curso completo orgánica 201510
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UNIVERSIDAD DE LOS ANDES - FACULTAD DE CIENCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
SEMESTRE I DE 2015
Introducción
1807 Jöns Jacob Berzelius introduce el termino para hacer referencia a la química de los productos derivados de fuentes naturales vivas. Luego de Lavoisier, química orgánica como el Estudio de los Compuestos del Carbono.
Berzelius y el vitalismo, en 1828 se replantea la teoría luego de la síntesis de la urea por parte de Friedrich Wöhller (isómeros).
Teoría estructural y Teorías electrónicas de estructura y reac�vidad
Química Orgánica en el día a día
Enlace Químico
Ley de Coulomb, una versión simplificada de la formación de enlace
Enlace covalente se forma cuando se comparten dos electrones.
Enlace Iónico se basa en la atracción electrostá�ca entre dos iones con cargas opuestas
La energía mínima se llama fuerza de enlace y la distancia entre los dos núcleos se llama longitud de enlace
Enlaces Iónicos y Covalentes, Regla del Octeto
En un enlace iónico puro el octeto se forma por transferencia de electrones.
Potencial de Ionización: energía necesaria para remover un electrón de un átomo.
Afinidad Electrónica: energía liberada cuando un electrón se adhiere a un átomo.
Niveles de energía Gases Nobles Electrones de Valencia Octeto
Los metales alcalinos reaccionan con los halógenos por transferencia de electrones del metal al halógeno
IPNa = +119 kcal mol-‐1
EACl = -‐83 kcal mol-‐1 36 kcal mol-‐1
A cerca de 2,8 Å en fase gaseosa se liberan -‐LE = -‐120 kcal mol-‐1
ΔE = -‐84 kcal mol-‐1
Los electrones de valencia se representan fácilmente por puntos alrededor del símbolo de un elemento. Las letras del símbolo químico representan el núcleo y los electrones en niveles interiores.
El hidrogeno puede perder un electrón y conver�rse en un ion H+, o puedo ganar un electrón para ser un anión H-‐ (ion hidruro)
En los enlaces covalentes los electrones se comparten para completar el octeto.
-‐ Enlaces iónicos entre átomos del mismo elemento no se forman. -‐ El alto potencial de ionización del hidrogeno previene la formación de enlaces iónicos con halógenos u otros elementos no metálicos. -‐ Los enlaces iónicos tampoco se favorecen en el caso del carbono, este requiere perder o ganar 4 electrones para obtener la configuración de gas noble.
En estos y otros casos similares se forman enlaces covalentes, de esta manera se ob�ene la configuración de gas noble.
En algunos casos el mismo átomo aporta los dos electrones que forman el enlace.
Muchas veces se comparten 4 electrones (enlaces dobles) o 6 electrones (enlaces triples)
En muchos compuestos orgánicos los electrones que forman el enlace covalente no se comparten igualmente entre los átomos, en estos casos se dice que tenemos lo que se conoce como un enlace covalente polar.
-‐ En los enlaces covalentes “puros” los electrones son perfectamente compar�dos, en los iónicos hay una transferencia completa de electrones. -‐ Existen casos intermedios entre los dos antes mencionados. -‐ La electronega�vidad representa la habilidad que �ene un átomo para recibir electrones cuando par�cipan en un enlace químico. -‐ Entre mayor sea la diferencia de electronega�vidades entre dos átomos mayor será el carácter iónico del enlace. -‐ Enlaces entre dos átomos con diferente electronega�vidad son llamados polares y generan cargas parciales posi�vas o nega�vas según se a el caso.
Entre 0,3 y 2,0 Covalente polar > 2,0 iónico <0,3 covalente
La separación de cargas opuestas en los enlaces covalentes polares resulta en la formación de dipolos que se representan con flechas, en las que la cruz del final indica el extremo posi�vo y la punta el extremo nega�vo.
En molécula simétricas tales como CO2 y CCl4, los dipolos individuales se “cancelan” entre si dejando como resultado un momento dipolar cero en la molécula.
La repulsión entre los electrones controla la forma de las moléculas
El método que predice la forma de las moléculas usando la repulsión entre los electrones se llama VSEPR ( valence-‐shell electron-‐pair repulsion), entonces: -‐ Los pares electrónicos libres o de enlace se acomodaran en tres dimensiones para estar lo mas lejos posible el los unos de los otros. -‐ En el caso de dos pares electrónicos como en BeCl2, el arreglo mas fácil será linear, para tres pares (BCl3) será trigonal y en el caso de 4 pares será tetraédrico.
1. Dibuje el esqueleto.
Dibujar estructuras de Lewis
Modelo electrón-‐punto: Estructuras de Lewis Las estructuras de Lewis son importantes para predecir la geometría de las moléculas y la polaridad. Para dibujar estructuras de Lewis deben seguirse algunas sencillas reglas.
2. Cuente el numero disponible de electrones de valencia. Adicione un electrón por cada carga nega�va y reste un electrón por cada carga posi�va.
H C H H
H H H C H H
3. Regla del octeto, pinte todos los enlaces covalentes como un par compar�do de electrones, dando tantos átomos como sea posible alrededor de un átomo “principal” hasta completar el octeto, excepto para el hidrogeno.
Algunas es necesario u�lizar enlaces dobles o triples para completar el octeto.
4. Asigne cargas formales a los átomos en la molécula.
En algunas moléculas como el acido nítrico existen cargas en átomos individuales aun cuando la molécula es neutra.
La regla del octeto NO siempre se cumple, excepciones:
1. La molécula o ion �ene numero impar de electrones.: NO, CH3, NO2 2. El átomo central �ene una deficiencia de electrones de valencia: CH3, BeCl2, BH3
Debido a que los compuestos en las excepciones 1 y 2 no �enen una configuración estable, son bastante reac�vos, así es común que dos moléculas de ·∙CH3 reaccionen para formar etano o una molécula de BH3 reacciones con un ion hidruro para formar el ion borohidruro
3. A par�r del segundo periodo en la tabla periódica es frecuente encontrar átomos rodeados por mas de 8 electrones (octeto expandido).
Note que aun en estos casos es posible obtener estructuras dipolares en las cuales el octeto se cumple.
Los enlaces covalentes pueden representarse por líneas completas: Estructuras de Kekulé
Isómeros y Resonancia Es posible encontrar moléculas que �enen mas de una estructura de Lewis correcta, un ejemplo de esto es el ion carbonato:
Cualquiera de estas tres estructuras es equivalente, este �po de estructuras se conoce como estructuras resonantes. Las flechas de cabeza completa representan un par electrónico en movimiento.
La pregunta que surge es ¿Cuál es la estructura real?
El ion carbonato es completamente simétrico, lo que significa que la carga nega�va debe estar perfectamente distribuida sobre los tres oxígenos, es decir, esta deslocalizada.
La verdadera estructura debe ser una estructura “promedio” de las tres estructuras resonantes, esto se conoce como un hibrido de resonancia, una manera de representarlo es escribiendo los enlaces como una combinación de líneas completas y punteadas, el valor de la carga significa que esta está distribuida equita�vamente entre todos los átomos de oxigeno.
Otros ejemplos de híbridos de resonancia son: el ion acetato y el anión alílico.
Las resonancia también existe en moléculas donde la regla del octeto no se cumple
Para dibujar estructuras de resonancia tenga en cuenta: 1. Mover un par electrónico de un enlace a un átomo, resulta en un movimiento de carga. 2. La posición rela�va de todos los átomos es siempre la misma, solo los electrones se
mueven. 3. Estructuras de resonancia equivalentes, contribuyen de igual manera al hibrido de
resonancia. 4. Las flechas para conectar las formas resonantes son: ↔
Reconocer las estructuras resonantes es importante para predecir la reac�vidad
NO TODAS las formas resonantes son equivalentes.
A pesar de tener dos formas que contribuyen al hibrido de resonancia, es claro que una de estas lo hace mas que la otra, la pregunta entonces es ¿Cuál?, cuando se ex�ende esta pregunta a estructuras donde una de las estructuras no cumple con la regla del octeto, la respuesta es mas general.
Para reconocer cual de las estructuras contribuye mas al hibrido de resonancia se deben seguir ciertas pautas.
