Principios básicos de Química Orgánica

UNIDAD I
QUÍMICA DE LOS HIDROCARBUROS
“Principios Básicos de Química Orgánica”
Q.A. Eduardo Vega Barrios
Pte. M. en C.Q. Macaria Hernández Chávez
1.4. DIFERENCIAS ENTRE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS E
INORGÁNICOS
A principio del siglo XX, el número de compuestos inorgánicos y orgánicos era del
mismo orden, unos cien mil. El número de compuestos que contienen carbono es muchas
veces mayor que el número de los que no lo contienen. Ya que los átomos de carbono
pueden unirse entre sí formando cadenas de miles de átomos, anillos de diferentes tamaños y
estas cadenas y anillos pueden estar ramificados, además de que pueden unirse otros
átomos. Estos compuestos orgánicos se han dividido en familias que, en general, no tienen
equivalentes entre los inorgánicos. Actualmente se conocen muchos más compuestos
orgánicos que inorgánicos. En los primeros son pocos los elementos que intervienen en su
formación por ejemplo: C, H, O, N, S, P, los halógenos y algunos metales pero estos
compuestos se contabilizan por millones anualmente; y en los segundos todos los elementos
de la tabla periódica. El número de compuestos inorgánicos también aumenta, pero a un ritmo
mucho menor. Pero, ¿Cuál es la razón principal de que existan tantos compuestos
orgánicos?, ¿qué tiene el carbono en especial, que se dedica toda una rama de la química a
estudiar sus compuestos?. Veamos algunas de las características del carbono y de sus
compuestos.
Teoría Estructural
Entre 1858 y 1861, Friedrich August Kekulé, Archibald Scott Couper y Alexander
Mijailovich Butlerov, trabajando en forma independiente, sentaron las bases de la teoría
estructural. La teoría estructural es un conjunto de ideas de cómo se unen los átomos para
formar moléculas. Esta teoría está integrada por dos ideas centrales:
1. Los átomos de los elementos en los compuestos orgánicos pueden formar un número fijo
de enlaces (la medida de esta capacidad se llama valencia). Así tenemos que:
C
O
LOS ÁT OMOS DE
CA R BO NO S ON
TE TR AV A LE NTES
LO S Á TOMO S D E
ÓX I GENO SO N
DI V AL EN TE S
H
Cl
LOS ÁT OMOS DE
H I DR ÓG EN O Y CLO RO
S ON MON OV ALE N TE S
2. Un átomo de carbono puede usar una o más de sus valencias para formar enlaces con
otros átomos de carbono:
C
C
C
EN LACE
SEN CILL O
C
ENLACE
DO BLE
C
C
EN LACE
TR IPL E
La importancia de la teoría estructural la podemos apreciar si tomamos como ejemplo a dos
compuestos que tienen la misma fórmula molecular C2H6O, pero propiedades totalmente
diferentes. Esta fórmula molecular no presenta base alguna para apreciar la diferencia entre
las propiedades de uno y otro compuesto, pero la teoría estructural proporciona una solución
por medio de las fórmulas estructurales de los dos compuestos, ya que sus fórmulas
estructurales son diferentes:
PROPIEDADES
Punto de ebullición ºC
Punto de fusión ºC
Reacción con el sodio
Compuesto
Compuesto
A
B
C2H6O
C2H6O
78.5
-24.9
-117.3
-138
Si reacciona
No reacciona
Fig. 1 Modelos de esferas del alcohol etílico y del éter dimetílico. Las esferas en color blanco
representan los átomos de hidrógeno, las esferas en color gris representan a los átomos de
carbono y las esferas en color rojo representan al átomo de oxígeno. Pon especial atención en
que la fórmula estructural coincide con la representación del modelo de esferas.
Al observar sus fórmulas estructurales, podemos inferir que las diferencias entre ambos
compuestos, se halla en la forma en cómo están unidos sus átomos en cada una de las
moléculas.
Otra de las diferencias entre los compuestos orgánicos e inorgánicos, es el tipo de
enlace que forman. Los compuestos orgánicos están unidos por enlaces covalentes, mientras
que los compuestos inorgánicos están unidos por enlaces iónicos.
La siguiente tabla muestra las diferencias en las propiedades entre los compuestos
orgánicos e inorgánicos.
