Química Orgánica: Resumen Integrador Final - Unidad 1

Resumen Integrador Final QUÍMICA ORGÁNICA
UNIDAD 1
1.1)
INTRODUCCIÓN REPASO
El término orgánico significa literalmente “derivado de los organismos
vivos”. En un principio, la ciencia de la química orgánica se encargaba del estudio de
los compuestos extraídos de organismos vivos y de sus productos naturales.
Compuestos como el azúcar, urea, almidón, ceras y aceites vegetales se
consideraban “orgánicos”, y la gente aceptaba el Vitalismo, la creencia de que los
productos naturales necesitaban una “fuerza vital” para producirlos. La química
orgánica estudiaba entonces a los compuestos que tenían una fuerza vital, mientras
que la química inorgánica estudiaba los gases, las piedras, los minerales y los
compuestos que podían generarse a partir de ellos.
En el siglo XIX, ciertos experimentos mostraron que los compuestos
orgánicos podían sintetizarse a partir de compuestos inorgánicos. En 1828, el
químico alemán Friedrich Wöhler transformó al cianato de amonio, formado a partir
de amoniaco y ácido ciánico, en urea simplemente al calentarlo en ausencia de
oxígeno.
Las propiedades químicas de un elemento se determinan mediante el
número de protones en el núcleo y el correspondiente número de electrones
alrededor de éste. Los electrones que están alrededor del núcleo se encuentran en
orbitales. El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que nunca podemos
determinar exactamente en dónde se encuentra el electrón; sin embargo, podemos
determinar la densidad electrónica, la probabilidad de encontrar al electrón en una
parte específica del orbital. Entonces, un orbital es un estado de energía permitido
para un electrón, con una función de probabilidad asociada que define la
distribución de la densidad electrónica en el espacio.
El principio de exclusión de Pauli nos dice que
cada orbital puede albergar un máximo de dos
electrones, dado que sus espines están apareados.
La primera capa (un orbital 1s) puede alojar dos
electrones. La segunda capa (un orbital 2s y tres
orbitales 2p) puede albergar ocho electrones, y la tercera capa (un orbital 3s, tres
orbitales 3p y cinco orbitales 3d) puede alojar 18 electrones.
1
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Existen dos formas en las que los átomos pueden interactuar para lograr las
configuraciones de los gases nobles (Regla del Octeto). Algunas veces los átomos
logran la configuración de un gas noble mediante la transferencia de electrones de
un átomo a otro. Por ejemplo:
El enlace covalente, en el cual los electrones se comparten en lugar de
transferirse, es el tipo más común de enlace en los compuestos orgánicos. Por
ejemplo:
En un enlace, el carbono contribuye con cuatro electrones de valencia y cada
hidrógeno con uno, lo que da un total de ocho electrones. Los ocho electrones que
rodean al carbono representan un octeto, y cada átomo de hidrógeno comparte dos
de los electrones.
Los electrones no enlazados son electrones de la capa de valencia que no se
comparten entre dos átomos. Un par de electrones no enlazados con frecuencia se
conoce como par solitario de electrones. Los átomos de oxígeno, nitrógeno y
halógenos (F, Cl, Br, I) generalmente tienen electrones no enlazados en sus
compuestos estables.
Algunas estructuras de ciertos compuestos no se representan
adecuadamente con una sola estructura de Lewis. Cuando son factibles dos o más
estructuras de enlace de valencia, que sólo difieren en la ubicación de los
electrones, la molécula en general presenta características de ambas estructuras.
2
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Las distintas estructuras se conocen como estructuras de resonancia, ya que no son
compuestos diferentes, sino que son diferentes formas de dibujar al mismo
compuesto.
Dispersar la carga positiva sobre los dos átomos hace que el ion sea más
estable que lo que sería si toda la carga estuviera localizada únicamente sobre el
carbono o sólo sobre el nitrógeno. A esto le llamamos catión estabilizado por
resonancia. La resonancia resulta más importante cuando permite que una carga se
deslocalice sobre dos o más átomos, como en el ejemplo anterior.
Los desplazamientos electrónicos permitidos al escribir estructuras
resonantes son tres:
1) Par de e- no compartidos se convierten en enlace π
2) Enlace π se convierte en par de e- no compartidos
3) Enlace π se convierte en enlace π
En las moléculas orgánicas se producen efectos electrónicos, de los cuales
los principales son:
3
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→ Efecto Inductivo: es el desplazamiento de carga producido a lo largo de la
cadena carbonada por la presencia de un átomo electronegativo o un grupo
con carga formal
El átomo de cloro es más electronegativo que el de carbono, por
tanto, tira de los electrones de enlace (enlace sigma) hacia él. El
fenómeno se repite a lo largo de la cadena carbonada.
