Capitulo I Química Orgánica Resumen de la materia PDF

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Repaso de Química General: estructura electrónica y enlace ● Jöns Jakob Berzelius distinguió entre dos tipos de materiales: compuestos que proceden de organismos vivos y que parecían tener una inconmensurable fuerza vital«orgánicos», y compuestos que proceden de minerales, que no tienen fuerza vital...

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Repaso de Química General: estructura electrónica y enlace ● Jöns Jakob Berzelius distinguió entre dos tipos de materiales: compuestos que proceden de organismos vivos y que parecían tener una inconmensurable fuerza vital«orgánicos», y compuestos que proceden de minerales, que no tienen fuerza vital «inorgánicos». ● Se había obtenido por primera vez un compuesto «orgánico» a partir de otro que no procede de organismos vivos y que no tiene ningún tipo de fuerza vital.

● Los compuestos orgánicos se definen como compuestos que contienen carbono. Se estudia química orgánica porque abarca todas las moléculas que hacen posible la vida y que nos hacen a nosotros mismos. Las proteínas, enzimas, vitaminas, lípidos, hidratos de carbono, ADN, ARN, son todos compuestos orgánicos. La mayor parte de los compuestos encontrados en la naturaleza, los que utilizamos para toda nuestra alimentación, para la mayoría de nuestras ropas (algodón, lana, seda) y para generar energía (gas natural, petróleo) son también compuestos orgánicos. ● Los químicos han aprendido a sintetizar millones de compuestos orgánicos que no existen en la naturaleza, como fibras sintéticas, plásticos, caucho sintético y objetos como discos compactos o pegamentos ultra-rápidos. Y ● Actualmente existen unos 16 millones de compuestos orgánicos conocidos y son posibles muchos más que ni siquiera podemos imaginar.

● Como el carbono está en el centro, puede ceder o aceptar electrones y, además, puede compartirlos. El carbono puede compartir electrones con muchos otros átomos, así como con otros átomos de carbono. Como consecuencia, es capaz de formar millones de compuestos estables con un amplio abanico de propiedades químicas ● Los compuestos orgánicos están formados por átomos unidos mediante enlaces. Cuando un compuesto orgánico reacciona, algunos de éstos enlaces se rompen y se forman otros nuevos. ● La capacidad de un enlace para romperse o para formarse depende de los electrones que se han compartido

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LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO El átomo está formado por un pequeño y denso núcleo rodeado de electrones que se extienden en un volumen relativamente grande alrededor del núcleo, que se llama nube electrónica. El núcleo contiene protones cargados positivamente y neutrones no cargados La carga positiva de un protón es igual a la carga negativa de un electrón. Por consiguiente, el número de protones y el número de electrones de un átomo neutro, debe ser el mismo. Los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa. La mayor parte de la masa del átomo reside en su núcleo. El número atómico de un átomo es el número de protones en su núcleo. El número atómico es característico para cada elemento. Los átomos pueden ganar electrones y convertirse en iones cargados negativamente, o pueden perder electrones y convertirse en iones cargados positivamente El número másico de un átomo es la suma de sus protones más sus neutrones.

● La vida media es el tiempo que tardan en descomponerse la mitad de los átomos de una muestra. ● Mientras un animal o planta está vivo, inhala tantos átomos de 14C como exhala o excreta. Cuando el animal o planta muere, deja de renovarse el 14C y comienza a descender lentamente la proporción de átomos 14C. Así se puede determinar la edad de una muestra procedente de un organismo vivo, midiendo el contenido de 14C de la misma. ● La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que constituyen una molécula. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN EL ÁTOMO ● La posición de los electrones en un átomo se puede describir como si estuvieran distribuidos en capas concéntricas alrededor del núcleo. La primera capa es la más próxima al núcleo, la segunda está un poco más alejada del núcleo, la tercera aún más, y así sucesivamente. ● Cada capa contiene a su vez subcapas, llamadas orbitales atómicos. La primera capa tiene un solo orbital atómico s, la segunda tiene los orbitales s y p; la tercera capa orbitales s, p y d; y la cuarta orbitales s, p, d, y f

● En química orgánica se utilizan solo átomos con electrones en las dos primeras capas. La configuración electrónica de un átomo describe los orbitales ocupados por los electrones.

● Un electrón siempre se aloja en el orbital disponible de menor energía. Es importante recordar que cuanto más próximo está el orbital al núcleo, más baja es su energía. Cuando se comparan orbitales atómicos de la misma capa, los orbitales s tienen menos energía que los p, y estos menos que los d.

● Cada orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones y estos deben tener espines opuestos. ● El único electrón del átomo de hidrógeno ocupa el orbital 1s, el segundo electrón del átomo de helio completará el orbital 1s, el tercer electrón del átomo de litio se alojará en el orbital 2s, el cuarto electrón del átomo de berilio completará el orbital 2s. ● Cuando haya dos o más orbitales atómicos con la misma energía, el electrón ocupará un orbital vacío antes que aparearse con otro electrón.