1. Estructuras con el máximo de octetos son mas importantes.
2. La carga debe estar localizada sobre el átomo con electronega�vidad compa�ble, en caso de conflicto la regla del octeto prevalece sobre esta condición.
3. Estructuras con la menor separación de cargas son mas importantes, consecuencia de la ley de Coulomb, las estructuras neutras serán preferibles sobre las estructuras dipolares.
En caso de conflicto la regla del octeto prevalece y cuando existen varias estructuras con separación de cargas que cumplen con la regla del octeto, las electronega�vidades determinan la estructura mas importante.
Modelos del enlace de valencia y del orbital molecular
Luego del descubrimiento del electrón en 1827 este se considero como una par�cula hasta 1924 cuando el francés Louis de Brogl ie sugiere que también �ene comportamiento de onda.
Esto quiere decir que el comportamiento de los electrones puede también ser descrito por ecuaciones de onda. Un electrón solo puede tener ciertas energías definidas llamadas, niveles de energía.
La longitud de onda de par�culas como los electrones que �enen comportamiento de onda se determina por la relación de de Broglie hλ=
mv
Si los electrones se comportan como ondas, estos �enen nodos donde la amplitud de la onda cambia de signo, además pueden interactuar con otras ondas de manera construc�va o destruc�va (interferencia)
La teoría que trata el movimiento del electrón como una onda se llama mecánica cuán�ca. Las ecuaciones de la mecánica cuán�ca que describen el movimiento del electrón se llaman ecuaciones de onda, y sus soluciones se llaman funciones de onda y se representan por la letra griega psi (ψ)
Estas funciones de onda no �enen solución, de acuerdo con el principio de incer�dumbre de Heisenberg no es posible determinar la posición exacta del electrón, sin embargo, ψ2
representa la probabilidad que tenemos de encontrar el electrón en un punto determinado del espacio (x,y,z)
Cada función de onda corresponde a un valor de energía determinado y discreto, es decir, el sistema esta cuan�zado.
Las representaciones tridimensionales de ψ2 se conocen como orbitales atómicos s,p,d y f.
Los orbitales �enen formas, tamaños y direcciones especificas. Los nodos son los puntos o planos donde la probabilidad de encontrar el electrón es cero.
Funciones de onda con un mayor nivel de energía �enen mayor can�dad de nodos.
Los orbitales mas sencillos (s) son esféricos y simétricos, la letra esta precedida por el numero cuán�co principal (n=1,2,3,…) el cual determina la capa (shell) y esta relacionado con la energía del orbital, así un electrón en un orbital 1s estará mas cerca del núcleo y tendrá menor energía que no en un orbital 2s.
Los orbitales son regiones en el espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta.
Las regiones en un orbital pueden estar separadas por superficies nodales, no hay que confundir los signos en las representaciones de orbitales con las cargas eléctricas, recordemos que los orbitales son representaciones de la función ψ2 que debe ser un numero posi�vo, entonces los signos hacen referencia a la función de onda en si misma. Y estos son simplemente, los signos aritmé�cos de la función de onda en esa región del espacio. Estos signos no implican una menor o mayor probabilidad de encontrar un electrón en cualquiera de ellos
En la prac�ca no incluimos los signos en las representaciones de orbitales, para evitar confusiones se usan diferentes colores así:
El proceso de llenar los diagramas de niveles de energía con un electrón a la vez se conoce como Principio de Au�au
1. Los orbitales de energía mas baja se llenan primero que aquellos de mas alta energía.
2. Ningún orbital puede estar ocupado por mas de dos electrones y estos deben tener un valor opuesto de espín (electrones apareados). Esto se conoce como principio de exclusión de Pauli.
3. Los orbitales degenerados deben recibir un electrón cada uno con igual espín antes de incluir electrones apareados. Regla de Hund
Los átomos que �enen completamente lleno un set de orbitales �enen una configuración de capa cerrada, por ejemplo He, Ne y Ar. Otros como el carbono �enen una configuración de capa abierta.
Existen dos teorías para describir el enlace covalente u�lizando el concepto de orbital, la teoría del enlace de valencia (EV) y la teoría de los orbitales moleculares (OM). Ambas teorías son complementarias y la u�lización de una u otra es más o menos adecuada según el aspecto del enlace que se desea destacar.
Los orbitales d en átomos del tercer periodo en adelante están envueltos en la formación de los octetos expandidos (10 y 12 electrones alrededor de átomo central.
Teoría del enlace de valencia
Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un enlace covalente �pico entre dos átomos, han de interaccionar, interpenetrarse o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos.
Existe un grave problema con esta explicación de la formación de enlaces. Se supuso que los electrones están inmóviles y que a medida que los núc leos se aprox iman estarán estacionarios en la región entre los dos núcleos.
Según la teoría del enlace de valencia los dos orbitales atómicos solapados conservan su iden�dad, debido a las fuerzas de atracción la probabilidad de encontrarlos es máxima en el espacio situado entre ambos núcleos. En cada caso, el punto de equilibrio entre las fuerzas atrac�vas y repulsivas o mínimo de energía potencial será dis�nto y dependerá de la naturaleza de los átomos y orbitales que se solapen.
En la formación de la molécula de fluoruro de hidrógeno es el orbital s de un átomo de hidrógeno el que se solapa con uno cualquiera de los tres orbitales atómicos p equivalentes del átomo de flúor:
Como los orbitales p son bilobulados de signos opuestos, es decir, con un plano nodal central, el enlace se forma por solapamiento del orbital s del átomo de hidrógeno con el lóbulo del orbital p de su mismo signo. También la mayor densidad electrónica se encuentra entre los núcleos de los átomos de hidrógeno y de flúor.
También es posible la interacción o solapamiento frontal de dos orbitales p tal como ocurre en la formación de la molécula de flúor:
Como en el caso de la molécula de fluoruro de hidrógeno, el solapamiento se produce entre los lóbulos del mismo signo de cada orbital p, mientras que los del otro signo disminuyen considerablemente de tamaño.
Teoría del orbital molecular Según esta teoría, cuando los átomos interaccionan sus orbitales atómicos pierden su individualidad y se transforman en orbitales moleculares que son orbitales que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a depender de dos o más núcleos.
El tratamiento matemá�co que u�liza la Mecánica Cuán�ca para el cálculo de los orbitales moleculares es el método de la combinación lineal de orbitales atómicos, o método CLOA, que considera que el orbital molecular, es el resultado de la combinación lineal, es decir, una suma o una resta, de los dos orbitales atómicos implicados, F1 y F2.
La interacción construc�va entre los dos orbitales atómicos genera un orbital molecular de mas baja energía que los dos orbitales s (orbital enlazante).
Y la interacción destruc�va entre los dos orbitales atómicos genera un orbital molecular de mas alta energía y con una superficie nodal (orbital an�enlazante).
Podemos entonces construir un diagrama de niveles de energía y usar el principio de Au�au para determinar la configuración electrónica de las moléculas de hidrogeno y helio.
Podemos resumir la teoría del orbital molecular en los siguientes puntos clave:
1. Cuando n orbitales atómicos se “juntan” se ob�enen n orbitales moleculares nuevos.
2. Cuando n es 2, un orbital enlazante y un orbital an�enlazante se forman.
3. La diferencia de energía entre el orbital atómico y el orbital molecular enlazante es lo que se conoce como energía de disociación de enlace e indica la fuerza del enlace formado.
4. La combinación de orbitales atómicos del mismo tamaño y energía forman enlaces mas fuertes.
5. Los factores geométricos también son importantes, así una interacción a lo largo de un eje intranuclear produce enlaces σ. Y una interacción perpendicular produce enlaces π.
6. Todos los enlaces simples C-‐C son enlaces σ y los dobles o triples enlaces �enen interacciones π extra.
Estas aproximaciones coinciden con las ideas clásicas de considerar cada enlace como la fuerza de unión entre dos átomos, despreciando la influencia que el resto de la molécula pueda ejercer sobre el mismo. Con estas simplificaciones se pueden interpretar la mayoría de las moléculas, aunque no todas, y aproximarse a la interpretación que del enlace covalente da la teoría del enlace de valencia.
El caso de la molécula de hidrogeno es sencillo ya que solo interactúan dos orbitales atómicos, en el caso de moléculas mas complejas es necesario hacer algunas simplificaciones.
