Cuadernillo

2015

Profesora NATALIA ZEBALLOS

Escuela 4-002 FRAY LUIS BELTRÁN

4° 2da - 2015

Química Orgánica 1 Prof. Natalia Zeballos Esc. 4-002 Fray Luis Beltrán Año: 2015

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EJE I

A- LA QUÍMCA DEL CARBONO O QUÍMICA ORGÁNICA El carbono es el primer miembro del grupo IV A y es el segundo elemento, después del hidrogeno, que constituye numerosos compuestos debido a la facilidad de combinación con otros carbonos y otros elementos.

Estos compuestos además del carbono presentan otros elementos como el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y los halógenos. Los compuestos organicos constituyen la mayor cantidad de sustancias que se encuentran sobre la tierra. Contienen desde un átomo de carbono, como el gas metano CH4 que utilizamos como combustible, hasta moléculas muy grandes con cientos de miles de atomos de carbono como en el almidon, las proteínas, los acidos nucleicos, etc. La existencia de tantos compuestos organicos de diferente tamaño se debe principalmente a:

a) La capacidad del atomo de carbono para formar enlaces con otros atomos de carbono. b) La facilidad del carbono en formar cadenas carbonadas, lineales, ramificadas, cíclicas, con

enlaces sencillos, dobles o triples. c) El atomo de carbono puede formar enlaces en las 3 dimensiones del espacio.

Formas alotrópicas del carbono

Se dice que un elemento presenta formas alotrópicas cuando puede adoptar diversas

formas, cada una de las cuales presenta idénticas propiedades químicas, pero diferentes

propiedades físicas.

La Química Orgánica es la ciencia que estudia los compuestos que contienen carbono

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Propiedades del átono de carbono:

Los átomos de carbono forman enlaces unos con otro originando largas cadenas que pueden ser lineales, ramificadas o anillares. Gracias a esta propiedad existe más de un millón de compuestos orgánicos mientras que en la química inorgánica o mineral solo existen 50.000. La causa de este elevado número de compuesto radica en las siguientes propiedades:

a) El carbono es tetravalente b) Situado en la parte central de la tabla periódica, puede unirse con los elementos de la izquierda

o la derecha. c) Puede unirse con otros átomos de carbono formando compuestos en cadena d) Presenta numerosos isómeros a medida que aumenta el número de carbonos en los compuestos.

Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos

Propiedades Compuestos orgánicos Compuestos inorgánicos

Fuente de obtención Pueden extraerse de materias primas que se encuentran en la naturaleza, de origen animal o vegetal, o por síntesis orgánica. El petróleo, el gas natural y el carbón son las fuentes más importantes.

Se encuentran libres en la naturaleza, en forma de sales u óxidos.

Elementos Más abundante: C e H Ocasionales: O, N, S y Halógenos Pocas veces: Fe, Co, P, Ca y Zn

Todos los elementos de la tabla periódica.

Enlace predominante Covalente Iónico, metálico y a veces covalente

Estado físico Gases, líquidos o sólidos. Son generalmente sólidos.

Reacciones Lentas y rara vez cuantitativas. Instantánea y cuantitativa.

Volatilidad Volátiles. No volátiles.

Destilación Fácilmente destilable Difícilmente destilable.

Puntos de fusión Bajos: 300° Altos: 700°

Solubilidad en agua No solubles. Solubles.

Solubilidad en solventes orgánicos

Solubles. No solubles.

Puntos de ebullición Bajos: las fuerzas entre sí son muy débiles. Altos: las fuerzas entre iones son muy fuertes.

Estabilidad frente al calor

Muy poco estable, la mayoría son combustibles.

Son muy estables, por lo general no arden.

Velocidad de reacción a temperatura ambiente

Lentas. Rápidas.

Catalizadores Se utilizan con frecuencia. No

Conductividad en solución

No conducen la corriente eléctrica (no electrolitos)

Conducen la corriente eléctrica.

B- EL ATOMO DE CARBONO

El carbono es el átomo fundamental de los compuestos orgánicos, cuyas moléculas contienen uno o más átomos de dicho elemento. El carbono

tiene la propiedad de unirse entre sí mediante enlaces del tipo covalente, formando cadenas.

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Estado fundamental del carbono

El carbono en su estado fundamental distribuye sus seis electrones de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p2

La regla de Hund afirma que “Los electrones ocupan todos los orbitales del mismo tipo antes de llenar totalmente un orbital”. En consecuencia los electrones del carbono se distribuyen así en su estado fundamental:

El carbono muestra en su estado fundamental dos electrones de esta clase y en consecuencia su capacidad de enlace es dos (número de oxidación = 2). Así se comporta cuando formas compuestos como el monóxido de carbono (CO). Sin embargo en los compuestos orgánicos, el carbono no forma 2 enlaces, sino 4 enlaces, lo cual significa que debe poseer 4 electrones desapareados. ¿Cómo hace el carbono para cumplir tal requisito? Esto lo explicaremos a través de la TEORÍA DE HIBRIDACIÓN:

Formulada por el químico Linus Pauling dicha teoría afirma que “En el momento de combinarse, los átomos alcanzan un estado de excitación, como consecuencia de la energía que ganan. En tal estado, algunos electrones saltan de un orbital inferior (con menos energía) a uno inmediatamente superior”

Estado excitado del carbono Para el carbono, debemos suponer que el electrón del orbital 2s salta al orbital 2pz, que en el estado fundamental se encuentra vacío, quedando la siguiente estructura: Salto del electrón Carbono: C Esta distribución representa el estado excitado del carbono. En ella se observan cuatro electrones desapareados que justifican su valencia 4. Hay que aclarar un detalle: Con esta estructura se esperaría la formación de 4 enlaces, pero estos enlaces no tendrían la misma energía, ya que 3 de ellos (2p1

x 2p1y 2p1

z) son más energéticos que el restante que queda (2s1). Sin embargo los resultados experimentales demuestras que los 4 enlaces que forma el carbono en compuestos como por ejemplo el metano (CH4) poseen la misma energía. ¿Cómo explicamos esta realidad?

2s2

2p1x 2p1

y 2pz

↑ ↑

↑↓

1s2

↑↓

Generalmente, el número de enlaces que forma un átomo depende de la cantidad de electrones desapareados.

2p1x 2p1

y 2p1z

↑ ↑ ↑

2s1

↑↓

1s2

↑↓

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El estado híbrido del carbono

La solución está dada por la formación de orbitales HÍBRIDOS O MEZCLADOS: el electrón del orbital 2s y los electrones de los orbitales 2p, se mezclan, suman sus energías y las redistribuyen entre sí por partes iguales formando orbitales híbridos, cada uno de la misma energía.

HIBRIDACIÓN sp3 --------> mezcla del orbital s (2s) con 3 orbitales p (2px, 2py y 2pz)

estado excitado estado híbrido sp3

Cuatro orbitales híbridos

Configuración de los orbitales sp3:

Recordemos que los orbitales s poseen forma esférica y los orbitales p poseen forma de ocho. La mezcla o hibridación de los dos (un orbital s y tres orbitales p) origina una forma también de ocho, pero en la cual una mitad es inmensamente más grande que la otra:

1 orbital s + 3 orbitales p = 4 orbitales híbridos sp3

2sp3 2 sp3 2sp3 2sp3

↑ ↑ ↑

1s2

↑

↑↓

Orientación espacial: Los 4 orbitales híbridos sp3 del átomo de carbono están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular, en cuyo punto central se ubica el núcleo del átomo. Por eso se la conoce como HIBRIDACION TETRAGONAL. El ángulo de separación es de 109,5°

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2p1z

HIBRIDACIÓN sp2 : mezcla de un orbital s (2s) con 2 orbitales p (2px , 2py )

estado excitado estado híbrido sp2

Tres orbitales híbridos sp2

Configuración de los orbitales sp2

1 orbital s + 2 orbitales p = 3 orbitales híbridos sp2

2sp2 2 sp2 2sp2

1s2

↑

↑↓

↑ ↑ ↑

Un orbital p puro

Los tres orbitales híbridos sp2 se disponen sobre un mismo plano, formando entre sí ángulos de 120°. Se lo conoce como hibridación TRIGONAL.

El orbital p puro sobrante cae en forma perpendicular al plano donde se encuentran los tres orbitales híbridos sp3, situando una mitad por encima y la otra mitad por debajo.

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2p1x 2p1

z

Los dos orbitales híbridos sp se disponen sobre un mismo plano, formando entre sí ángulos de 180°. Se lo conoce como hibridación DIGONAL o LINEAL.

Los 2 orbitales p puro sobrante cae en forma perpendicular al plano donde se encuentran los dos orbitales híbridos sp, situando una mitad por encima y la otra mitad por debajo.

HIBRIDACION sp: mezcla de un orbital s (2s) con un orbital p (2px)

Estado excitado Estado híbrido sp dos orbitales híbridos sp

Configuracion de los orbitales sp 1 orbital s + 1 orbital p = 2 orbitales híbridos sp

sp sp

1s2

↑

↑↓

↑ ↑ ↑

Dos orbitales p puros

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Orbitales Moleculares: Cuando se produce una unión covalente entre los átomos, a partir de los orbitales atómicos (s, p, d, f o híbridos: sp3, sp2 y sp) se forman orbitales moleculares. En la actualidad existen dos teorías que explican la formación del enlace covalente: la TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V) y la TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES. En este curso se tendrá en cuenta la primera de ellas por considerarse más adecuada para la educación secundaria. Según la TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V), para que se forme una unión covalente típica entre dos átomos, es necesario que estos se acerquen de forma tal que el orbital atómico de uno de ellos se superponga al del otro y se produzca una superposición o solapamiento. Para que ello ocurra, cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y que estos tengan spines opuestos. El solapamiento de los orbitales se puede producir de dos formas diferentes:

a) Por solapamiento frontal formando enlaces denominados sigma σ Por ej: formación de la molécula de hidrogeno ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- ------------ ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- ------------ Orbitales enlace sigma

El solapamiento frontal también puede producirse entre sp3-sp3

b) Por solapamiento lateral formando enlaces denominados Pi π Cada orbital p tiene un electrón y el enlace covalente se establece al solaparse ambos orbitales lateralmente. En este caso hay dos zonas de superposición, por arriba y debajo de los núcleos atómicos. Los enlaces pi se producen cuando ocurre la superposición entre orbitales p puros.