Propiedades
Enlaces entre átomos
Interacciones moleculares
Estado físico
Inflamabilidad
Solubilidad en agua
Conductividad en solución
acuosa
Compuestos
Orgánicos
Compuestos
Inorgánicos
Covalente
Generalmente iónicos
Generalmente débiles
Fuertes
Gases, líquidos o sólidos de bajo punto de
fusión
Sólidos de alto punto de fusión
Inflamables
Generalmente no inflamables
Generalmente baja
Generalmente alta
No conductores
Conductores
1.5. FÓRMULAS MOLECULARES, DESARROLLADAS Y
SEMIDESARROLLADAS
Las moléculas son entidades tridimensionales, y su estructura es uno de los principales
factores que determinan sus propiedades físicas y la forma en que las moléculas interactúan
entre sí. Ya que las moléculas son muy pequeñas para ser vistas, los químicos han
desarrollado formas para representarlas dependiendo de la información que se requiera.
TIPO DE FÓRMULA
INFORMACIÓN
EJEMPLO
Condensada
Nos indica los elementos presentes, así
como la relación entre ellos.
C3H8O
Semidesarrollada
Nos indica a todos los átomos presentes
en la molécula y nos indica las uniones
entre los mismos para enfatizar las
principales características estructurales
de la molécula.
Nos indica todos los átomos en la
molécula y todos los enlaces presentes
entre sí.
OH
Desarrollada
H3C
CH
CH3
H
H
H
O
H
C
C
C
H
H
H
H
En moléculas que contienen un gran número de átomos o estructuras muy complejas,
el representar cada unión y cada átomo consume tiempo y espacio; por lo que se recomienda
la notación semidesarrollada. Ejemplo:
H
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
o
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3
H
Sin embargo no todos los hidrocarburos son grandes cadenas lineales, muchos son
anillos y debido a que la representación estructural de la molécula en dos dimensiones se
observa desordenada y no muestra claramente el anillo, se recomienda también utilizar la
formula semidesarrollada. Ejemplo C6H12, comprueba que el número de átomos de hidrógeno
son iguales en cada representación contando el número de átomos de hidrógeno en ambas
estructuras:
H
H
H
H
H
H
C
C
C
H
C
H
H2
C
H
C
H
C
CH3
H
C
H
H2C
H 2C
CH2
H
Existe también otra forma más sencilla de representar las estructuras, esta forma de
representación se le conoce como “estructuras de esqueleto” y sus reglas para trazarlas son
simples:
1. Por lo general no se ilustran los átomos de carbono. En vez de ello, se supone
que hay un átomo de carbono en la intersección de dos enlaces (rayas) y al final
de cada enlace (raya).
2. No aparecen los átomos de hidrógeno enlazados con los carbonos. Puesto que
el carbono tiene valencia de 4, se agregan mentalmente la cantidad correcta de
átomos de hidrógeno a cada carbono.
3. Se incluye todo átomo que no sea carbono ni hidrógeno.
En las siguientes estructuras de esqueleto, indica dónde se localizan los átomos de carbono,
hidrógeno y oxígeno de cada una. Esto para comprobar que coincide la fórmula condensada
con la estructura de esqueleto.
Tipos de cadena:
Una de las características que tienen los átomos de carbono, es su capacidad de
combinarse entre sí formando largas cadenas. Se conocen miles de estas cadenas, las cuales
adquieren diferentes arreglos tridimensionales en el espacio y, dependiendo de éstos,
presentarán diferentes propiedades físicas y químicas.
Las cadenas de carbono son la secuencia de átomos de carbono, unidos entre sí, que
forman el esqueleto o cadena principal de la molécula orgánica. Hay diferentes tipos de
cadena, según sea su forma: abierta o acíclica, cerrada o cíclica, lineal o ramificada, saturada
o insaturada.
Abierta o acíclica. Los átomos de carbono extremos (primero y último) no están unidos
entre sí. No forman anillos o ciclos. Las cadenas abiertas a su vez se clasifican en
lineales, ramificadas o arborescentes, saturadas o insaturadas.
CADENAS ABIERTAS
LINEAL Son cadenas lineales aquéllas donde los
átomos de carbono se unen en forma continua.