1. Los orbitales moleculares se localizan esencialmente entre dos únicos núcleos.
2. Su forma y orientación man�ene cierta similitud con la forma y orientación de los correspondientes orbitales atómicos.
2. Su forma y orientación man�ene cierta similitud con la forma y orientación de los correspondientes orbitales atómicos.
Orbitales híbridos De la misma manera que los orbitales atómicos de dos átomos diferentes se combinan para formar orbitales moleculares, los de un mismo átomo lo hacen para formar nuevos orbitales atómicos con diferentes caracterís�cas energé�cas y espaciales.
Si la repulsión electrónica o Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV ó VSEPR) predice estructuras lineares para moléculas como el BeH2, entonces ¿como podemos explicar esta geometría en términos de orbitales?
Para responder esta pregunta usamos una aproximación de la mecánica cuán�ca conocida como hibridación ó hibridización.
Combinando el orbital 2s con uno de los orbitales 2p del Be, el resultado son dos orbitales sp cada uno con 50% de carácter s y 50% de carácter p, resultando en un ángulo de 180° entre los enlaces lo que corresponde a las observaciones hechas para el BeH2.
Orbitales híbridos sp producen estructuras lineales. Note que NO hay cambio en el numero total de orbitales.
Orbitales híbridos sp2 producen estructuras trigonales.
La hibridación de un orbital 2s y dos orbitales 2p, resulta en tres nuevos orbitas que apuntan a los vér�ces de un triangulo (120°). El orbital p restante esta perpendicular a los otros tres orbitales
Moléculas con el miso numero de electrones se llaman isoelectrónicas, así el borano (BH3) es isoelectrónico con el ca�ón +CH3.
La hibridación sp3 explica la estructura tetraédrica del carbono.
Los ángulos de enlace en moléculas con hibridación sp3 son aproximadamente 109.5°
Cualquier orbital atómico puede solaparse con orbitales de �po sp3, así el orbital 3p del cloro puede interactuar con los orbitales híbridos del carbono para producir CCl4. Los enlaces C-‐C, se forman por la interacción entre dos orbitales híbridos.
Los orbitales híbridos pueden contener pares electrónicos libres
Los enlaces π se forman por solapamiento de orbitales p.
Alcanos
Los compuestos orgánicos mas simples son los hidrocarburos, es decir, compuestos cuya estructura esta compuesta solamente por carbono e hidrogeno.
Estos se dividen en dos grupos principales que son: alifá�cos y aromá�cos
Los alcanos son hidrocarburos que con�enen únicamente enlaces sencillos.
Lineales Cíclicos
Los alquenos �enen uno o mas dobles enlaces C-‐C. Y los alquinos uno mas enlaces triples C-‐C
El benzeno y sus derivados son ejemplos de hidrocarburos aromá�cos.
En química orgánica asociamos las propiedades y la reac�vidad de las moléculas a pequeñas unidades estructurales llamadas grupos funcionales. Entonces vemos las moléculas complejas como una colección de grupos funcionales.
Fuentes de Alcanos El petróleo es una importante fuente de alcanos, estos pueden obtenerse por des�lación o por el proceso conocido como cracking que consiste en alterar la composición natural de las fracciones pesadas del petróleo para obtener productos mas ú�les.
También es posible producir alcanos por métodos sinté�cos, tal vez el mas conocido es el proceso Fischer-‐Tropsch. Los métodos de síntesis a escala laboratorio resultan bastante costosos y no se u�lizan en la producción de alcanos, sin embargo, �enen un interés académico y pedagógico.
Propiedades �sicas y químicas de los alcanos Los alcanos �enen estructuras moleculares y propiedades uniformes. Sus estructuras son regulares, es decir, los átomos de carbono son tetraédricos (enlaces cercanos a 109°), la longitud de los enlaces C-‐C es cercana a 1,54 Å y C-‐H a 1,10 Å.
Los valores de las constantes �sicas en los alcanos �enen tendencias predecibles.
Por ejemplo a temperatura ambiente los alcanos mas pequeños son gases o líquidos incoloros, pero los mas grandes son ceras solidas. Entre el pentano y el pentadecano cada grupo CH2 adicional causa un incremento entre 20-‐30°C en el punto de ebullición.
Las fuerzas intermoleculares determinan las propiedades �sicas de los alcanos.
Para los alcanos las fuerzas de dispersión de London así como los puntos de fusión aumentan con el tamaño de la molécula (incrementa la superficie de contacto).
Los alcanos ramificados �enen menor área de contacto, además teniendo en cuenta su forma es mas di�cil que estos se “empaquen” eficientemente, por lo tanto sus puntos de fusión son usualmente mas bajos que el correspondiente alcano lineal.
Son excepciones las moléculas con estructuras altamente compactas (simétricas), *Isómeros
Adicionalmente existe una diferencia entre los alcanos con numero par de carbonos y numero impar de carbonos, en general los impares no pueden “empacarse” suficientemente bien en el estado solido y como consecuencia �enen puntos de fusión mas bajos que lo esperado.
M.P = -‐57 °C F.P = 126 °C
M.P = 101 °C F.P = 106 °C
a) Halogenación (semana 7)
b) Combus�ón
2 CnH2n+2 + (3n+1) O2 à 2n CO2 + (2n+2) H2O + heat
c) Pirolisis
Los alcanos son muy poco reac�vos, como ejemplos de reacciones de alcanos tenemos:
Cuando quemamos hidrocarburos en oxigeno, estos producen CO2 , H2O y una can�dad considerable de calor (energía), esta energía se denomina calor de combus�ón.
2 CnH2n+2 + (3n+1) O2 à 2n CO2 + (2n+2) H2O + heat
La medida de este calor de combus�ón brinda información sobre la estabilidad rela�va de las moléculas.
El calor de combus�ón incrementa con el tamaño de la molécula.
Existen diferencias entre el calor de combus�ón de dos isómeros.
n-‐butano -‐687,4 kcal/mol 2-‐methilpropano -‐685,4 kcal/mol
Decimos entonces que el n-‐butano es menos estable termodinámicamente que el 2-‐me�lpropano
La diferencia se debe a las diferencias entre las energías de enlace C-‐C y C-‐H de las dos moléculas.
Análisis conformacional de alcanos lineales Hasta ahora hemos estudiado como las fuerzas intermoleculares afectan las propiedades �sicas de las moléculas. Ahora vamos a estudiar como las fuerzas presentes EN las moléculas (intramoleculares) causan arreglos geométricos mas ó menos favorables que otros. En el futuro estudiaremos como esta geometría molecular afecta la reac�vidad.
El etano �ene dos conformaciones una escalonada y otra eclipsada. Estas dos conformaciones se interconvierten por rotación alrededor del enlace C-‐C. Las diferentes conformaciones de una molécula se llaman confórmeros o rotámeros.
La barrera de rotación (energía de torsión) de los grupos me�lo en el etano es aprox. 2,9kcal-‐mol. A temperatura ambiente existe la energía suficiente para superar esta barrera por eso decimos que existe libre rotación.
Este movimiento de rotación puede ser representado de varias maneras:
a) Dashed-‐wedged nota�on.
b) Estructuras de caballete
c) Proyecciones de Newman.
Los rotámeros �enen diferentes energías potenciales. El punto mas bajo en energía potencial será para la conformación escalonada y el mas alto para la conformación eclipsada.
El �empo de “vida” de para la conformación eclipsada es extremadamente bajo por lo que representa un estado de transición entre dos conformación escalonadas.
En el propano la energía de torsión es mas grande (energía de ac�vación) es mas grande, esta diferencia con respecto al etano se debe a la interacción que existe en la conformación eclipsada entre un átomo de hidrogeno y un grupo me�lo, este fenómeno se llama encombramiento o impedimento estérico.
Para alcanos superiores tenemos un confórmero mas, este se debe al encombramiento estérico que existe entre los dos grupos alquilo unidos al grupo “e�len” central. Este confórmero se denomina gauche, las conformaciones eclipsadas seguirán siendo estados de transición entre conformaciones an� o gauche que son mas estables.