Características principales del efecto inductivo:
-
-
Es permanente, no cambia con el tiempo. la separación de cargas es siempre
la misma
Decrece rápidamente al aumentar la distancia al origen del desplazamiento
electrónico (en la práctica se puede despreciar su efecto a partir del segundo
átomo de la cadena)
Se produce a lo largo de enlaces sigma
No supone deslocalización de electrones sino simplemente acercamiento de
estos a uno de los átomos
→ Efecto Resonante: es el movimiento de
electrones a lo largo de una especie química
que contiene pares de electrones no
compartidos y/o enlaces múltiples.
→ Hiperconjugación: es la interacción estabilizante que se produce entre los
electrones de un enlace σ (habitualmente C-H o C-C) con un orbital p o un
orbital π adyacente vacío o semilleno para dar un orbital molecular
extendido que aumenta la estabilidad del sistema.
Por ejemplo, un carbocatión se puede
estabilizar por hiperconjugación.
Como el orbital p vacío que porta la
carga positiva está en el mismo plano
que uno de los enlaces σ del grupo
CH3 adyacente, se puede producir una interacción entre ambos.
1.2)



IMPORTANCIA DEL CARBONO
Por su posición en la tabla periódica no es tan electronegativo ni tan
electropositivo, lo que lo hace formar enlaces covalentes.
Tiene 4 e- de valencia, por lo que puede formar 4 enlaces (simples, dobles y
triples / polares y apolares).
No puede oxidarse fácilmente, ya que es un átomo pequeño.
4
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

1.3)






1.4)
Puede hibridar, por lo que va a formar distintos tipos de geometría.
Capacidad de concatenarse (formar largas cadenas y ciclos).
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Presentan enlaces covalentes donde se acumula gran cantidad de energía.
Las reacciones pueden durar minutos hasta años.
Se oxidan fácilmente, liberando energía en forma de calor, dando como
producto H2O y/o CO2
Presentan puntos de ebullición y fusión bajos, ya que generalmente las
fuerzas intermoleculares que presentan son débiles.
Generalmente son solubles en compuestos orgánicos (hexano, benceno,
etc.). En el caso de que el soluto y el solvente tengan FI similares (ambas FI
fuertes/débiles), serán miscibles entre ellos.
Pueden ser débilmente ácidos, neutros o débilmente básicos, dependiendo
los grupos funcionales que tenga el compuesto.
HIBRIDACIONES DEL CARBONO
El carbono se encuentra ubicado en el grupo IV A, tiene un número atómico
6 y número de masa 12; en su núcleo tiene 6 protones y 6 neutrones y está rodeado
por 6 electrones, distribuidos en dos niveles: dos en 1s, dos en 2s y dos en 2p. Los
orbitales del nivel 2 adquieren una conformación llamada hibridación, donde se
acomodan los 4 electrones del segundo nivel en un orbital híbrido llamado sp1.
La hibridación consiste en una mezcla de orbitales puros en un estado
excitado para formar orbitales híbridos equivalentes con orientaciones
determinadas en el espacio.
1
Orbital s: esférico / Orbital p: bilobular
5
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TIPOS DE HIBRIDACIONES
Sp3
Sp2
Sp
unión de 1 orbital s + 3
orbitales p (px, py y pz)
Unión de 1 orbital s + 2
orbitales p (px y py)
unión de 1 orbital s + 1
orbital p (px)
4 orbitales híbridos sp3
3 orbitales híbridos sp2 y
1 orbital p puro
2 orbitales híbridos sp y 2
orbitales p puros
2
Enlace simple
Enlace doble
Enlace triple
Geometría Tetraédrica
(ángulos de 109,5°)
Geometría Trigonal plana
(ángulos de 120°)
Geometría Lineal
(ángulos de 180°)
25% de carácter S y 75% de
carácter P
33% de carácter S y 66%
de carácter P
50% de carácter S y 50%
de carácter P
3
4
Estado basal del C
1 orbital P puro por arriba y abajo del plano.
4
2 orbitales P puros; 1 por arriba y abajo del plano y 1 por adelante y atrás del plano.