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Diferencias entre orbitales moleculares

Enlace sigma σ Enlace pi π

Resulta de la superposición frontal de dos orbitales atómicos.

Presentan el área máxima de densidad electrónica alrededor del eje molecular.

Sólo puede haber un enlace sigma entre dos átomos.

Presentan rotación libre.

Poseen baja energía

Poseen fuerza de unión fuerte.

Son mas estables que los pi.

Se forman por superposición lateral de orbitales p.

Presentan 2 zonas de alta densidad electrónica, separadas por una zona de densidad electrónica nula.

Pueden existir uno o dos enlaces pi entre dos átomos.

Son enlaces de alta energía por eso son inestables.

Su fuerza de unión es mas débil.

¿Y para qué se usa la hibridación tetragonal?

La hibridación tetragonal o sp3 le permite al carbono forma enlaces sencillos. Por ejemplo la formación del compuesto orgánico mas sencillo: EL METANO La gráfica muestra que cada orbital híbrido sp3 del carbono se superpone con el orbital 1s de cada hidrógeno(el electrón del orbital sp3 se aparea con el electrón del orbital 1s) formando un enlace del tipo covalente sencillo.

CH4 ¿Y si unimos dos átomos de carbono?

H3C-CH3 Aquí podemos observar 4 enlaces sigma por cada carbono: 3 formados por la unión de los orbital s-sp3 (H-C) y 1 formado por la unión de los orbitales sp3-sp3 (unión C-C)

Enlace sigma σ formado por la unión: s-sp3

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¿Y para qué sirve la hibridación trigonal? La hibridación sp2 es propia de los átomos de carbono que forman doble enlace, tal como ocurre, por ejemplo en la molécula del ETENO de formula H2C=CH2 Para la formación de dicha molécula, un orbital híbrido sp2 del primer carbono se superpone con otro orbital híbrido sp2 del segundo carbono, formando un enlace sigma σ. Los orbitales p puros de cada átomo quedan paralelos entre sí, formando un nuevo enlace llamado pi π. Estos son enérgicamente más débiles que la sigma, pero al ubicarse por encima y debajo del plano, impiden la rotación de los átomos. Finalmente la molécula del eteno queda conformada por los enlaces que se forman entre los orbitales sp2 sobrantes y los orbitales s de los hidrógenos.

enlace π

O lo que es lo mismo

¿Y para que sirve la hibridación sp? Conformación de la molécula del etino La superposición de dos moléculas de carbono con hibridación sp generarán enlaces triples debido al solapamiento frontal sp-sp (orbital molecular sigma) y el solapamiento lateral de los 2 orbitales p puros py y pz (formando dos orbitales moleculares pi). Los hidrógenos se unen por la superposición de su orbital s con el orbital híbrido sp sobrante en cada átomo de carbono, estas uniones también son sigma.

Enlace sigma: sp2-sp2

Enlace sigma: s-sp2

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En resumen: Cadenas carbonadas con enlaces simples M Cadenas carbonadas con enlaces dobles Cadenas carbonadas con enlaces triples

Las cadenas carbonadas La existencia de millones de compuestos orgánicos se debe principalmente a la facilidad que tiene el carbono de unirse entre si por medio de enlaces simples, dobles o triples formando infinitas formas de cadenas.

Tipos de cadenas carbonadas a) La forma más sencilla entre los átomos de carbono es la siguiente:

Como el par de electrones (enlace covalente) se puede representar por medio de un guión; resulta:

Las cadenas que presentan los átomos de carbono en forma consecutiva, como las arriba representadas, se denominan lineales o normales. Además, por tener los extremos libres, se llaman abiertas o acíclicas. b) En otras ocasiones las cadenas tienen mayor complejidad:

Estas estructuras reciben el nombre de cadenas ramificadas. c) En algunos casos, los extremos de la cadena se unen formando un anillo o ciclo:

Estos tipos de cadena se llama cerradas o cíclicas. Los ciclos más comunes están formados por cinco (5) o seis (6) átomos de carbono. En los casos antes considerados, los enlaces entre los átomos de carbono se efectúan compartiendo un par de electrones, por lo cual se denominan enlaces o ligaduras simples. Las cadenas que presentan enlaces o ligaduras simples entre los átomos de carbono, reciben el nombre de saturadas. d) En otras cadenas carbonadas se observa la presencia de una o más uniones covalentes dobles (enlaces o ligaduras dobles), tales como:

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En ciertos casos, las cadenas cíclicas también presentan uno o más enlaces dobles:

e) También existen cadenas en las cuales se observan uniones triples (enlaces o ligaduras triples):

Las cadenas que presentan una o más ligaduras dobles y/o triples, se denominan cadenas no saturadas o insaturadas. En resumen, las cadenas se pueden clasificar de los siguientes modos: Según su forma:

Según el tipo de enlaces o ligadura presentan: