Química General Avanzada. Química Orgánica. Curso 2003/2004
TEMA 1: Introducción a la Química Orgánica.
Definición de Química Orgánica:
Originariamente: La química de los compuestos derivados de los organismos vivos (que tenían una fuerza vital VITALISMO).
Modernamente: La química de los compuestos de carbono. Fin del vitalismo:
NH4 OCN
cianato amónico(inorgánico)
calentamientoH2N C NH2
O
urea(orgánico)
Friedrich Wöhler1828
Carbono tetravalente: C: 1s22s22p2 La donación o captación de electrones para alcanzar la configuración de gas noble es energéticamente muy desfavorable: C – 4 e- C4+ (He); C + 4 e- C4- (Ne). Pero puede compartir electrones, para formar 4 enlaces covalentes: (Estructuras de Lewis)
Las propiedades de los electrones en los átomos pueden explicarse si se consideran como ondas (de Broglie, 1923). Orbital atómico:
zona de máxima probabilidad de densidad electrónica descrito por una función de onda ψ (descripción matemática de la forma de la onda) ψ2 (amplitud de la función de onda) en un punto representa la densidad electrónica en ese punto
Orbitales moleculares: se obtienen como Combinación Lineal de Orbitales Atómicos de distintos átomos, que pueden dar lugar a interacciones enlazantes o antienlazantes.
En un enlace covalente la C.L.O.A. da lugar a un O.M. enlazante en el que se concentra una gran densidad electrónica entre los núcleos Se produce una disminución de la energía total.
Distancia de enlace: aquella en la que se consigue un mínimo de energía.
Enlace σ (sigma):
• tiene simetría cilíndrica • puede ser s-s (figura), s-p, o p-p
Enlace π (pi):
• Solapamiento lateral de orbitales p
• La mayor densidad electrónica está sobre y debajo de la línea que conecta los núcleos
C
C + 4 H C
H
H
HH
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Enlaces múltiples: doble (σ + π); triple (σ + 2 π).
(La rotación en torno a un doble enlace está restringida)
Forma de las moléculas:
No se puede explicar a partir de la direccionalidad de los O.A. s y p. Se explica con la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de Valencia. Los orbitales híbridos son menos estables en un átomo aislado, pero son más direccionales, por
lo que dan lugar a enlaces más fuertes (aumenta la densidad electrónica en la zona de enlace) = moléculas más estables.
Los orbitales híbridos se obtienen por C.L.O.A. del mismo átomo.
Hibridación sp: molécula lineal H Be H
180 º
Hibridación sp2: molécula trigonal plana120 º
HB
H
H
Hibridación sp3: molécula tetraédrica 109.5 ºC
H
H
HH
Isomería.
Isómeros: moléculas que tienen la misma fórmula, pero una disposición de los átomos diferente. Isómeros constitucionales (o estructurales): difieren en la secuencia de los enlaces. Estereoisómeros (o i. espaciales). Difieren sólo en la disposición en el espacio de los átomos.
Clasificación de los compuestos orgánicos:
Hidrocarburos:
Alcanos y cicloalcanos: sólo enlaces sencillos, carbonos sp3. Alquenos y cicloalquenos: al menos un doble enlace (carbonos sp2). Alquinos: al menos un triple enlace (carbonos sp). Aromáticos: contienen benceno u otro anillo aromático.
Compuestos que contienen oxígeno:
Alcoholes: R-OH Éteres: R-O-R’ Aldehídos: R-CHO Cetonas: R-CO-R’ Ácidos carboxílicos: R-COOH Cloruros de ácido: R-COCl Ésteres: R-COOR’ Amidas: RCONH2, RCONHR, RCONR2
Compuestos que contienen nitrógeno:
Aminas: RNH2, RNHR’, R3N Nitrilos: R-CN
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Acidez y basicidad en las moléculas orgánicas.
Arrhenius: ácido: se disocia en agua dando H3O+ base: se disocia en agua dando OH-
Kw= [H3O+]·[OH-] = 10-14
Disolución neutra: [H3O+] = [OH-] = 10-7 pH = 7
Disolución ácida: [H3O+] > 10-7 pH < 7
Disolución básica: [H3O+] < 10-7 pH > 7
Brønsted-Lowry: ácido: cede H+ base: acepta H+ (es la definición de ácido-base más usada en Química Orgánica)
Ácidos y bases conjugadas:
Fuerza de un ácido:
HA + H2O H3O+ + A-
ácido baseKa =
[H3O+]·[A-]
[HA] pKa grande ácidos muy débiles bases conjugadas muy fuertes (Ka·Kb = Kw = 10-14)
La reacción ácido-base procede espontáneamente del ácido (o base) más fuerte al más débil:
CH3 CO
OH + CH3 NH2 CH3 CO
O + CH3 NH3
pKa 4.74 pKb 3.36 pKb 9.26 pKa 10.64 Ácido fuerte: da lugar a un anión (base conjugada) estable. Factores que afectan a la estabilidad del anión:
Electronegatividad: los elementos más electronegativos estabilizan mejor las cargas negativas.
Tamaño: los elementos grandes estabilizan mejor las cargas.
Resonancia: la deslocalización por resonancia estabiliza los aniones.
CH3 CO
OHCH3CH2 OH CH3 SO
OH
pKa 4.74pKa 15.9 pKa -1.2
O< <
Lewis: ácido: acepta un par de electrones para formar un enlace ELECTRÓFILO (enlace con ≠ H) base: tiene electrones no enlazantes, que puede donar para formar un enlace NUCLEÓFILO
H2O + NH3 OH- + NH4+
ácido base baseconjugada
ácidoconjugado