2
3
6
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5
1.5)
ENLACES
Los orbitales desapareados se van a aparear a otros electrones (de otros
átomos) para dar lugar a nuevos enlaces. Estos se forman por el solapamiento de
orbitales atómicos, generando una gran disminución de energía (mayor estabilidad).
En los compuestos etano,
eteno y etino, podemos
observar cómo se van
acortando los enlaces debido
a que los orbitales atómicos
que los generaron tienen distintas características. Los sp3 son más largos porque
tienen mayor carácter p. A medidas que vamos disminuyendo el carácter p, los
orbitales atómicos se van acortando y pareciéndose más a los s, esféricos.
Cuando dos orbitales (de cualquier tipo) se encuentran de manera frontal,
generan un enlace sigma (Ϭ). En cambio, dos orbitales p puros que se encuentran
paralelos generan un orbital molecular pi (π) que se une por arriba y por debajo del
plano.
Enlaces en moléculas sp3, sp2 y sp respectivamente:
5
Anillos de benceno tienen hibridación SP2
7
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Los enlaces sigma (Ϭ) tienen libre rotación, en cambio, los pi (π) rigidizan la
unión. Por lo tanto, los enlaces Ϭ son más estables.
En cada reacción química, se rompen enlaces6 entre algunos átomos y se
forman otros. La diferencia de energía que se entrega para romper enlaces y la que
se libera cuando se forman enlaces es lo que se denomina entalpía de enlace.
Mientras más fuerte sea un enlace, mayor energía se deberá entregar para
romperlo.
1.6)
FUERZAS INTERMOLECULARES
Debemos tener en cuenta cuáles son las fuerzas intermoleculares (entre las
moléculas) para saber si el punto de ebullición o fusión será mayor o menor que
otro compuesto o si se podrá disolver en un disolvente o en otro.
Para determinar las fuerzas intermoleculares de un compuesto debemos
atender a su estructura y polaridad. Muchas veces, la estructura anula la polaridad
del compuesto y esto hará que sus fuerzas intermoleculares disminuyan en
intensidad.
Tipos de F.I. FUERTES:
→ Iónica: ocurren a nivel de catión-anión,
entre distintas moléculas cargadas (con
cargas netas), y que por lo mismo tenderán
a formar una unión electrostática entre los
extremos de cargas opuestas debido a la
atracción entre ellas.
→ Ión-Dipolo: Es la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra
que posee un momento dipolar permanente. Las moléculas polares son
dipolos (tienen un extremo positivo y un
extremo negativo). Los iones positivos son
atraídos al extremo negativo de un dipolo, en
tanto que los iones negativos son atraídos al
extremo positivo, estas tienen enlaces entre
sí.
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Ruptura homolítica: H―H → H• •H
Ruptura heterolítica: H ― H → H:⊝ ㊉H
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→ Puente de Hidrógeno: Un átomo de hidrógeno puede participar en un enlace
por puente de hidrógeno si está enlazado al oxígeno, nitrógeno o flúor.
Tipos de F.I. DÉBILES:
→ Dipolo-Dipolo permantente: La mayoría de las
moléculas tienen momentos dipolares
permanentes como resultado de sus enlaces
polares. Cada momento dipolar molecular tiene
un extremo positivo y uno negativo.
→ Fuerzas de Van Der Waals (Dip-Dip Inducido): corresponden a
las interacciones entre moléculas con enlaces covalentes
apolares, debido a fenómenos de
polarización temporal.
1.7)
ACIDEZ Y BASICIDAD
-
Compuesto ácido:
cede H+
-
Compuesto básico:
comparte e- / toma
H+
Cuando una base acepta un protón, se vuelve un ácido capaz de devolver dicho
protón. Cuando un ácido dona su protón, se vuelve una base capaz de aceptar
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nuevamente ese protón. Uno de los principios más importantes de la definición de
Brønsted-Lowry es este concepto de ácidos y bases conjugados.
-
Entre más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.
Entre más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada.
Las reacciones ácido-base favorecen al ácido más débil y a la base más débil.
¿Cómo podemos ver una estructura y predecir si un compuesto será un ácido fuerte,
uno débil o que no será ácido en absoluto?
PRÍNCIPIO GENERAL: Cuanto
más estable sea el ión
formado por el ácido al
desprenderse del protón,
mayor será su fuerza como
ácido
La estabilidad de la base conjugada da una buena idea de la acidez7. Los
aniones más estables tienden a ser bases más débiles, y sus ácidos conjugados
tienden a ser ácidos más fuertes.
Para que sea un ácido (HA), un compuesto
debe tener un átomo de hidrógeno que pueda
perder en forma de protón. Un ácido fuerte debe
tener una base conjugada estable (A:―) después de
perder el protón.
Algunos de los factores que afectan la estabilidad de las bases conjugadas son:
a) Electronegatividad: Cuanto más electronegativo sea el átomo que porta la
carga negativa, más estable será el ión formado, ya que el elemento más
electronegativo soporta una carga negativa con mayor facilidad, lo que
genera una base conjugada más estable y un ácido más fuerte.
b) Tamaño: La carga negativa de un anión es más estable si se dispersa sobre
una región más grande.
c) Estabilización por resonancia: La carga negativa de una base conjugada
puede deslocalizarse sobre dos o más átomos por medio de la resonancia.
Dependiendo de qué tan electronegativos son dichos átomos y cuántos
comparten la carga, la deslocalización por resonancia es con frecuencia el
efecto dominante que ayuda a estabilizar un anión.
7
↑Ka = ↓pKa
↓ Ka = ↑pKa
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Cuantas más (y más estables) formas resonantes tenga el ion negativo formado
por el ácido, más estabilidad tendrá. En consecuencia más ácida será la especie
química considerada.
A mayor cantidad de nubes π → mayor resonancia → mayor acidez
(al protón se le dificultará y no logrará encontrar la carga negativa en resonancia)
Cuando la reacción ácido-base involucra la formación de un enlace con algún
otro elemento (en especial el carbono), en química orgánica significa que el
donador de electrones es un nucleófilo (base de Lewis) y que el aceptor de
electrones es un electrófilo (ácido de Lewis).
﹥electronegatividad = ﹥acidez
﹤electronegatividad = ﹥basicidad
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UNIDAD 2
2.1)
ESPECTROSCOPÍA
La espectroscopia es el estudio de la interacción entre la radiación
electromagnética y la materia, con absorción o emisión de energía radiante.
El mecanismo por el cual la materia emite radiación electromagnética es el
dominio de la espectroscopia. La radiación electromagnética se atribuye a las
diferencias de energía en las transiciones de los electrones de unos niveles atómicos a
otros. Estudia en qué frecuencia o longitud de onda una sustancia puede absorber o
emitir energía en forma de un
cuanto de luz.
Energía:
 Inversamente proporcional a la λ (>λ = <E)
𝐸=
2.2)
ℎ.𝑐
λ
 Directamente proporcional a la 𝑣 (>𝑣 = >E)
→
𝐸 = ℎ. 𝑣 8
ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Las ondas electromagnéticas son la combinación de ondas en campos
eléctricos y magnéticos producidas por cargas en movimiento. Es decir, lo que
ondula en las ondas electromagnéticas son los campos eléctricos y magnéticos.
La creación de las ondas electromagnéticas se inicia con una partícula
cargada. Esta partícula crea un campo eléctrico que ejerce una fuerza sobre otras
partículas. Al acelerarse la partícula, oscila en su
campo eléctrico, lo que produce un campo
magnético. Una vez en movimiento, los campos
eléctricos y magnéticos creados por la partícula
cargada se auto perpetúan, esto significa, que un
campo eléctrico que oscila en función del tiempo
producirá un campo magnético y viceversa.
8
h = Constante de Planck
c = Velocidad de la luz
λ = Longitud de onda
𝑣 = Frecuencia
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2.3)
TRANSICIONES ELECTRÓNICAS
¿Por qué no existen átomos aislados y casi todos los elementos conocidos se
encuentran formando moléculas?
Cuando dos átomos se unen su nivel de energía disminuye, porque las
reacciones de formación de enlace son exotérmicas, y todo, en la naturaleza, tiende
a su estado de menor energía.
Cada orbital molecular formado tiene su nivel de
antienlace, donde la energía es mayor. Un electrón
puede ser promovido, si se lo irradia con la suficiente
energía, al nivel de antienlace o excitado. De ese nivel,
vuelve inmediatamente al nivel basal, liberando la
energía absorbida.
Como podemos observar en el diagrama, las
transiciones de menor energía son las n → π* y π → π*.
Las otras transiciones posibles requieren mucha más
energía.



2.4)
Se rompen los enlaces y se vuelven a unir
Ocurre sucesivamente → ondas electromagnéticas
No es una reacción química; es un efecto físico
ABSORCIÓN DE LUZ (ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO)
Se basa en la distribución de las ondas electromagnéticas que una sustancia
puede absorver o emitir. Las sustancias absorben en la zona del visible o UV según
presenten o no electrones π y/o n, porque esa energía es la que requieren para
efectuar esas transiciones electrónicas.