En ella los átomos de carbono pueden
escribirse en línea recta, retorcida o quebrada
para ahorrar espacio. No llevan ningún tipo de
sustitución.
RAMIFICADA Se forman cuando un carbón o grupo de
átomos de carbono se unen a un carbono no
terminal de la cadena principal.
SATURADA Cadena carbonada que únicamente contiene
enlaces sencillos.
INSATURADA Cadena carbonada que contiene enlaces
dobles o triples.
Cerrada o cíclica. Cadena en la que se unen los carbonos de los extremos. A partir de
una cadena lineal el carbono primero y el último se unen. Ejemplos:
Clasificación de los átomos de carbono:
A los carbonos que forman la estructura de las moléculas (cadenas) se les llama:

Carbonos primarios, a los que están unidos a un sólo átomo de carbono (no importa
que el enlace sea simple o no).

Carbonos
secundarios,
terciarios
o
cuaternarios,
a
los
que
respectivamente a dos, tres o cuatro átomos de carbono diferentes.
están
unidos
La clasificación de los átomos de carbono se representa a continuación. Cada átomo de
carbono de la clasificación está representado en color rojo:
PRIMARIO
SECUNDARIO
TERCIARIO
CUATERNARIO
1.6. ISOMERÍA Y CLASES DE ISOMERÍA
La isomería es un fenómeno común en la química del carbono y una de las razones
que hacen aumentar el número de compuestos orgánicos en la naturaleza. Se denominan
isómeros a los compuestos que poseen la misma fórmula molecular, pero que poseen
diferentes propiedades físicas y químicas debido a que sus átomos están ordenados de
distinto modo en la molécula.
Según la diferente disposición espacial de los átomos de carbono en las moléculas,
podemos tener varios tipos de isomería y se clasifican en dos grupos:
Isómeros constitucionales
Estereoisómeros.
En este curso analizaremos a los isómeros constitucionales:
Isómeros constitucionales. Los isómeros constitucionales difieren en la forma de unión de sus
átomos y se clasifican en isómeros de cadena, posición y función.
Isómeros de cadena
Resultan cuando se presentan diferencias en las ramificaciones y/o estructura de la
cadena hidrocarbonada. Un ejemplo es el pentano C5H12:
Estos compuestos son isómeros de cadena con diferente estructura y distintas propiedades.
Isómeros de posición
Resultan cuando el grupo funcional o sustituyente, presente en la molécula, va variando
de posición en la cadena del compuesto. Un ejemplo es el cloro pentano C5H11Cl que puede
presentar los siguientes isómeros de posición:
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
Cl
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
H
H
H
Cl
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
H
H
Cl
H
H
H
Isómeros de función
Resultan cuando tienen un grupo funcional diferente, y por lo tanto pertenecen a una
familia de compuestos distinta. Por ejemplo el compuesto de fórmula molecular C3H8O puede
presentar los isómeros de función (función alcohol ó función cetona):
O
HO
H2 H2
C C CH3
ALCOHOL PRO PÍ LICO
H3C
C
CH 3
PRO PANONA
1.7. HIBRIDACIÓN
Configuración electrónica del átomo de carbono.
El átomo de carbono se localiza en el grupo 14 de la tabla periódica, tiene un número
atómico de Z=6, por lo que alrededor del núcleo presenta 6 electrones distribuidos en los
diferentes niveles de energía. Por lo que su configuración electrónica en estado basal es:
1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0
↑↓ ↑↓ ↑
↑
De acuerdo con esta distribución el átomo de carbono tiene dos electrones desapareados, en
su nivel de valencia, por lo que los compuestos formados con otros átomos serían divalentes;
es decir, tendría valencia de dos. Esto sugiere que el compuesto más simple formado por el
carbono y el hidrógeno seria el CH2. Sin embargo desde 1858, August Kekule y
ArchibaldCouper propusieron de manera individual que el carbono tiene cuatro “unidades de
afinidad” en los compuestos orgánicos, y forma cuatro enlaces cuando se une a otros
elementos para formar compuestos estables. Por lo que el compuesto más sencillo y estable
del carbono con el hidrógeno es el metano CH4. De tal forma que el carbono alcanza el octeto
de electrones, en vez de solo seis electrones como en el CH2.