Geometría y forma molecular en cicloalcanos
Las propiedades de los cicloalcanos son diferentes a las de los correspondientes alcanos lineales, en general �enen puntos de ebullición, de fusión y densidades mas grandes que las de sus análogos lineales.
Este incremento en las fuerzas de dispersión de London se debe a que estos poseen estructuras as rígidas y simétricas
Los calores de combus�ón para los cicloalcanos revelan la presencia de una tensión en el ciclo.
Los ángulos de enlace C-‐C para el ciclopropano y ciclobutano son: 60° y 90° respec�vamente, estos son bastante diferentes de 109.5° para alcanos no ciclocos. Esta diferencia entre los ángulos de enlace produce lo que se conoce como tensión de ciclo . Podemos es�mar cuan�ta�vamente el valor de esta tensión. En el caso del ciclohexano su valor es de 0.
3 y 4 = pequeños 5-‐7= comunes 8-‐12 = medianos >12 grandes (macro)
Esta tensión afecta las estructuras y sus conformaciones
Así en el ciclopropano todos sus hidrógenos están eclipsados, no existe la posibilidad de obtener una configuración escalonada.
Por esta razón, el ciclopropano se abre muy fácilmente por la acción del hidrogeno en presencia de un catalizador (hidrogenación)
Estas estructuras dobladas “liberan” o disminuyen parcialmente la tensión del ciclo, así entre mas libertad tenga la molécula para moverse menor será su tensión de ciclo. Por esta razón el ciclobutano es mucho menos reac�vo comparado con el ciclopropano, aunque puede abrirse de manera similar.
Podría esperarse que el ciclopentano fuera plano con ángulos de 108° en un pentágono regular, sin embargo, esta configuración tendría 10 interacciones H-‐H eclipsados, el movimiento de la molécula disminuye la tensión de ciclo, así entonces el ciclopentano �ene dos conformaciones dobladas posibles.
En la conformación mas estable para el ciclohexano (conformación de silla) las interacciones eclipsadas están completamente ausentes. Sin embargo, este tambien presenta otras conformaciones que son inestables. Los nombres de estas conformaciones se dan por analogía con elementos usados en la vida co�diana.
Axial: Paralelos al eje principal de a molécula. Ecuatorial: Perpendiculares al eje principal, todos están sobre un mismo plano.
La interconversión entre las dos estructuras de silla, implica que los átomos unidos a los átomos de carbono se encuentran en un equilibrio entre las posiciones axial y ecuatorial. Esta interconversión requiere energía, esta energía es baja en el caso del ciclohexano pero mas alta en el caso de ciclohexanos sus�tuidos.
Dos efectos iguales
Dos efectos Dis�ntos
Los valores de la tabla 4-‐3 son
adi�vos
En los ciclos mas grandes también existe cierta tensión de ciclo, esta se debe a una combinación de: distorsión en los ángulos de enlace, hidrógenos parcialmente eclipsados y repulsiones estéricas transanulares. La conformación mas estable será entonces un compromiso donde todas estas “fuerzas” estén minimizadas. Para ciclos mucho mas grandes los carbonos �enden a tener una configuración similar a la de los alcanos lineales, aunque la presencia de sus�tuyentes puede tener consecuencias en la estabilidad de las moléculas.
La representación convencional de los isómeros de la decalina, no permite obtener información acerca de sus estabilidades rela�vas, sin embargo, en la representación de silla se ve claramente que para el isómero trans todos los carbonos se encuentran en posición ecuatorial, mientras que en el isómero cis existen dos en posición axial, por esta razón la tras-‐decalina es mas estable que la cis-‐decalina.
Estereoquímica
Estos son ejemplos de isómeros de cons�tución:
Estos son ejemplos de isómeros de conformación:
Otro �po de estereoisomerismo es el que se reconoce por la imagen especular, algunas autores lo llaman “mirror-‐image isomerism”. Este �po de isomerismo ocurre cuando la imagen especular y la propia molécula no se pueden superponer.
Ya conocen el ejemplo de la talidomida, sin embargo existen mucha otras sustancias en la n a t u r a l e z a q u e p r e s e n t a n e l m i sm o comportamiento, otro ejemplo es el albuterol, el isómero R incrementa el diámetro e los bronquios y el isómero S cancela este efecto y se cree que causa inflamaciones.
T o m a n d o c o m o e j e m p l e e l bromoclorofluorometano, este existe en forma de dos isómeros dis�ntos, uno imagen especular del otro. Estos dos estereoisomeros se llaman enan�omeros. Siempre un enan�omero será la imagen especular del otro, una manera sencilla de reconocer este �po de isomería es rotando la molécula en todas direcciones tratando de encontrar una estructura que se pueda superponer a la estructura inicial, de exis�r la molécula es aquiral, de lo contrario es quiral y por lo tanto posee un enan�omero. La palabra enan�omero viene del griego enan�os que significa opuesto.
En todos los ejemplos que hemos visto, existe un átomo central con 4 sus�tuyentes diferentes, este se llama átomo asimétrico o centro estereogenico.
Elementos y Operaciones de Simetría Conocer la simetría de las moléculas nos permite dis�nguir entre las moléculas quirales y aquellas que no lo son.
Decimos entonces que una molécula es simétrica cuando posee al menos dos orientaciones indis�nguibles.
Para determinar si la estructura que estamos estudiando �enen o no, dichas orientaciones debemos realizar lo que se conoce como operaciones de simetría.
Definimos entonces operación de simetría como el movimiento que se realiza sobre un cuerpo cualquiera para llegar a una configuración equivalente a la inicial.
Todas las operaciones de simetría pueden ser expresadas en términos de dos operaciones básicas: rotaciones y reflexiones.
Los elementos de simetría son las en�dades geométricas: puntos, líneas (ejes) y planos respecto a los cuales se realizan las operaciones de simetría.
Eje de simetría, Cn
Plano de simetría, σ
Eje impropio o eje de rotación reflexión, Sn
La condición geométrica necesaria y suficiente para la existencia de enan�omeros es la ausencia de la operación reflexión-‐rotación para una molécula.
Configuración Absoluta La configuración absoluta de un enan�omero es la que establece el arreglo espacial de los sus�tuyentes que rodean el centro quiral.
NO existe ninguna relación entre la configuración absoluta de un ena�omero y el signo de su rotación especifica.
Una de las técnicas que permite determinar la configuración absoluta de un enan�omero y tal vez la única directa es la difracción de rayos X, tomando un monocristal es posible determinar la posición de los átomos en el espacio, desafortunadamente esta técnica esta limitada a sustancias cristalinas.
Los centros estereogenicos se nombran como R o S las reglas para determinar dicha nomenclatura fueron establecidas por R.S. Cahn, C. Ingold y V. Prelog.
El primer paso es numerar los 4 sus�tuyentes que rodean el centro estereogenico asignando el mayor valor al sus�tuyente con mayor prioridad.
Debe posicionarse siempre el sus�tuyente de menor prioridad lejos de la vista, es decir, este debe por lo general ubicarse en el entrando en el plano de la hoja, luego la dirección de rotación de la prioridad de los sus�tuyentes indica si el isómero es R o S
-‐ Numero atómico (siempre el hidrogeno tendrá la mas baja). -‐ Con�nuo con los elemento directamente unidos a el (si hay ambigüedad). -‐ Dobles y triples enlaces se toman como enlaces simples pero los átomos en ellos se duplican o triplican según sea el caso.
Regla 1
Regla 2
Regla 3
P a r a d e t e r m i n a r l a configurac ión abso luta debemos desarrollar la capacidad para ver y rotar las moléculas en el papel, NO existe una “formula mágica” ni una única manera de hacerlo, esto se adquiere con la prac�ca y el trabajo, la clave esta en u�lizar la representación con la que nos sintamos mas cómodos. Existe otra manera de representar moléculas que s e c o n o c e c o m o proyecciones de Fischer y la presentamos a con�nuación.
Cuando se dibujan proyecciones de Fischer debe prestarse especial atención en no rotar la estructura dibujada 90°, de acuerdo con la definición, en las proyecciones de Fischer los átomos que se encuentran horizontales están saliendo del plano y los ver�cales entrando, así la rotación de 90° estaría cambiando la configuración de la molécula.
Lo mismo sucede cuando cambiamos un sus�tuyente de posición, esto también genera un cambio en la configuración de la molécula.