Espectro visible:
colores
Energía liberada
luego de las
transiciones
electrónicas
400 nm – 750 nm
e― π / n
↓
UV:
π*
< 400 nm
→ Cromósforos: moléculas con dobles o triples enlaces (insaturadas) que
absorben en luz visible o UV (dependiendo la λ) por sí solos.
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→ Auxocromos: Se encuentran al lado de un cromósforo y poseen electrones
libres (n) que los aportan para extender el sistema conjugado y así la
molécula poder absorber a una mayor longitud de onda (o radiación de
menor energía).
Ejemplo: FENOLFTALEÍNA (en su forma no disociada la vemos transparente porque
absorbe en el UV. Sin embargo, en su forma disociada, suma dos auxocromos
diferentes que hacen que absorba en el visible y podamos de esta manera verla de
color)
Auxocromos
Al perder la fenolftaleína los protones de los
grupos oxidrilo, aparecen nuevos electrones
libres que hacen que entre los niveles de
Cromóforos
enlace y antienlace – excitado - se reduzca la
energía, y así con radiación de menor energía
se producirá la transición electrónica, es decir, un corrimiento hacia el rojo.
Al extenderse la resonancia disminuye el salto energético entre los niveles π
y π*, lo que hace disminuir también la energía entre los electrones libres, si hubiera,
y el nivel π*.
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UNIDAD 3
3.1)
ISOMERÍA
La existencia de moléculas que poseen la misma fórmula molecular pero
distintas propiedades se conocen como isomería. Los compuestos que presentan
esta característica reciben el nombre de isómeros.
1) Isomería conformacional: La libre rotación en torno a un enlace simple da
lugar a que las moléculas puedan adoptar un número infinito de
distribuciones espaciales interconvertibles recíprocamente sin ruptura de
enlaces, debido a que entre los carbonos, se encuentra un enlace sencillo o
sigma (σ).
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2) Isomería configuracional:
a. ESTRUCTURALES: tienen igual fórmula molecular, pero distinta
fórmula estructural.
I.
De cadena
9
II.
De función
III.
De posición
b. ESTEREOISÓMEROS: tienen igual fórmula molecular e igual fórmula
estructural (es decir, cada uno de los átomos unidos a los mismos
otros átomos) pero tienen distinta ubicación en el espacio.
I.
Geométricos: se produce porque los sustituyentes pueden
unirse con orientaciones espaciales diferentes a una
9
El butano y el pentano tendrán mayor punto de ebullición ya que cuentan con una
mayor superficie de contacto.
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estructura molecular rígida, habitualmente un enlace doble o
una cadena carbonada cíclica.
En alquenos (C sp2)
En alcanos cíclicos
El doble enlace C=C es una estructura
rígida, tiene impedida la rotación.
Además es una zona plana en la
molécula (hibridación sp2 en los dos C)
Sin embargo, para que exista isomería
en los alquenos no basta con la
existencia del doble enlace, además
debe darse otra condición:
- Los átomos de carbono del doble
enlace C=C deben estar unidos, cada
uno de ellos, a dos grupos diferentes.
El anillo de un alcano cíclico también es
una estructura rígida y los enlaces con
sustituyentes se pueden disponer por
encima o por debajo del plano del
anillo.
Es importante señalar que para
convertir un isómero en otro
deberíamos romper enlaces y volverlos
a formar en otra posición. Estas
estructuras no son interconvertibles
por simples movimientos del anillo.
La nomenclatura cis/trans se suele utilizar cuando los carbonos del doble
enlace o el anillo del alcano están unidos a dos sustituyentes:
→ Si se orientan hacia el mismo lado se trataría del isómero cis.
→ Si se orientan en sentidos opuestos se trataría del isómero trans.
II.
Ópticos: tienen actividad
óptica, es decir, desvían la luz
polarizada. Esta es la única propiedad física diferente
que presentan. Las propiedades químicas son
iguales. Difieren en las propiedades biológicas. Se les
llama enantiómeros y son imágenes especulares no
superponibles. Generalmente, presentan C quiral o
asimétrico.
