace covalente coordinadoEs el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados.En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor.

Enlace Covalente Polar:

En este caso, los átomos unidos adquieren una carga parcial negativa y una carga parcial positiva. La molécula de cloruro de hidrógeno constituye un ejemplo de enlace covalente polar. Los átomos de cloro son más electronegativos que los átomos de hidrógeno, pero aún así, el enlace que forman es más covalente que iónico. Sin embargo, el par de electrones compartido está más atraído por el cloro, lo cual lo hace ligeramente negativo, que por el hidrógeno. Esta polarización del enlace se indica por una flecha cuya cabeza es negativa y cuyo final está marcado por un signo positivo. Las cargas parciales, representadas por ∂ + o ∂ - (se lee ―delta más‖ o ―delta menos‖), pueden representarse:

Estructura de Lewis

Para representar los átomos que formaran los enlaces, se utilizan los símbolos de Lewis. Un símbolo de Lewis, está formado por el símbolo químico que representa al elemento, alrededor del cual se colocan puntos u otra marca que representan los electrones de valencia y si es necesario la carga iónica.

Los cuatro primeros puntos los representa aislados y a partir del quinto se van apareando los electrones, los electrones apareados se pueden representar como segmentos. Los segmentos que representan los electrones que no intervienen en enlace se dibujan adosados al símbolo, mientras que los que no intervienen se dibujan uniendo los símbolos de los elementos enlazados.



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