Capitulo 2. Organica Carey PDF

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alcanos...

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2 SUMARIO DEL CAPÍTULO 2.1 Clases de hidrocarburos 53 2.2 Ondas electrónicas y enlaces químicos 53 2.3 Enlace en el H2: modelo del enlace de valencia

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2.4 Enlace en el H2: modelo del orbital molecular

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2.5 Introducción a los alcanos: metano, etano y propano

En forma análoga a la fotosintesis, en la que el dióxido de carbono es la fuente de carbono, la quimiosíntesis, en el profundo (y oscuro) océano, usa el metano. Las bacterias en los filamentos rojos de los gusanos que viven en tubos que, por su aspecto, pareciesen estar hechos de papel, convierten el metano en energía y en los materiales de la vida. (Crédito de la foto: Nicole Rager Fuller, National Science Foundation).

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2.6 Hibridación sp3 y enlaces en el metano 58 ◾ El metano y la biosfera

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2.7 Enlaces en el etano 61 2.8 Hibridación sp2 y enlaces en etileno 61 2.9 Hibridación sp y enlaces en acetileno 63 2.10 ¿Cuál teoría del enlace químico es mejor?

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2.11 Alcanos isoméricos: los butanos 65 2.12 n-alcanos superiores 66 2.13 Los isómeros C5H12 66 2.14 Nomenclatura de la IUPAC de los alcanos no ramificados

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2.15 Aplicación de las reglas de la IUPAC: los

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nombres de los isómeros C6H14 69 ◾ ¿Qué hay en un nombre? Nomenclatura orgánica 70 2.16 Grupos alquilo 72 2.17 Nombres de la IUPAC de los alcanos altamente ramificados 73 2.18 Nomenclatura de los cicloalcanos 75 2.19 Fuentes de alcanos y cicloalcanos 76 2.20 Propiedades físicas de los alcanos y los cicloalcanos 77 2.21 Propiedades químicas: combustión de los alcanos 80 ◾ Termoquímica 83 2.22 Oxidación-reducción en la química orgánica 83 2.23 Resumen 86 Problemas 90 Pasaje descriptivo y problemas de interpretación 2: Algunas reacciones bioquímicas de alcanos 94

Alcanos y cicloalcanos: introducción a los hidrocarburos n este capítulo se continúa el estudio de la relación entre estructura y propiedades que se comenzó en el capítulo 1. En él se estudian los compuestos orgánicos más simples, aquellos que Estos compuestos ocupan una posición clave en el panorama de la química orgánica.

E

Se hablará más de los grupos funcionales al principio del capítulo 4; por ahora se explorarán aspectos de estructura y enlaces en los hidrocarburos, en especial los alcanos. Se expandirá el panorama del enlace con la introducción de . En particular, se destacará un . Una gran parte de este capítulo trata de la forma en la que se nombran los compuestos orgánicos. El sistema usado en todo el mundo se basa en un conjunto de reglas para nombrar los hidrocarburos, extendiendo luego estas reglas para abarcar otras familias de compuestos orgánicos.

2.2 Ondas electrónicas y enlaces químicos

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2.1 Clases de hidrocarburos . Esta clasificación data del s, y se acuñaron términos que reflejaban el origen de una sustancia. Dos fuentes eran las grasas y los aceites, y la palabra alifático se deriva de la palabra griega aleiphar que significa “grasa”. . . Los son hidrocarburos en los que todos los , los a contienen al menos y los contienen al menos . Ejemplos de estas tres clases de hidrocarburos alifáticos son los compuestos de dos carbonos

H

H

H

C

C

H

H

H H

H C

C

H

H

C

H

H Etileno (alqueno)

Etano (alcano)

C

Acetileno (alquino)

Otro nombre para los es

. El hidrocarburo aromático más importante H

H C

H

C

C

C C

H

C

H

H Benceno (areno)

Las diferentes propiedades de estos hidrocarburos son el resultado de distintos tipos de enlaces en los que participa el carbono. El par compartido de electrones del modelo de Lewis de enlace químico, descrito en la sección 1.3, no explica todas las diferencias. En las siguientes secciones, se considerarán dos teorías adicionales de los enlaces: la teoría del modelo de enlace de valencia y la teoría del orbital molecular.

2.2 Ondas electrónicas y enlaces químicos G. N. Lewis propuso su modelo de enlace de pares electrónicos compartidos en 1916, casi una década antes de la teoría de Louis de Broglie de la dualidad onda-partícula. La perspectiva radicalmente diferente de De Broglie de un electrón y el éxito de Erwin Schrödinger al usar ecuaciones de onda para calcular la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno, apoyaron la creencia de que los enlaces en las moléculas podían explicarse con base en interacciones entre las ondas electrónicas. Este pensamiento produjo dos teorías del enlace químico usadas en forma amplia: una se conoce como modelo del enlace de valencia, la otra, modelo del orbital molecular. Antes de describir estas teorías hay que pensar primero en los términos más fundamentales, en el enlace entre dos átomos de hidrógeno. Se comenzará con dos átomos de hidrógeno que están muy alejados y se verá lo que sucede conforme disminuye la distancia entre ellos. Las fuerzas implicadas son repulsiones electrón-electrón (22), repulsiones núcleo-núcleo (11) y atracciones electrónnúcleo (21). Las tres fuerzas aumentan conforme disminuye la distancia entre los dos hidrógenos. Debido a que los electrones se mueven tan rápido, efectúan sus movimientos de modo que minimizan su repulsión mutua mientras maximizan sus fuerzas de atracción con los protones. Por lo tanto, como

Las contribuciones de De Broglie y Schrödinger a la comprensión actual de los electrones se describieron en la sección 1.1.

Todas las fuerzas en química, excepto para la química nuclear, son eléctricas. Cargas opuestas se atraen; cargas iguales se repelen. Este hecho simple lo puede llevar muy lejos.

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Capítulo 2

Alcanos y cicloalcanos: introducción a los hidrocarburos

Gráfica de la energía potencial contra la distancia para dos átomos de hidrógeno. En distancias grandes hay una fuerza de atracción débil. Conforme disminuye la distancia, la energía potencial disminuye y el sistema se vuelve más estable debido a que cada electrón ahora “siente” la fuerza de atracción de dos protones en lugar de uno. El estado de menor energía corresponde a una separación de 74 pm, lo cual es la distancia del enlace normal en el H2. En distancias más cortas, las repulsiones núcleo-núcleo y electrónelectrón dominan y el sistema se vuelve menos estable.

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Figura 2.1

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se muestra en la figura 2.1, existe una fuerza de atracción neta, aunque débil, entre los dos hidrógenos, aun cuando los átomos estén muy apartados. Esta interacción se vuelve más fuerte conforme se aproximan entre sí los dos átomos; el electrón de cada hidrógeno siente cada vez más la fuerza de atracción de dos protones en lugar de uno, disminuye la energía total y el sistema se vuelve más estable. Se alcanza un mínimo de energía potencial cuando la separación entre los núcleos alcanza 74 pm, lo cual corresponde a la longitud del enlace H@H en H2. A distancias menores que esto, domina la repulsión núcleo-núcleo y electrón-electrón, y el sistema se vuelve menos estable. La teoría del enlace de valencia y la del orbital molecular incorporan la descripción de onda de los electrones de un átomo en la de la molécula de H2, pero en forma un tanto diferente. Ambas suponen que las ondas electrónicas se comportan como las ondas más familiares, como las ondas sonoras y las ondas luminosas. En física, una propiedad importante de las ondas se llama interferencia. La (figura 2.2). De la sección 1.1 se recordará que las ondas electrónicas en los átomos se caracterizan por su función de onda, la cual es igual a un orbital. Para un electrón en el estado más estable de un átomo de hidrógeno, por ejemplo, este estado queda definido por la función de onda 1s y con frecuencia se llama orbital 1s. El modelo del enlace de valencia basa la unión entre dos átomos en el traslape entre orbitales semillenos de los dos átomos. El modelo del orbital molecular genera un conjunto de orbitales moleculares al combinar los orbitales atómicos de todos los átomos en la molécula. Para una molécula tan simple como H2, la teoría del enlace de valencia y la del orbital molecular producen representaciones muy similares. Las siguientes dos secciones describen estos dos enfoques.

Figura 2.2 Interferencia entre ondas. a) La interferencia constructiva ocurre cuando dos ondas en fase se combinan entre sí. La amplitud de la onda resultante en cada punto es la suma de las amplitudes de las ondas originales. b) La interferencia destructiva disminuye la amplitud cuando dos ondas están fuera de fase entre sí.

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E/DVDPSOLWXGHVGHODVIXQFLRQHV GHRQGDVHUHVWDQ

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2.3 Enlace en el H 2: modelo del enlace de valencia

Orbitales 1V de dos átomos de hidrógeno. Cada orbital contiene un electrón.

El traslapo de dos orbitales 1V en fase forma un orbital nuevo que abarca ambos átomos de hidrógeno. Este orbital contiene dos electrones.

Figura 2.3 Descripción del enlace de valencia del enlace en H2. El traslapo de orbitales 1s semillenos de dos átomos de hidrógeno forma un orbital nuevo que abarca ambos átomos y contiene ambos electrones. La densidad electrónica (probabilidad de encontrar los electrones) es mayor en la región entre los dos átomos. Los núcleos se muestran como puntos negros. Cuando las funciones de onda son del mismo signo, la interferencia constructiva aumenta la probabilidad de encontrar un electrón en la región donde se superponen los dos orbitales.

2.3 Enlace en el H2: modelo del enlace de valencia El aspecto característico de la teoría del enlace de valencia es que describe un enlace covalente entre dos átomos en términos de una superposición en fase de un orbital medio lleno de un átomo con un orbital medio lleno del otro, ilustrado por el caso de H2 en la figura 2.3. Dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón en un orbital 1s, se combinan de tal modo que sus orbitales se traslapan para formar un orbital nuevo asociado con ambos. El traslapo de los orbitales en fase (interferencia constructiva) aumenta la probabilidad de encontrar un electrón en la región entre los dos núcleos, en donde siente la fuerza de atracción de ambos. La figura 2.4 usa mapas del potencial electrostático para mostrar la acumulación de densidad de electrones en la región entre dos átomos de hidrógeno conforme se aproximan entre sí lo suficiente para que sus orbitales se traslapen.

Figura 2.4 D /RVRUELWDOHVVGHGRViWRPRVGH KLGUyJHQRVHSDUDGRVOREDVWDQWHDOHMDGRV SDUDTXHHQHVHQFLDQRKD\DQLQJXQD LQWHUDFFLyQHQWUHHOORV&DGDHOHFWUyQHVWi DVRFLDGRVyORFRQXQSURWyQ

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Representación del enlace de valencia del enlace en H2 ilustrada con mapas de potencial electrostático. Los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno se traslapan para formar un orbital que contiene ambos electrones de la molécula de H2.

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Capítulo 2

Alcanos y cicloalcanos: introducción a los hidrocarburos

La distribución electrónica en un enlace s es cilíndricamente simétrica; en cualquier parte que se haga un corte transversal de un enlace s perpendicular al eje internuclear aparecerá como un círculo. Otra forma de ver la distribución electrónica es analizando la molécula desde un extremo.

giro de 90$

Los orbitales se traslapan a lo largo de una línea que conecta los dos átomos

La distribución electrónica es circular cuando se ve hacia abajo el enlace H—H

En este texto se usará el enfoque del enlace de valencia en forma extensa en el estudio de las moléculas orgánicas. Sin embargo, antes se introducirá el método del orbital molecular para ver cómo se combinan los orbitales 1s de los dos átomos de hidrógeno para generar los orbitales de una molécula de H2.

2.4 Enlace en el H2: modelo del orbital molecular El enfoque del orbital molecular para el enlace químico . Del mismo modo que para una molécula. . Al combinar los orbitales atómicos (OA) 1s de dos átomos de hidrógeno se generan dos orbitales moleculares (OM) para el H2. En una combinación, las dos funciones de onda se suman; en la otra se restan. Los dos orbitales nuevos que se producen se describen en la figura 2.5. . Tanto el orbital de enlace como el de antienlace tienen simetría s. Los dos se diferencian llamando al orbital de enlace s y al orbital de antienlace s* (“sigma asterisco”). En la figura 2.6 se muestra un diagrama del orbital molecular para el H2. El formato habitual muestra los OA iniciales en los lados izquierdo y derecho y el OM enmedio. Siempre debe cumplirse que Por lo tanto, cuando se combinan los OA 1s de dos átomos de hidrógeno, resultan dos OM. El OM de enlace (s) tiene menor energía, y el OM de antienlace (s*) mayor energía que cualquiera de los orbitales 1s originales.

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Figura 2.5 Generación de orbitales molecularess y s* para el H2 al combinar orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno.

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2.5 Introducción a los alcanos: metano, etano y propano

Figura 2.6

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Al combinar los orbitales atómicos (OA) 1s de dos hidrógenos se generan dos orbitales moleculares (OM). El OM de enlace tiene menor energía que cualquiera de los OA que se combinan para producirlo. El OM de antienlace tiene mayor energía que cualquiera de los OA. Cada flecha indica un electrón, y el espín de cada electrón es de signo opuesto. Ambos electrones del H2 ocupan el OM de enlace.

Cuando se asignan electrones a los OM, se aplican las mismas reglas que para escribir las configuraciones electrónicas de los átomos. Los electrones llenan los OM en orden de energía orbital creciente, y el número máximo de electrones en cualquier orbital es dos. Ambos electrones del H2 ocupan el orbital de enlace, tienen espines opuestos y ambos se mantienen unidos con más fuerza que en los átomos de hidrógeno separados. No hay electrones en el orbital de antienlace. Para una molécula tan sencilla como el H2, es difícil ver mucha diferencia entre el método del enlace de valencia y el del orbital molecular. Las diferencias más importantes aparecen en moléculas con más de dos átomos. En tales casos, el método del enlace de valencia continúa viendo una molécula como una colección de enlaces entre los átomos unidos. El método del orbital molecular, sin embargo, conduce a una representación en la que un mismo electrón puede asociarse con muchos, o incluso todos, los átomos de una molécula. Se hablará más sobre las semejanzas y diferencias en las teorías del enlace de valencia y del orbital molecular conforme se continúen desarrollando sus principios, comenzando con los alcanos más simples: metano, etano y propano.

Problema 2.1 Construya un diagrama similar a la figura 2.6 para el helio diatómico (He2). ¿Por qué el helio es monoatómico en vez de diatómico?

2.5 Introducción a los alcanos: metano, etano y propano Se ha encontrado metano en Júpiter, Saturno, Urano, Neptuno y Plutón e, incluso, en el cometa Halley. Alrededor de 2 a 8% de la atmósfera de Cuando llueve en Titán, llueve metano. . es el alcano . El etano (...