Compuestos con mas de un Centro Estereogénico Muchas moléculas poseen mas de un centro estereogénico, dado que la configuración en cada uno de esos centros es R o S, existen entonces varios estereoisomeros.
En general el numero de estereoisomeros posibles se calcula elevando 2 a el numero de centros estereogénicos que tenga la molécula así: 2n = numero de estereoisomeros.
El caso mas simple será el de los compuesto que tengan dos centros estereogénicos.
Puesto que en las proyecciones de Fischer los átomos que se encuentran en horizontal están saliendo del plano y los ver�cales entrando, estas representan las moléculas en conformación eclipsada, es decir, la menos estable.
E n t on c e s p a r a t r a n s f o rma r u n a representación de Fischer en una representación de cuñas o de Newman, debo rotar el enlace central para tener una conformación escalonada
P a r a d e t e r m i n a r l a configuración absoluta debo tratar cada uno de los centros as imétr icos de manera independiente.
Los estereoisomeros que no se relacionan entre si como elemento e imagen especular de llaman diastereoisomeros o diasteromeros.
General mente los diastereoisomeros �enen diferentes propiedades �sicas y químicas, por o tanto “teóricamente” pueden ser separados por des�lación fraccionada, cristalización o cromatogra�a, �enen puntos de ebullición, de fusión, densidades y rotaciones especificas diferentes.
Los i sómeros c i s y t rans son diastereomeros cíclicos como se puede apreciar en la figura.
Una molécula con dos centros estereogénicos sus�tuíos de forma idén�ca solo exis�rá en forma de 3 diastereoisomeros.
Un compuesto meso es el que a pesar de tener centros estereogénicos puede superponerse a su imagen especular, en general los compuestos meso �enen un plano de reflexión interno.
Los compuestos c íc l icos también pueden ser meso, si cumplen con la condición descrita anteriormente.
Configuraciones Rela�vas -‐ Nomenclatura eritro-‐treo (derivada de azucares)
O
OH
H OH
H OH
OH
O
OH H
H OH
O
OH
H OH
H OH
OH
O
OH H
H OH
O
OH
OH
OH
OH
O
OH
OH
A
B
E D
E D
A
B
D E
D E
A
B
E D
D E
A
B
D E
E D
D-Erythrose
D-Threose
La nomenclatura eritro-‐treo es derivada de la química de azucares, la aldotetrosa que se muestra en la figura existe en la forma de 4 estereoisomeros, 2 diastereoisomeros que existen cada uno en forma de un p a r d e e n a n � o m e r o s , l o s diastereoisomeros que �enen el grupo OH en un mismo lado de las proyecciones de Fisher, serán eritrosa, y cuando están en los lados contrarios se llamara treosa, esta nomenclatura se puede expandir a otros compuestos que tengan la formula general que se muestra a la derecha de la grafica.
Es necesario ser cuidadoso en el uso de esta nomenclatura, de hecho su u�lización es cada vez menos frecuente ya que en algunos casos se presta para confusiones, la principal es que no existe una regla para escoger la cadena principal.
Cl
F
H Br
H Cl
Br
F
Cl H
H Cl
Br
I
H Cl
F H
Br
F
H Cl
H I
En los casos donde no hay inconveniente para asignar la cadena principal, y además A es igual a B, entonces las estructuras eritro serán meso.
-‐ Nomenclatura eritro-‐treo (según Noyori)
Esta nomenclatura designa la configuración rela�va de dos centros estereogénicos adyacentes, en ella se asignan prioridades a los sus�tuyentes vistos en una proyección de Newman a través del eje de enlace, las prioridades se asignan teniendo en cuenta las reglas de CIP. Si el sen�do de rotación en los dos átomos es el mismo, será el isómero eritro, si es contrario será el isómero treo. En este caso la rotación se expresa como Re o Si.
-‐ Nomenclatura syn/an� y D/L
Reacciones que producen centros estereogénicos.
Muchas de las reacciones que estudiaremos en este curso, producen un centro asimétrico, es necesario tener en cuenta que cuando dos moléculas aquirales reaccionan para producir un producto quiral, este será obtenido en forma de racemato o mezcla racémica, es decir, el producto NO será óp�camente ac�vo.
En caso de requerir la producción y aislamiento de un compuesto óp�camente puro, necesitamos u�lizar alguno de los métodos siguientes: -‐ Por lo menos uno de los reac�vos debe ser quiral y óp�camente puro. -‐ Debo u�lizar una fuente de “asimetría” externa, generalmente catalizadores (organometálicos) pero también pueden ser orgánicos, incluso podemos u�lizar catalizadores biológicos como enzimas o microorganismos.
Cuando parto de un compuesto aquiral y el producto de mi reacción es un compuesto quiral y óp�camente ac�vo, la reacción se dice enan�oselec�va.
Cuando parto de un compuesto quiral (un centro estereogénico) y el producto es quiral y con una configuración rela�va especifica, la reacción se dice diastereoselec�va.
Cuando parto de un compuesto aquiral y el producto no solamente es óp�camente puro sino que además en esta reacción controlé mas de un centro asimétrico, la reacción es enan�o y diastereoselec�va.
Separación de Enan�omeros Los diastereosiomeros �enen diferentes propiedades �sicas, por esta razón los u�lizamos cuando necesitamos separar una mezcla de enan�omeros.
Otro método u�lizado es la resolución enzimá�ca, en el aprovechamos las propiedades químicas y “geométricas” de una enzima para hacer reaccionar selec�vamente uno de los dos enan�omeros, y recuperar el que nos interesa sin cambios.
Centros asimétricos ≠ al carbono -‐ Silicio, germanio y estaño.
SiH
Ph
Ph2HCCH3
SiH
Ph
Ph2HCCH3
Si1-Nap
H
GeH
1-Nap
PhCH3
SnPh
CH2CMe2Ph
MeCPh3
-‐ Fosforo y arsénico
PPh
O
MeEt
P+
R
..
PhCH3
As+
CH2Ph
CH3
PrPh
-BPh4
-‐ Solfoxidos, sales de sulfonio y selenoxidos
S+
O
O..
CH3
CH3 CH3CH3
O
OH OH
N
N
N
N
NH2
S+CH3
H
NH2COOH
X-
S-metlmetionina
Se..
O
Ph
t-bu
t-but-bu
-‐ Aminas y sales de amonio……
Halogenuros de alquilo Y alcoholes
Nomenclatura y clasificación La IUPAC permite nombrar los halogenuros de alquilo de dos formas diferentes, en una de ellas son tratados como grupo funcional.
En la otra son tratados como sus�tuyentes del alquilo, esta se llama nomenclatura sus�tu�va
Tanto los alcoholes como los halogenuros de alquilo se clasifica de acuerdo con la clasificación dada al carbono al cual esta unido el grupo funcional. De esta manera estos se clasifican en primarios, secundarios o terciarios.
Muchas de las propiedades químicas de los alcoholes y los halogenuros de alquilo dependen de si esos son primarios, secundarios o terciarios, es decir, de la posición en la que se encuentra el sus�tuyente.
El carbono que porta el grupo funcional �enen hibridación sp3, es decir los ángulos de enlace son muy cercanos a los tetraédricos.
Los enlaces tanto en halogenuros de alquilo como en los alcoholes son polares.
Esa polaridad es altamente determinante de las propiedades químicas, por otra parte la longitud de enlace aumenta según la serie F<Cl<Br<I, en este mismo orden disminuye la fuerza del enlace, este principio es general, los enlaces mas cortos son mas fuertes.
Propiedades �sicas Punto de ebullición. Además de las fuerzas existentes en las moléculas apolares (alcanos) y que lógicamente también están presentes en las cadenas de las moléculas polares, tenemos las fuerzas de atracción dipolo-‐dipolo.
Podemos entonces suponer que todas los halogenuros de alquilo y alcoholes de tamaño y forma similar tendrán puntos de ebullición mas altos que en el caso de los alcanos. Los alcoholes presentan un �po de fuerzas de atracción diferentes que aumentan en una gran proporción el punto de ebullición con respecto a sus análogos e otras series.
La fuerza de los puentes de hidrogeno es entre 10 y 50 veces mas débil que un enlace covalente normal, sin embargo, llega a ser muy importante en el momento de determinar las propiedades �sicas de las moléculas. Existen también diferencias entre los puentes de hidrogeno, por ejemplo serán mas fuertes los puentes de hidrogeno con el oxigeno que con el nitrógeno.
Cuando comparamos los puntos de ebullición de los diferentes haloalcanos vemos que estos aumentan con el tamaño de la cadena (como en los alcanos) y también aumenta a medida que descendemos en la tabla periódica, esto es debido a lo que conocemos como polarizabilidad.
El aumento en el punto de ebullición cuando aumentamos el numero de halógenos se debe aparentemente al aumento entre las fuerzas de atracción entre dipolos inducidos y NO al aumento en la masa del compuesto.
Estas aparentemente muy débiles fuerzas de atracción de los flurocarbonos les confieren ciertas propiedades interesantes, un ejemplo de eso es el teflón que es un polímero hecho con unidades –CF2CF2-‐ y que se usa para la fabricación de recipientes así como para el recubrimiento an�adherente en baterías de cocina.
Solubilidad en Agua. Los halogenuros de alquilo y los alcoholes �enen una muy marcada diferencia en cuanto a la solubilidad en agua se refiere. Todos los halogenuros de alquilo son insolubles en agua, mientras que los alcoholes de bajo peso molecular (isopropanol) son solubles en agua en todas proporciones.
Densidad
La descripción grafica y detallada de cada una de las etapas en las que se desarrolla una reacción es lo que conocemos como mecanismo de reacción. En química orgánica los mecanismos de reacción nos muestran el movimiento de los electrones rompiendo y formando enlaces hasta llegar al producto de la reacción.
Ácidos y Bases Svante Arrhenius, premio Nobel de química en 1903 Una teoría mas general fue propuesta por Johannes Brønsted and Thomas Lowry en 1923.
De acuerdo con la definición de Brønsted-‐Lowry existen ácidos y bases conjugados y sustancias que pueden actuar como ácidos o como bases dependiendo de con quien reaccionen.
El nombre sistemá�co de H3O+ es ion oxonio, y su nombre común es ion hidronio. Esta constante Ka se conoce como constante de acidez o constante de ionización.
De la misma manera que el agua en presencia de un acido mas fuerte puede ser protonada o recibir un protón, los alcoholes �enen esta propiedad. Siempre que tengamos un alcohol en presencia de un ácido mas fuerte este va a recibir un protón del acido y formar un ion oxinio.
Los halogenuros de alquilo son ácidos muy débiles, de hecho demasiado débiles para ser mostrados en la tabla siguiente
Mecanismo de Transferencia de Protón
Paso Elemental
Concertada
Molecularidad
Preparación de Halogenuros de alquilo En química orgánica dirigimos nuestros esfuerzos a desarrollos prác�cos, así sinte�zamos moléculas con potencial ac�vidad biológica, insec�cidas, polímeros, etc. Para producir todos estos compuestos par�mos de moléculas pequeñas “building block”, entre estos los alcoholes y halogenuros de alquilo son de gran importancia.
La reac�vidad rela�va de los halogenuros de hidrogeno es: HI > HBr > HCl >> HF Sin embargo el HI no se usa frecuentemente en la producción de ioduros de alquilo y la u�lización de HF NO es un método efec�vo para la síntesis de fluoruros de alquilo.
Los alcoholes terciarios reaccionan de manera muy rápida y eficiente con halogenuros de hidrogeno a temperatura ambiente, este cons�tuye un método eficaz para preparar halogenuros de alquilo terciarios.
En el caso de los alcoholes primarios y secundarios, la reacción con HCl es mucho menos efec�va y necesitamos u�lizar un halogenuro mas reac�vo, en este caso usamos HBr y sin embargo es necesario calentar la mezcla de reacción.
El mismo �po de reacciones puede llevarse a cabo usando una mezcla caliente de NaBr y acido sulfúrico (notación condensada)**.
Mecanismo de la reacción de R-‐OH con HX Primero es necesario definir algunos términos que serán usados frecuentemente de ahora en adelante.
Reacción de sus�tución: Es aquella en la que una parte de la molécula de par�da (sustrato o reac�vo) cambia o es sus�tuida por otra con algunas caracterís�cas similares.
Nucleofilo: Es una especie cargada nega�vamente o con una densidad de carga nega�va en alguna parte de la molécula que esta dispuesta a reaccionar con un ca�ón o una especie de densidad de carga posi�va, es posible encontrar tablas donde se relaciona la capacidad que �enen ciertas especies para actuar como nucleofilos, estas se conocen como tablas de nucleofilicidad..
Grupo saliente: Es la parte (grupo) que es sus�tuido en una reacción de sus�tución, este puede salir espontáneamente o por la acción de un nucleofilo dependiendo de la habilidad y estabilidad que tenga una vez “abandona” la molécula, se habla entonces de buenos y malos grupos salientes.
Intermediario: Son especies generalmente no aisladas que se forman en una etapa de la reacción y se consumen en una etapa posterior, para establecer un mecanismo de reacción es necesario tener “pruebas” de estos intermediarios.
Estos carboca�ones se clasifican en primarios, secundarios y terciarios de la misma manera que los alcoholes y halogenuros de alquilo
La estabilidad y propiedades de estos carboca�ones esta ín�mamente ligada a su estructura. La estabilidad de estos carboca�ones incrementa con el orden del mismo, esto es debido a la combinación de dos efectos llamados efecto induc�vo e hiperconjugación.
La polarización de un enlace causada por la polarización de un enlace adyacente se conoce como efecto induc�vo.
Este efecto como es lógico suponer disminuye con la distancia
Los grupos funcionales pueden ser clasificados como donores de electrones (electron dona�ng) +I o como aceptores de electrones (electron withdrawing) –I rela�vos al hidrogeno. El efecto induc�vo me sirve para explicar propiedades como la acidez o la estabilidad de los carboca�ones.
Generalmente los átomos o grupos con alta electronega�vidad �enen un efecto –I, y los átomos os grupos con electronega�vidad baja �enen un efecto +I, en general se considera que los grupos alquilo �enen un efecto +I aunque existen casos en los que su comportamiento es diferente, es mas, si comparamos el valor de electronega�vidad del CH3 (2,472) con el del hidrogeno (2,176), este debería tener un efecto –I comparado con el hidrogeno.
Otro efecto importante y determinante en la estabilidad de los carboca�ones es el que se conoce como hiperconjugación.
El fenómeno que ocurre cuando un orbital p, parcialmente vacio se “solapa” con un orbital molecular v e c i n o s e c o n o c e c o m o hiperconjugación.
La carga posi�va y los orbitales p libres de los carboca�ones los hace fuertemente electro�licos, de la misma manera los haluros X-‐ son fuertemente nucleo�licos.
Ácidos y Bases de Lewis
Cuando un estado de transición y el intermediario que se deriva de este son similares en energía entonces deben ser similares estructura. Postulado de Hammond
Mecanismo de la reacción de R-‐X con H2O
Hughes and Ingold observaron una ley de velocidad de primer orden, la adición del anión hidroxilo NO cambia la velocidad de la reacción.
Efecto del disolvente en las reacciones SN1
El efecto mas importante es sobre la velocidad de reacción y NO sobre el producto que puede obtenerse.
1. ¿Cuál o cuales propiedades del solvente van a tener mayor influencia?
2. ¿Cómo responde el paso determinante de la reacción a esa propiedad ?
Puesto que el paso determinante de la reacción es la ionización, un disolvente que estabilice estas cargas será aquel que permita mayores velocidades de reacción.
Sus�tución nucleo�lica bimolecular
Nucleofilos y nucleofilicidad
Los nucleófilos son bases de Lewis y pueden o no ser aniones, ejemplos de reacciones en las que el nucleófilo es neutro son las reacciones de solvólisis que pueden darse con agua, alcoholes u otros disolventes de caracterís�cas similares.
La fuerza de un nucleófilo o nucleofilicidad es una medida de que tan rápido esa base de Lewis desplaza el grupo saliente.
Las especies neutras son siempre menos nucleofilas que las especias anionicas.
Siempre que el átomo sea el mismo, la base mas f u e r t e s e r á m a s nucleo�lica.
La conexión entre nucleofilicidad y basicidad puede hacerse muy fácilmente cuando nos movemos en un mismo periodo de la tabla periódica, así –OH es mas básico y mas nucleófilo que F-‐ y NH3 es mas básico y mas nucleófilo que H2O. Sin embargo cuando nos movemos en un grupo de la tabla periódica NO es posible hacer esta conexión.
Por ejemplo el ioduro es menos básico que el fluoruro, sin embargo, es el mas nucleo�lico de los halógenos.
Los factores que parecen ser responsables de este comportamiento son, el tamaño, la solvatación y la polarizabilidad.
A menor tamaño el ion será mas solvatado, es decir, estará rodeado por mas moléculas de disolvente lo que lo deja menos dispuesto a actuar como nucleófilo. En cuanto a la polarizabilidad la especie mas polarizable será un mejor nucleófilo.
Otro aspecto importante en las reacciones sus�tución nucleo�lica que se debe considerar en el momento de planear una estrategia de síntesis, es el grupo saliente.
Grupo saliente Es lógico suponer que entre mejor grupo saliente sea la especie que deseo sus�tuir, mejores resultados en términos de velocidad y rendimiento voy a obtener. Debo entonces saber cuales especies son mejores grupos salientes que otras.
Sulfonyl Group CH3SO2– CH3C6H4SO2– BrC6H4SO2– CF3SO2–
Name & Abbrev. Mesyl or Ms Tosyl or Ts Brosyl or Bs Trifyl or Tf
Efecto del disolvente en las reacciones SN2
Otros métodos para la transformación de alcoholes en halogenuros de alquilo
Otros reacciones de sus�tución nucleo�lica
1. Sus�tución nucleo�lica interna SNi
2. SN1’
3. SN2’
4. SNi’
El ion nitrito (NO2) reacciona con el 2-‐iodooctano para dar una mezcla de dos isómeros de cons�tución de formula molecular C8H17NO2 con un rendimiento global del 88%. Proponga una estructura razonable para cada uno de estos isómeros.
Halogenacion de Alcanos
La reac�vidad disminuye descendiendo en la tabla periódica, F2>Cl2>Br2>I2, tanto para el flúor como para el iodo su excesiva o muy poca reac�vidad hacen que estos no se usen �picamente para este �po de reacciones.
A pesar de ser exotérmica la reacción requiere una alta temperatura para proveer la energía necesaria para iniciar la reacción. Luego de la iniciación se forman especies neutras con un electrón desapareado, estas se conocen como radicales libres.
Para entender como se forman estos radicales es necesario tener en cuenta las fuerzas de disociación de enlace y saber dis�nguir entre un proceso homolí�co y heterolí�co.
Una ruptura homoli�ca se observa en solventes no polares o incluso en fase gaseosa, mientras que una ruptura heteroli�ca se observa en solventes polares dada la capacidad de estabilizar las cargas.
Alquenos
Estructura
Nomenclatura
Isomería
Propiedades Físicas La polaridad en los alquenos sirve para determinar el efecto induc�vo de algunos grupos
Estabilidades Rela�vas
Los factores mas importantes que gobiernan la estabilidad de los alquenos son: 1. Grado de sus�tución 2. Tensión de van der Waals
Con los calores de combus�ón podemos ver cual de los siguientes alcanos es mas estable.
Dada su geometría los alquenos son mas estables cuando �enen sus�tuyentes que son donores de carga, efecto electrónico
Los cicloalquenos son mas inestables en comparación con los cicloalcanos, sin embargo ciclos de 5 miembros en adelante son mas estables. Dobles enlaces trans solo se conocen en ciclos de mas de 8 miembros, pocos ejemplos existen en la literatura donde un ciclo de 8 miembros con un enlace trans es descrito.
Preparación de Alquenos: Eliminación
La formación de alquenos requiere que X y Y estén en posiciones rela�vas 1,2. Comúnmente se llama posición α a la posición 1 y β a la posición 2, de ahí en adelante se usan las demás letras del alfabeto griego γ, δ, etc.
En una reacción de eliminación dos grupos adyacentes X y Y se pierden y por lo general forman una nueva molécula XY, lo cual genera un doble enlace, estas eliminaciones 1,2 se conocen como β eliminación y las estudiaremos en este capitulo.
Deshidratación de Alcoholes
El acido sulfúrico y el acido fosfórico son los mas usados en reacciones de deshidratación, el sulfato acido de potasio también se ha usado con éxito en esta reacción.
Como puede verse los alcoholes de mayor grado requieren temperaturas mas bajas para reaccionar, es decir, son mas reac�vos.
Regioselec�vidad, regla de Zaitsev
El termino regioselec�vidad se introdujo en la literatura en 1968 por Alfred Hassner (JOC)
En 1875, Alexander M. Zaitsev trato de generalizar el comportamiento de las β-‐eliminaciones y postulo lo que se conoce como regla de Zaitsev: El alqueno que se formara en mayor proporción será aquel que corresponda a la perdida de un hidrogeno del carbono en posición β que tenga menos hidrógenos.
Otra manera de anunciar la regla de Zaitsev es: Las reacciones de β-‐eliminación producen siempre el alqueno mas sus�tuido
Estereoselec�vidad Las reacciones deshidratación producen el alquenos mas estable (trans)
Mecanismo Antes de ver el mecanismo de una reacción de deshidratación se pueden intuir algunas de las etapas del mismo, teniendo en cuenta las similitudes con la transformación de alcoholes en halogenuros de alquilo. 1. Las dos reacciones son catalizadas por acido 2. La reac�vidad rela�va de los alcoholes desciende así: terciarios > secundarios >
primarios
De acuerdo con esto podemos suponer que la primera etapa de la reacción será la protonacion del alcohol, seguida de una perdida de agua para formar un carboca�on, de esta manera serán mas reac�vos los alcoholes terciarios.
Sin embargo, sabemos que los carboca�ones primarios son demasiado inestables y los secundarios mucho menos estables que los terciarios, por esta razón deben exis�r pequeñas diferencias entre los mecanismos de eliminación dependiendo del �po de alcohol que par�cipe en la reacción.
Para los alcoholes primarios se cree que un protón se pierde del ion oxonio en el mismo paso en el que se rompe el enlace carbono-‐oxigeno.
Una vez el carboca�on se forma la o las migraciones de aniones adyacentes se dan muy rápidamente, la energía de ac�vación de estas trasformaciones es bastante baja, además están promovidas por la formación de un producto mucho mas estable.
Deshidrohalogenacion de halogenuros de alquilo
En el laboratorio usamos metoxido de sodio/metanol, o KOH/etanol o terbutoxido de potasio/tert-‐butanol ó DMSO como pares base disolvente.
Como una β eliminación la deshidrohalogenacion sigue la regla se Zaitsev y la estereoselec�vidad de la reacción es la misma que en la deshidratación de alcoholes.
Mecanismo, E2 En 1920 Sir Christopher Ingold describió un mecanismo para la deshidrohalogenacion que es aun hoy aceptado. Para proponerlo se baso en las siguientes observaciones:
1. La reacción sigue una ciné�ca de segundo orden global y orden uno con respecto de cada uno de los reac�vos
2. La velocidad de eliminación depende del halógeno.
En un mecanismo de eliminación bimolecular hay tres puntos clave que suceden al mismo �empo: 1. Rompimiento del enlace C-‐H 2. Formación del enlace π C=C 3. Rompimiento del enlace C-‐X
La regioselec�vidad en una reacción E2 se explica teniendo en cuenta que en el estado de transición un doble enlace esta parcialmente formado, los grupos alquilo estabilizan los dobles enlaces y por esta razón se ve favorecida la formación del doble enlace mas sus�tuido, es decir, la energía de ac�vación para formar este doble enlace será menor que la requerida para la formación de un doble enlace menos sus�tuido.
Mecanismo, E1 El mecanismo de eliminación unimolecular fue estudiado para la deshidratación de alcoholes.
Un mecanismo de eliminación unimolecular requiere la formación de un carboca�on en el paso determinante de la reacción, este se forma por disociación del halogenuro de alquilo, es decir, el paso determinante de la velocidad de reacción solo depende el sustrato por lo que la reacción sigue una ciné�ca de orden uno. Este �po de mecanismos solo se observan en halogenuros terciarios y muy contadas ocasiones en halogenuros secundarios.
Mecanismo, E1cB y otros métodos de preparación de alquenos
Burgess Reac�on
Chugaev Elimina�on Reac�on
Corey-‐Winter
Reacciones de Alquenos Hidrogenación y Adición Electrofilica
Los calores de hidrogenación se usan para evaluar la estabilidad de los alquenos de la misma manera que los calores de combus�ón.
Hidrogenación (estereoquímica)
Adición Electrofilica de HX
Regla de Markovnikov
Cuando un alqueno asimétrico reacciona con un halogenuro de hidrogeno, el hidrogeno se adiciona en el carbono que con�ene mas hidrógenos.
Sus�tución vs: Eliminación
Los factores importantes para predecir la reac�vidad son: Estructura tanto de la base como del sustrato y basicidad del nucleófilo (base)
1. Basicidad Bases débiles dan productos de sus�tución y bases fuertes productos de eliminación.
2. Estructura del Sustrato El encombramiento del sustrato favorece las reacciones de eliminación.
2. Estructura de la Base.
Otras Reacciones de Alquenos 1. Adición de HX vía radicales libres
El cambio de regioselec�vidad en presencia de peróxidos se conoce como efecto peróxido.
2. Adición de acido Sulfúrico e Hidratación
3. Adición de Halógenos y Formación de Halohidrinas
4. Oximercuración-‐Demercuración
5. Hidroboracion de Brown
El borano ataca el alqueno, los electrones pasan del orbital π del alqueno al orbitan 2p del boro, se forma lo que se conoce como complejo π
El complejo π se rearregla para formar un organoborano, los electrones de un enlace B-‐H van a formar un enlace C-‐H.
El proceso se da vía un estado de transición de 4 miembros, el efecto neto es la adición de una molécula de BH3
6. Síntesis de Ciclopropanos Los carbenos son intermediarios sin carga con un carbono divalente el mas sencillo es el me�leno :CH2.
7. Epoxidaciones
7. Epoxidaciones Asimétricas (Sharpless)
7. Epoxidaciones Asimétricas (Shi)
7. Epoxidaciones Asimétricas (Jacobsen-‐Katsuki)
8. Dihidroxilaciones (dioles an�)
8. Dihidroxilaciones (dioles syn)
8. Dihidroxilaciones (Sharpless)
9. Ozonolisis
H2SO4
OR
O
OH
O OR
O
O3
MeOH
Proponga un mecanismo para cada una de las siguientes transformaciones Esta tarea es para entregar el día martes 12 de abril, es opcional y vale 5 puntos del examen final. La primera reacción vale 2 puntos y la segunda 3. Pero solo se califica si se entrega completa.
10. Polimerización
Alquinos
1. La geometría del carbono cambia de tetraédrica a trigonal y a lineal. 2. Los enlaces C-‐C y C-‐H se vuelven mas cortos y fuertes. 3. La acidez del portón aumenta, alcano < alqueno < alquino
Acidez del protón ace�lénico
Zipper Reac�on
Reacciones de Alquinos 1. Hidrogenación
Los sus�tuyentes afectan los calores de hidrogenación de los alquinos de la misma manera que lo hacen con los alquenos.
Los alquenos son intermediarios en la reacción de hidrogenación de alquinos, incluso u�lizando un �po de catalizador especialmente tratado podemos parar la reacción en el alqueno, esta produce el isómero (Z) exclusivamente.
2. Reducción
La reducción de alquinos a alquenos es posible en soluciones de metales alcalinos (Li, Na o K) en amoniaco. Esta reacción se produce vía un anión-‐radical de geometría trans, el efecto en el la estereoquímica del producto es que se ob�ene exclusivamente el isómero (E), esta reacción también puede usando un exceso de hidruro de li�o-‐aluminio (LAH) que es un agente reductor fuerte.
3. Adición de HX
Los alquinos reaccionan con la mayoría de los reac�vos electro�licos que reaccionan los alquenos, de la misma manera la adición sigue la regla de Markovnikov
Nosotros podríamos pensar en un mecanismo que siga las mismas etapas que la adición de HX a los alquenos, donde el paso determinante de la reacción es la formación de un caboca�on.
Sin embargo, estudios posteriores han mostrado que la ley de velocidad para esta reacción es:
Esto sugiere un estado de transición como el que se muestra en la figura en el cual intervienen una molécula de alquino y dos moléculas de halogenuro, de esta manera el carboca�on alquenilo (bastante inestable) no se forma. AdE3
El bromuro de hidrogeno pero no el yoduro ni el cloruro, se adiciona al triple enlace en presencia de peróxidos igual que el caso de los alquenos, esta adición NO sigue la regla de Markovnikov
4. Hidratación
Por analogía con la hidratación de alquenos esperaríamos que el producto de la reacción fuese un alcohol, sin embargo, este �po especial de alcoholes se denominan enoles, �enen la par�cularidad de estar en un equilibrio conocido como equilibrio o tautomería ceto-‐enol. Este es par�cularmente rápido y esta desplazado hacia el producto mas estable que en la gran mayoría de los casos es el compuesto carboniílico, sea aldehído o cetona.
Dado que las cetonas son mas estables que su correspondiente enol, la reacción de hidratación de alquinos dará siempre cetonas como productos, las condiciones �picas para esta reacción son medio acido y sales u oxido de mercurio (II)
Puesto que la adición de agua sigue la regla de Markovnikov, el único alquinos que producirá aldehídos será el ace�leno.
5. Adición de halógenos
Cuando las can�dades de halógeno y alqueno son equimolares el producto obtenido es el alqueno dihalogenado, la adición sigue el mismo mecanismo que para los alquenos, por lo tanto es an�.
6. Ozonolisis (revisión alquenos)
7. Hidroboración
8. Adición de radicales
Dienos
No todas las propiedades de los alquenos pueden verse focalizándose únicamente en el doble enlace, cuando este es sus�tuyente puede afectar las propiedades de en�dades reac�vas vecinas como radicales, aniones o ca�ones.
Ca�ones alílicos
Las reacciones cuyo producto es formado luego de la migración del doble enlace se dice que proceden vía un rearreglo alílico o un desplazamiento alílico.
Radicales alílicos
Halogenación alílica
Si bien la halogenación alílica es una buena manera de funcionalizar un hidrocarburo, se debe tener en cuenta que solo es sinté�camente ú�l en casos de radicales simétricos
Clases de Dienos
Estabilidades Rela�vas Ya hemos visto que las estabilidades rela�vas de los alquenos se pueden estudiar analizando sus calores de hidrogenación. Un doble enlace conjugado es aproximadamente 15kJ/mol mas estable que un doble enlace aislado. Esta energía se denomina energía de resonancia , energía de conjugación o de deslocalización.
Preparación de Dienos
Reacciones de Dienos 1. Adición de HX
En la reacción anterior el producto mayoritario provienen de la adición de H en el carbono 1 y Br en el carbono, esta se conoce como adición 1,2 o adición directa. En cambio el producto minoritario viene de lo que conocemos como adición 1,4 o adición conjugada.
2. Adición de Halógenos
3. Reacción de Diels-‐Alder
Es una reacción de cicloadición y hace parte del �po de reacciones conocidas como pericíclicas.
Organometálicos
El carácter iónico o covalente del enlace carbono metal depende de la diferencia de electronega�vidad entre estos dos elementos. En cualquier caso el carbono esta parcial o completamente cargado nega�vamente, es decir, es o �ene carácter de carbanion.
Mecanismo
Reacción de Simmons-‐Smith
El rendimiento para esta reacción muchas veces es bajo, sin embargo, teniendo en cuenta que es uno de los escasos métodos para la síntesis de ciclopropanos, se usa mucho cuando se requiere este �po de compuestos y es posible op�mizar las condiciones para obtener rendimientos aceptables, como el caso de la síntesis del agente an�mitó�co curacina terminada por Iwasaki et. al.
Homologación de Seyferth-‐Gilbert
Fritsch-‐Bu�enberg-‐Wiechel
Reacción de Corey-‐Fuchs
Acoplamiento de Castro-‐Stephens
Acoplamiento de Glaser
Reacción de Sonogashira
Reacción de Reformatsky