Para explicar esto en 1931 Linus Pauling, demostró matemáticamente como se pueden
combinar o hibridar, un orbital s y tres orbitales p para formar cuatro orbitales atómicos
equivalentes. Estos orbitales híbridos, forman enlaces más fuertes que los orbitales s o p no
hibridados.
La hibridación consiste en una mezcla de orbitales puros en un estado excitado para
formar orbitales híbridos equivalentes con orientaciones determinadas en el espacio.
Hibridación sp3 (Tetraédrica)
El primer paso en la hibridación, es la promoción o traslado de un electrón con energía
y comportamiento del orbital 2s al orbital 2p.
La promoción del electrón implica un nivel energético mayor lo que conlleva un reacomodo
energético para conseguir un estado energético estable que se da en la formación de orbitales
puros, y formando cuatro orbitales híbridos sp3.
1 orbital s + 3 orbitales p = 4 orbitales sp3 (4 enlaces σ sigma)
Como no sobra ningún orbital p no hay enlaces π (no hay dobles enlaces, sólo enlaces
sencillos σ)
C = 1s2 2s2 2p2
Estado basal
1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0
↑↓
↑↓
↑
Estado excitado
2s1 2px1 2py1 2pz1
↑
↑
↑
↑
↑
sp3
↑
Estado híbrido
sp3 sp3 sp3
↑
↑
↑
Hibridación
Promoción
Estos orbítales son idénticos entre sí, pero diferentes de los originales, ya que tienen
características energéticas de los orbítales “s” y “p” combinadas. Con este tipo de hibridación
se forman cuatro enlaces sencillos. Los orbitales híbridos tendrán la misma forma y la misma
energía, por ello se dice, que son equivalentes. Presentan un arreglo geométrico tetraédrico y
sus ángulos de enlace de 109.5º.
Hibridación sp2 (Triangular plana)
En la hibridación sp2se hibridan los orbitales 2s, y dos de los orbitales 2p, resultando
tres orbitales idénticos sp2 y un electrón en un orbital puro 2p.
El carbono hibridado sp2es característico del doble enlace y da lugar a la serie de los
alquenos.
El enlace π (pi) es más débil que el enlace σ lo cual explica la mayor reactividad de los
alquenos, debido al grado de insaturación que presentan los dobles enlaces, el doble enlace
impide la libre rotación libre de la molécula.
1 orbital s + 2 orbitales p = 3 orbitales sp2 (3 enlaces σ sigma + 1 enlace π pi)
Como sobra 1 orbital p sin hibridar tendremos 1 enlace π disponible para formar doble enlace
C = 1s2 2s2 2p2
1s
Estado basal
2s2 2px1 2py1 2pz0
↑↓
↑↓
2
↑
Estado excitado
2s
2px1 2py1 2pz1
↑
1
↑
↑
↑
↑
Estado híbrido
sp
sp2 sp2
p
2
↑
↑
↑
↑
Hibridación
Promoción
Estos orbítales son idénticos entre sí, pero diferentes de los originales, ya que tienen
características energéticas de los orbítales “s” y “p” combinadas. Con este tipo de hibridación
se forman tres enlaces sencillos. Los orbitales híbridos tendrán la misma forma y la misma
energía, por ello se dice, que son equivalentes. Presentan un arreglo geométrico trigonal
plana y sus ángulos de enlace de 120º.
Hibridación sp (Lineal)
En la hibridación sp se hibridan los orbitales 2s, y uno de los orbitales 2p, resultando
dos orbitales idénticos sp y dos orbitales puros 2p.
El carbono hibridado sp es característico del triple enlace y da lugar a la serie de los alquinos.
El enlace π (pi) es más débil que el enlace σ lo cual explica la mayor reactividad de los
alquinos, debido a un mayor grado de insaturación que presentan los triples enlaces, el triple
enlace impide la libre rotación libre de la molécula y esta es lineal.
1 orbital s + 1 orbital p = 2 orbitales sp (2 enlaces σ sigma+ 2 enlace π)
Como sobran 2 orbitales p sin hibridar tendremos 2 enlaces π (para dobles y triples enlaces)
C = 1s2 2s2 2p2
1s
Estado basal
2s2 2px1 2py1 2pz0
↑↓
↑↓
2
↑
Estado excitado
2s
2px1 2py1 2pz1
Estado híbrido
sp
sp
p
p
1
↑
↑
↑
↑
↑
↑
↑
↑
Hibridación
Promoción
Estos orbítales presentan unarreglo geométrico linear y sus ángulos de enlace de 180º.
Pz
z
x
sp
Py
180º
y
y
Pz
Vista 3D
x
sp
↑
1.8. PRINCIPALES COMPUESTOS Y GRUPOS
Para estudiar los compuestos orgánicos los clasificamos de acuerdo con la presencia
en su estructura de otros elementos de la tabla periódica. La participación de tales elementos
da origen a una función química que le confiere propiedades comunes a los compuestos que
la presentan en su estructura:
COMPUESTOS DEL
CARBONO
COMPUESTOS ORGÁNICOS
CON HETEROÁTOMOS
HIDROCARBUROS
ACICLÍCOS (DE CADENA
ABIERTA)
SATURADOS
ALCANOS
INSATURADOS
CICLÍCOS (DE CADENA
CERRADA)
SATURADOS
INSATURADOS O
AROMÁTICOS
DERIVADOS
HALOGENADOS
COMPUESTOS
CON OXÍGENO
HALOGENUROS
DE ALQUIL
ALCOHOLES
COMPUESTOS
CON
NITRÓGENO
AMINAS
ALQUENOS
FENOLES
AMIDAS
ALQUINOS
ÉTERES
NITRILOS
ALDEHÍDOS
CETONAS
ÁCIDOS
CARBOXÍLICOS
ÉSTERES
De acuerdo con el cuadro anterior tenemos cuatro clases: 1) Hidrocarburos, 2)
Compuestos halogenados, 3) Compuestos con oxígeno y 4) Compuestos con nitrógeno. Estas
clases se dividen a su vez en diferentes grupos llamados “grupos funcionales”.
Los Grupos funcionales son estructuras submoleculares, caracterizadas por una
conectividad y composición específica elemental, que confiere reactividad a la molécula que
los contiene y presentan propiedades químicas similares.
Algunos ejemplos de estos grupos funcionales se pueden apreciar en el cuadro, y solo
los mencionaremos ya que se revisarán en las unidades posteriores.
1.9. RUPTURA HOMOLÍTICA Y HETEROLÍTICA
Los compuestos orgánicos presentan enlaces covalentes, Todas las reacciones
químicas implican ruptura y formación de enlaces. Existen dos formas en que se puede
romper un enlace covalente
a) Ruptura homolítica
b) Ruptura heterolítica
Recordemos que el enlace covalente simple, se forma por la compartición de dos electrones,
donde cada átomo aporta un electrón.
Ruptura homolítica.
En ésta ruptura cada uno de los fragmentos conserva un electrón de enlace:
Este proceso de ruptura permite formar dos partículas muy activas y neutras (sin carga
eléctrica) a los cuales se les denomina radicales libres.
Un radical libre es un átomo o grupo atómico que contiene un número impar de electrones de
valencia o un electrón sin aparear en uno de sus orbitales. Son activos y rápidamente se unen
a otros radicales formando nuevos compuestos. Tales procesos implican la ruptura simétrica
y formación constante de enlaces, se denominan reacciones por radicales.
Las rupturas homolíticas, generalmente se efectúan en fase gaseosa o en presencia de
solventes no polares. Normalmente son catalizadas por la acción de la luz, el calor o por la
adición de otros radicales libres.
Ruptura Heterolítica.
En una ruptura heterolítica, uno de los dos fragmentos conserva los dos electrones del
enlace, en tanto que el otro quedo desprovisto de ellos, formándose así dos iones, uno con
carga negativa (anión)y el otro con carga positiva(catión), respectivamente.
Las rupturas heterolíticas se efectúan en condiciones polares.
Referencias.
WIKIPEDIA. (15 de Junio de 2010). Recuperado el 10 de Febrero de 2010, de WIKIPEDIA:
http://en.wikipedia.org/wiki/Organic_chemistry
Jr., L. W. (2004). Química Orgánica.Pearson-Prentice Hall.
McMURRY, J. (2001). Química Orgánica. International Thomson.
SALOMONS, T. G. (1996). Fundamentals of Organic Chemistry. Wiley.