Química Orgánica
Dr. Cristian Tirapegui
Átomos, electrones y orbitales
Enlace iónicos y covalente
Fórmulas de Lewis y regla del octeto
Enlaces covalentes polares, electronegatividad y momento dipolar
Carga formal
Fórmulas estructurales de compuestos orgánicos
Contenidos
Resonancia, flechas y curvas
Geometrías moleculares
Momentos dipolares moleculares
Reacciones químicas
Ácidos y bases de Brønsted – Lowry
Cómo la estructura afecta la fuerza del ácido
Equilibrio ácido-base
Ácidos y bases de Lewis
Átomos, electrones
y orbitales
Enlace Iónico
La fuerza entre las partículas cargadas se llama electrostática o coulómbica, y constituye un enlace iónico cuando
son atractivas.
Enlace covalente,
estructuras de Lewis y
Regla del octeto
(1 kcal/mol = 4.184 kJ/mol).
El enlace covalente, o unión por par de electrones compartidos, fue sugerido por primera vez por
G. N. Lewis de la Universidad de California en 1916.
Lewis propuso que un intercambio de dos electrones por dos átomos de hidrógeno permite que cada
uno tenga un electrón estable de configuración análoga al helio.
La cantidad de energía necesaria para disociar una molécula de hidrógeno a dos átomos de hidrógeno se
conoce es su entalpía de disociación. Para H2 es bastante grande, +435 kJ/mol (+104 kcal/mol).
El principal contribuyente a la fuerza del enlace covalente en H2 es el aumento de la fuerza coulombica
ejercida sobre sus dos electrones. Cada electrón en H2 "siente" la fuerza atractiva de dos núcleos, en
lugar de uno como lo haría en un átomo de hidrógeno aislado.
Los seis electrones de valencia de cada flúor que no están involucrados en la unión generan tres pares no
compartidos o tres pares de electrones no enlazantes.
Fórmulas estructurales como las que se muestran para H2 y F2, donde los electrones se representan como
puntos, se denominan fórmulas o estructuras de Lewis. Por lo general, es más conveniente representar
enlaces compartidos de pares de electrones como líneas y a veces omitir pares de electrones
Regla de octeto: en la formación de compuestos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una
configuración de electrones estable caracterizada por ocho electrones de valencia.
Enlaces covalentes polares, la
electronegatividad y dipolos
de enlace
En enlaces covalentes los electrones no son necesariamente
compartidos por igual por los dos átomos que conectan. Si un
átomo tiene una mayor tendencia a atraer electrones hacia sí
mismo que el otro, la distribución de electrones se polariza, y
el enlace se describe como covalente polar. La tendencia de un
átomo a atraer los electrones en un enlace covalente hacia sí
mismo define su electronegatividad.
La escala de electronegatividad más utilizada fue ideada por
Linus Pauling. Estos valores de electronegatividad de Pauling se
muestran según la tabla periódica.
La electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha a través de una fila de la tabla
periódica.
De los elementos de segunda fila, el más
electronegativo es el flúor, el menos
electronegativo es Litio.
La electronegatividad disminuye a través de
una columna. De los halógenos, el flúor es el
más electronegativo, luego cloro, luego
bromo, luego yodo. De hecho, el flúor es el
más electronegativo de todos los elementos;
el oxígeno es el segundo.
En general, cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad entre dos elementos, el
más polar el enlace entre ellos.
La tabla siguiente compara la polaridad de
varios tipos de enlaces según sus
momentos dipolares de enlace.
Existe un dipolo siempre que las cargas
opuestas se separan entre sí, y un
momento dipolar “” es el producto de la
cantidad de la carga “e” multiplicada por
la distancia “d” entre los centros de carga.
=exd
Debido a que la carga en un electrón es de 4,80 x 10-10 unidades electrostáticas (esu) y las
distancias dentro de una molécula normalmente caen en el rango de 10 -8 cm, los momento
dipolar molecular están en el orden de 10 -18 cm*esu.
Para simplificar la notificación de los momentos del dipolo, este valor de 10 -18 esu*cm se define
como un debye, D. Por lo tanto, el momento dipolo experimentalmente determinado del fluoruro
de hidrógeno, de 1,7 x 10 -18 esu*cm, se indica como 1,7 D.
Carga formal
Las fórmulas de Lewis con frecuencia contienen átomos que tienen una carga positiva o negativa. Si la
molécula en su conjunto es neutra, la suma de sus cargas positivas debe ser igual a la suma de sus cargas
negativas. Un ejemplo es el nitrometano CH3NO2.
Como está escrito, la fórmula Lewis para nitrometano muestra uno de los oxígenos doblemente unidos al
nitrógeno mientras que el otro está unido por separado. La regla del octeto se cumple para el nitrógeno, el
carbono y ambos oxígenos. El carbono, los tres hidrógenos y el oxígeno doblemente unido no se cargan, pero
el nitrógeno lleva una carga de +1 y el oxígeno unido por separado una carga de -1. Estas cargas se denominan
cargas formales y son necesarios para que la fórmula Lewis de nitrometano esté completa.
Las cargas formales corresponden a la diferencia entre el número de electrones de valencia en el átomo libre
neutro y el número de electrones de valencia en el átomo enlazado.
¡¡IMPORTANTE!!
El recuento de electrones de cada átomo es igual a la mitad del
número de electrones que comparte en enlaces covalentes
más el número de electrones en pares no compartidos.
Fórmulas
estructurales de
compuestos
orgánicos
Las fórmulas estructurales muestran qué átomos están unidos a cuales. Hay dos fórmulas estructurales,
estructuras de Lewis y fórmulas estructurales condensadas. Además, hay varias formas de dibujar fórmulas
estructurales condensadas.
Otro tipo de abreviatura utilizada para estructuras orgánicas es la fórmula línea-ángulo, a veces
llamada estructura tipo esqueleto o de varilla. Estas se utilizan a menudo
para compuestos cíclicos y acá los enlaces son
representados por líneas y los átomos de carbono están omitidos pero presentes en cualquier
unión de dos líneas rectas.
En ellas se muestran átomos de nitrógeno, oxígeno y halógeno, pero los átomos de hidrógeno no
suelen dibujarse a menos que estén unidos a un átomo que se si esté dibujado.
Se supone que cada átomo de carbono tiene suficientes átomos de hidrógeno para darle un total
de cuatro enlaces. Los electrones no enlazantes rara vez se muestran.
Estructural o
constitucional
son isómeros que difieren en la
secuencia de unión; es decir, sus
átomos están conectados de manera
diferente.
ISOMERIA
son isómeros que difieren sólo en cómo sus
átomos están orientados en el espacio
Espacial
Resonancia
Esta fórmula de Lewis, sin embargo, es incompatible con la
estructura experimentalmente determinada. Sobre la base de
la fórmula Lewis, esperaríamos que el ozono tenga dos
longitudes de enlace diferentes, una de ellas similar a la
distancia de unión única O-O de 147 pm en peróxido de
hidrógeno (HO-OH) y la otra similar a la distancia de doble
enlace de 121 pm en O2. De hecho, ambas distancias de enlace
son las mismas (128 pm) algo más cortas que un solo bono,
algo más larga que un doble bono. La estructura del ozono
requiere que el oxígeno central debe estar unido de manera
idéntica a ambos oxígenos terminales.
Se dice que la verdadera estructura es un híbrido de
resonancia de las diversas fórmulas de Lewis, llamadas
estructuras contribuyentes o canónicas
Geometrías moleculares y
teoría de repulsión de pares
electrónicos de valencia
(VSEPR)
Momentos dipolares
moleculares
Flechas curvas y reacciones
químicas
Hay dos tipos de flechas curvas:
Una flecha doble con doble gancho muestra el
movimiento de un par de electrones, ya sea un par
unido o un par solitario.
Una flecha de un solo gancho, muestra el
movimiento de un electrón
Ejemplos
Ejemplos
Aquí la cola de la flecha curva comienza en el
centro del par de electrones no compartidos de
:B y la cabeza apunta a la ubicación del nuevo
enlace.
Los electrones siempre fluyen desde sitios de
mayor densidad de electrones a menor.
El par de electrones no compartidos de :B- se
convierte en el par compartido en el enlace A B
Ácidos y bases
Acido de Brønsted y Lowry
Efecto de la resonancia sobre la acidez
Equilibrio acido-base
Acido de Lewis
0