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Enantiómeros
 Estos son estereoisómeros que son
imágenes especulares entre sí. Es
decir, cuando las dos moléculas se
toman por separado, no son
superponibles. Esto se debe a la
presencia de un centro quiral.*
 Puede tener uno o más
estereocentros.
 tienen propiedades físicas
idénticas, excepto por la rotación
de la luz polarizada plana.
 tienen propiedades químicas
idénticas.
 tienen configuraciones R y S
opuestas en cada uno de sus
centros quirales





Diastereoisómeros
Son estereoisómeros que no son
imágenes especulares entre sí.
suelen tener dos
estereocentros.
tienen diferentes propiedades
físicas.
difieren en su reactividad.
tienen configuraciones opuestas
R y S en un centro quiral y la
misma configuración en el otro
centro.
*Siempre que el ambiente sea simétrico, los enantiómeros tienen propiedades físicas y
químicas idénticas, pero reaccionan de manera diferente a la luz polarizada en el
plano. Estas son ondas de luz donde las vibraciones ocurren en una sola dirección /
plano. La luz no polarizada debe convertirse en luz polarizada a través de un proceso
llamado 'polarización'. Cada enantiómero gira la luz polarizada
en un plano en una dirección diferente (uno a la izquierda y
otro a la derecha). Sin embargo, la cantidad de rotación es la
misma siempre que la concentración de cada enantiómero
permanezca igual. Por lo tanto, los enantiómeros se pueden
distinguir entre sí según la forma en que reacciona con la luz
polarizada en el plano.
Enantiómero de la glucosa
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Otro ejemplo de diastereoisómeros:
3.2)
COMPUESTOS MESO
Se denomina compuestos meso a aquellos que, conteniendo carbonos
asimétricos, son aquirales (existe un plano de simetría). Una forma meso es un
compuesto que contiene dos o más estereocentros y es superponible con su
imagen especular. Los compuestos meso contienen un plano de simetría que divide
la molécula en dos, de tal forma que una mitad es la imagen especular de la otra.
3.3)
QUIRALIDAD
La palabra quiral fue introducida por William Thomson (Lord Kelvin) en 1894
para designar objetos que no son superponibles con su imagen especular. Aplicado
a la química orgánica, podemos decir que una molécula es quiral cuando ella y su
imagen en un espejo no son superponibles.
19
Resumen Integrador Final QUÍMICA ORGÁNICA
La quiralidad está a menudo asociada a la presencia de carbonos asimétricos.
Un carbono asimétrico es aquel que se une a cuatro sustituyentes diferentes.
Un ejemplo de carbono asimétrico lo tenemos en la molécula
de Bromocloroyodometano. El carbono está unido a bromo,
cloro, yodo e hidrógeno, cuatro sustituyentes diferentes que
lo convierten en quiral o asimétrico.
La molécula y su imagen en un espejo son diferentes, ningún giro permite
superponerlas. La relación entre una molécula y su imagen especular no
superponible es de enantiómeros.
3.4)
ACTIVIDAD ÓPTICA
La actividad óptica es la capacidad de una sustancia quiral para rotar el plano
de la luz polarizada. Se mide usando un aparato llamado polarímetro.
¿Qué es luz polarizada? : La luz normal consiste en ondas electromagnéticas
que vibran en todas las direcciones. Cuando la luz pasa a través de un polarizador
(prisma de Nicol) las ondas electromagnéticas vibran en un plano. Este plano de
oscilación coincide con el plano de propagación de la onda.
Cuando la luz polarizada pasa a través de una cubeta que contiene una
sustancia quiral, se produce una rotación en el plano de polarización.
Las sustancias quirales rotan la luz polarizada y se dice de ellas que son
ópticamente activas (presentan actividad óptica). Aquellas sustancias que no
producen rotación en la luz polarizada son ópticamente inactivas.
1. Fuente de luz
2. Luz no polarizada
3. Polarizador lineal
4. Luz polarizada linealmente
5. Tubo de muestra que contiene moléculas en estudio
6. Rotación óptica debida a moléculas
7. Analizador lineal giratorio
8. Detector
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Resumen Integrador Final QUÍMICA ORGÁNICA
UNIDAD 4
4.1) REACTIVIDAD QUÍMICA
La reactividad química permite conocer cómo se llevan a cabo las reacciones
orgánicas, para ello se tiene en cuenta 3 aspectos:
1) El mecanismo es la descripción completa, paso a paso, de los enlaces que
exactamente se rompen y de los que se forman para generar los productos
observados.
2) La termodinámica es el estudio de los cambios de energía que acompañan a
las transformaciones físicas y químicas. Nos permite comparar la estabilidad
de los reactivos y productos, y predecir cuáles compuestos son favorecidos
en el equilibrio.
3) La cinética es el estudio de la rapidez de la reacción, que determina qué
productos se forman más rápido. La cinética también ayuda a predecir cómo
cambiará la rapidez si cambiamos las condiciones de una reacción.
Las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio están
determinadas por la constante de equilibrio de la reacción. Por ejemplo, si A y B
reaccionan para dar C y D, entonces la constante de equilibrio Keq queda definida
por la siguiente ecuación:
El valor de Keq nos indica la posición del equilibrio: si son más estables los
productos o los reactivos y, por lo tanto, favorecidos energéticamente:
→ Si Keq es mayor que 1 (positivo), la reacción está favorecida en el sentido de
izquierda a derecha.
→ Si Keq es menor que 1(negativo), la reacción inversa está favorecida, es decir,
en el sentido de derecha a izquierda
A partir del valor de Keq podemos calcular el cambio de la energía libre de Gibbs
que acompaña a la reacción:
→ Si ∆G es positivo, la energía de los productos es mayor que la energía de los
reactivos, causando una reacción endotérmica. (B → A)
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Resumen Integrador Final QUÍMICA ORGÁNICA
→ Si ∆G es negativo, la energía de los productos es
menor que la energía de los reactivos, causando
una reacción exotérmica. (A → B)
El cambio de la energía libre de Gibbs estándar,
∆G°, es de uso más común. El símbolo ° denota una
reacción que involucra reactivos y productos en sus estados estándar (sustancias
puras en sus estados más estables a 25 °C y 1 atm de presión). La relación entre ∆G° y
Keq está dada por la expresión:
R = 8.314 J.kelvin/mol (1.987
cal.kelvin/mol), la constante de los gases
T = temperatura absoluta, en kelvins
e = 2.718, la base de los logaritmos
naturales
Hay dos factores que contribuyen al cambio de la energía libre: el cambio de
la entalpía y el cambio de la entropía multiplicado por la temperatura:
El cambio de entalpía (∆H) es el calor de la reacción; la cantidad de calor
generado o consumido en el transcurso de una reacción, generalmente expresado
en kilojoules (o kilocalorías) por mol.
→ Si ∆H es positivo, se está llevando a cabo una reacción endotérmica.
→ Si ∆H es negativo, se está llevando a cabo una reacción exotérmica.
La entropía (∆S) se describe como aleatoriedad, desorden o libertad de
movimiento. Las reacciones tienden a favorecer a los productos con la entropía más
grande.
La rapidez de reacción es una medida de qué tan rápido aparecen los productos
y desaparecen los reactivos. Podemos medir la rapidez si medimos el aumento de
las concentraciones de los productos, o la disminución de las concentraciones de los
reactivos, con respecto al tiempo. La rapidez de las reacciones depende de las
concentraciones de los reactivos.
Por lo general, la rapidez de reacción es proporcional a las concentraciones de
los reactivos ([A] y [B]) elevados a ciertas potencias, a y b. Para representar una
expresión de rapidez general, podemos utilizar esta relación como:
donde kr es la constante de rapidez, y los valores de las
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potencias (a y b) deben determinarse experimentalmente. No podemos suponer o
calcular la ecuación de rapidez tan sólo a partir de la estequiometría de la reacción.
Cada reacción tiene su propia constante de rapidez característica, kr. Su valor
depende de las condiciones de la reacción, en especial de la temperatura.
La energía de activación, Ea, representa la diferencia de energía entre los
reactivos y el estado de transición, el estado de mayor energía en la colisión
molecular que da origen a la reacción. En efecto, la energía de activación es la
barrera que debe superarse para que ocurra la reacción. El valor de Ea siempre es
positivo, y su magnitud depende de la energía relativa del estado de transición.
El término estado de transición implica que esta configuración es la transición
entre los reactivos y los productos, y las moléculas pueden transformarse en
productos o volver a ser reactivos.
4.2)
CATALIZADOR
Los catalizadores son sustancias que se pueden agregar a una reacción para
aumentar la velocidad de reacción
sin que se consuman en el
proceso. Generalmente funcionan:
a) reduciendo la energía del
estado de transición, así
disminuyendo la energía de
activación
b) cambiando el mecanismo
de la reacción. Esto
también cambia la
naturaleza (y la energía)
del estado de transición.
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4.3)
INHIBIDOR
Un inhibidor es un compuesto cuya acción es inhibir (es decir, frenar
fuertemente o incluso detener) una reacción química, es decir que actúa de forma
más o menos importante sobre la velocidad de reacción, permitiendo que la
reacción no se desplace hacia productos.
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UNIDAD 5
5.1)
GRUPOS FUNCIONALES
Los grupos funcionales son un átomo o grupo de átomos que tienen
propiedades físicas y químicas características, unidos al esqueleto a través de los
que llamamos punto de unión.
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Grupo funcional
Representación
ALQUENO
C=C
ALQUINOS
C≡C
AROMÁTICO
HALOGENURO
DE ALQUILO
R–X
ALCOHOL
R – OH
Características
Son muy reactivos.
Apolar.
Son los sustratos para las reacciones de
adición electrofílica ya que, debido a su alta
densidad electrónica son fácilmente
atacados por grupos electrofílicos.
Comparten las características de los
alquenos pero son aún más reactivos.
Presentan acidez relativa alta en
comparación con alquenos y alcanos.
Actúan principalmente en reacciones de
adición.
Pueden ser homociclos o heterociclos.
Condiciones que debe cumplir:
1) Ser plano y cíclico (sp2)
2) Tener doble enlaces conjugados.
3) Cumplir con la Regla de Hückel:
N° e- π = 4n + 210
(n debe resultar en un número real
entero al despejar)
Pueden sufrir reacciones de sustitución
electrofílica donde son sustrato de reactivos
electrófilos ya que tienen alta densidad
electrónica debido a la nube π.
X corresponde a un átomo halógeno.
Polar.
Enlaces dipolo-dipolo permanente: Son
insolubles en agua.
Participan principalmente en reacciones de
sustitución nucleofílica, ya que pueden ser
atacados por grupos nucleofílicos porque
presentan el C unido al halógeno con
diferencial de carga positivo.
Se comporta como grupo básico (aún más
básico que el agua).
Pueden ser atacados por nucleófilos ya que
el grupo OH- que es un buen grupo saliente.
Están presentes en los hidratos de carbono.
Tiene solubilidad variable (más larga sea la
cadena carbonada, más insoluble será la
molécula).
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Cada doble enlace en el anillo vale “2”, se suman dependiendo la cantidad de
conjugaciones que tenga y se sustituye en “n° de e- π”; luego se despeja como
ecuación “n”.
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ÉTER
CETONA
ALDEHIDO
ÁCIDO
CARBOXÍLICO
AMINA
R–O–R
R–C–R
‖
O
R–C–H
‖
O
R – C – OH
‖
O
R – NH2
Son más básicos que los alcoholes, ya que
los 2 pares de e- libres del O le permite
compartirlos mejor frente a un ácido.
Insolubles en agua.
Un éter protonado puede experimentar
sustitución o eliminación.
No reaccionan fácilmente, y es difícil que se
rompa el enlace carbono-oxígeno.
Normalmente se emplea, para romperlo, un
ácido fuerte como el ácido yodhídrico o
bromhídrico, calentando, obteniéndose dos
halogenuros, o un alcohol y un halogenuro.
Se puede oxidar fácilmente.
Sufren adiciones nucleofílicas.
Se puede oxidar fácilmente.
Sufren adiciones nucleofílicas.
Por oxidación dan ácidos carboxílicos.
Son compuestos ácidos.
Pueden sufrir sustituciones nucleofílicas.
Son compuestos básicos.
Las primarias de cadena hidrocarbonada
corta son muy solubles en agua.
Polar.
Son grupos ácidos.
FENOL
Derivados de ácidos carboxílicos
HALOGENURO
DE ÁCIDO
ANHÍDRIDO DE
ÁCIDO
R–C–X
‖
O
todos pueden ser atacados por nucleófilos
ya que el carbono carbonílico tiene
deficiencia de electrones.
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AMIDA
ÉSTER
5.2)
R–C – O – R
‖
O
CLASIFICACIÓN POR POSICIÓN
Clasificación unión a un Carbono sp3:
→ Carbono Primario: CH3 – R
→ Carbono Secundario: CH2 – 2R
C sp3
→ Carbono Terciario: CH – 3R
→ Carbono cuaternario: C – 4R
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Clasificación de otros grupos o elementos:
→ ARÍLICO: Unido directamente a un anillo aromático
→ BENCÍLICO: Separado del anillo aromático por un C sp3
→ VINÍLICO: Unido directamente a un C=C
→ ALÍLICO: Separado del C=C por un C sp3
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