● Los electrones de las capas internas (los que están debajo de la más externa) se denominan electrones internos. Los electrones de la capa más externa se llaman electrones de valencia. El carbono tiene dos electrones internos y cuatro de valencia. El litio y el sodio tiene un solo electrón de valencia. ● Los elementos de un mismo grupo de la Tabla Periódica tienen el mismo número de electrones de valencia. El número de electrones de valencia es un factor determinante de las propiedades químicas de los elementos. El comportamiento químico de un elemento depende de su configuración electrónica. ENLACES IÓNICO Y COVALENTE ● Lewis propuso: Un átomo es más estable cuando su capa más externa está llena, o contiene ocho electrones, y no hay más electrones con energías superiores. ● Según la teoría de Lewis, un átomo cederá, aceptará o compartirá electrones para llegar a ocho electrones en la capa de valencia. Esta teoría se ha denominado regla del octeto. ● Todos los elementos de la primera columna de la Tabla Periódica pierden fácilmente un electrón porque todos tienen un solo electrón en su capa más externa. ● El enlace se forma con los electrones de valencia. Cada electrón de valencia se representa por un punto.

Los enlaces iónicos se forman por atracción entre iones de carga opuesta ● Así, cuando se mezclan sodio metálico y gas cloro, cada uno de los átomos de sodio cede un electrón a un átomo de cloro y se forma una red cristalina de cloruro de sodio (sal común). ● Un enlace es una fuerza atractiva entre dos iones o dos átomos. El enlace que resulta de la atracción entre iones de carga opuesta, se denomina enlace iónico. ● El cloruro de sodio es un ejemplo de compuesto iónico. Los compuestos iónicos se forman cuando un elemento del lado izquierdo de la Tabla Periódica transfiere uno o más electrones a un elemento del lado derecho de la Tabla Periódica Los enlaces covalentes se forman por compartición de pares de electrones ● El enlace que se forma como resultado de compartir electrones se denomina enlace covalente. Un enlace covalente suele representarse por una línea entre los átomos, mejor que por un par de puntos.

Enlaces covalentes polares y no polares ● Los átomos que comparten electrones de enlace en los enlaces covalentes F−F y H−H son iguales. Este enlace se llama enlace covalente no polar. ● Por el contrario, los electrones de enlace en el cloruro de hidrógeno, el agua o el amoníaco tienen electronegatividades diferentes. ● La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones de enlace hacia sí mismo. Los enlaces de estos compuestos son enlaces covalentes polares.

● Un enlace covalente polar tiene una ligera carga positiva en uno de sus extremos. La polaridad de un enlace covalente se indica con el símbolo d+ y d−, que indican las cargas positivas parciales y negativas parciales, respectivamente. ● Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los átomos unidos, más polar será el enlace.

● La dirección de la polaridad del enlace se puede indicar con una flecha.

● Se puede pensar que el enlace iónico es como el extremo que se alcanzaría en una escala continua de enlaces covalentes cada vez más polares.

● Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades entre los átomos que forman el enlace, más próximo está dicho enlace al extremo de la escala, y más se parece a un enlace iónico.

● Cada enlace polar tiene un extremo negativo y otro positivo, eso es un dipolo. El tamaño de los dipolos se expresa por su momento dipolar, m, cuya magnitud se expresa en debyes (D)

● Mapas de potencial electrostático (también llamados mapas de potencial) son modelos para mostrar la distribución de cargas en una molécula. A continuación se muestran los mapas de potencial para el LiH, el H2 y el HF:

● Los colores en un mapa de potencial indican la distribución relativa de las cargas en la molécula.

● El mapa de potencial para el LiH muestra que el átomo de hidrógeno (rojo) es más rico en electrones que el átomo de litio (azul). ● Un mismo átomo puede tener diferente tamaño en diferentes moléculas, porque el tamaño de un átomo en el mapa de potencial depende de su densidad electrónica. REPRESENTACIÓN DE LA ESTRUCTURA DE UN COMPUESTO Estructuras de Lewis ● Las estructuras de Lewis utilizan los símbolos químicos con los electrones de valencia representados por puntos o líneas. Las estructuras de Lewis muestran las uniones entre los átomos, los átomos que tienen pares de electrones solitarios y si hay, o no, carga formal

● Cuando se dibuja una estructura de Lewis hay que asegurarse que cada átomo de hidrógeno tiene dos electrones y que los átomos de C, N, O y halógeno (F, Cl, Br, I) se rodean de ocho electrones, de acuerdo con la regla del octeto. ● Los electrones de valencia que no se usan para formar enlaces se denominan electrones no enlazantes o pares de electrones solitarios. ● Carga formal es la diferencia entre el número de electrones de valencia que tiene el átomo cuando no está enlazado a otro, y el número de «sus» electrones cuando está enlazado. carga formal = número de electrones de valencia − (número de electrones no enlazantes + 1/2 número de electrones enlazantes)

Estructuras de Kekulé y estructuras condensadas ● Las estructuras de Kekulé son como las de Lewis, salvo que se suelen omitir los pares solitarios. ● También se simplifican omitiendo algunos (o todos) los enlaces covalentes, escribiendo juntos los átomos que están unidos a un determinado carbono (o nitrógeno, u oxígeno) ● Los electrones solitarios no se suelen mostrar, a menos que sean importantes para mostrar alguna propiedad de la molécula. Estas estructuras se llaman estructuras condensadas.

ORBITALES ATÓMICOS ● Un orbital atómico es una región tridimensional próxima al núcleo en donde los electrones tienen mayor probabilidad de encontrarse. ● Un orbital atómico s es una esfera con el núcleo en su centro. Cuando se dice que un electrón ocupa el orbital 1s, significa que hay una probabilidad mayor del 90 % de encontrar el electrón en el espacio definido por su esfera. ● Los orbitales p tienen dos lóbulos, a diferencia de los orbitales s que son esféricos.

FORMACIÓN DE ENLACES COVALENTES ● El enlace covalente que se forma por solapamiento de dos orbitales se llama enlace sigma (s). ● Entonces, los átomos forman enlaces covalentes porque los átomos unidos covalentemente son más estables que los átomos separados. La atracción de los electrones cargados negativamente por los núcleos cargados positivamente es lo que mantiene a los átomos unidos. ● Cuando se forma el enlace H ¬H, se liberan 105 kcal/mol o 439 kJ/mol (1 kcal = 4,184 kJ)*. ● Por tanto, la energía de enlace, también llamada energía de disociación del enlace, es la energía requerida para romper el enlace, o la energía liberada en la formación del enlace. ENLACES SIMPLES EN COMPUESTOS ORGÁNICOS Los enlaces del metano ● EL metano (CH4) tiene cuatro enlaces covalentes C−H.

● El mapa de potencial del metano muestra que ni el carbono ni los hidrógenos son portadores de carga: no hay áreas rojas que representen átomos con cargas parciales negativas, ni áreas azules que representen átomos con cargas parciales positivas. ● La ausencia de átomos parcialmente cargados se explica por las similares electronegatividades del carbono y del hidrógeno, que produce una compartición de los electrones casi igualitaria. El metano es por tanto, una molécula apolar

● Los orbitales híbridos son orbitales mixtos que resultan de combinar orbitales atómicos. El concepto de combinar orbitales atómicos, llamado hibridación, fue propuesto por Linus Pauling en 1931. Si un orbital s y tres p de la segunda capa se combinan, resultan cuatro orbitales iguales, cada uno con una parte de s y tres partes de p. Este tipo de orbital híbrido se denomina orbital sp3

● Como un orbital p, los orbitales sp3 tienen dos lóbulos. A diferencia de ellos, un orbital sp3 tiene los lóbulos de diferente tamaño ● Cuando los cuatro orbitales sp3 se colocan para estar lo más separados posible, apuntan hacia los vértices de un tetraedro regular, una pirámide de cuatro caras, cada una de las cuales es un triángulo equilátero ● Los ángulos de enlace del metano son de 109,5°. A veces se le llama ángulo de enlace tetraédrico. Al átomo de carbono, que como en el metano, forma enlaces covalentes con hibridación sp3 se le denomina carbono tetraédrico. Los enlaces del etano ● Cada carbono del etano (CH3CH3) está unido a otros cuatro átomos, por lo que son carbonos tetraédricos.

● Todos los enlaces del metano y del etano son enlaces sigma (s). Más adelante se verá que todos los enlaces simples en química orgánica son enlaces sigma. FORMACIÓN DE DOBLES ENLACES: LOS ENLACES DEL ETENO

● Al hibridarse tres orbitales se forman tres orbitales híbridos que se denominan orbitales sp2 . Después de la hibridación, cada átomo de carbono tiene tres orbitales sp2 y un orbital p sin hibridar:

● Los carbonos del eteno forman dos enlaces entre sí. Cuando hay dos enlaces entre dos átomos se denomina doble enlace ● El soplapamiento lateral de los orbitales p forma un enlace pi ● El mapa de potencial del eteno muestra que es una molécula apolar con una pequeña acumulación de carga negativa sobre los dos carbonos

Diamante, grafito, grafeno y fullerenos: sustancias que solo contienen átomos de carbono ● Las consecuencias de la hibridación se pueden ilustrar con el diamante y el grafito. El diamante es la sustancia más dura mientras que el grafito es blando y resbaloso por lo que se usa para hacer la mina de los lápices. ● Ambos materiales, a pesar de sus muy diferentes propiedades, contienen solamente átomos de carbono. El diamante tiene una red tridimensional rígida de átomos de carbono, cada uno unido a otros cuatro mediante por medio de orbitales sp3 . Los átomos de carbono en el grafito tienen hidridación sp2 por lo que cada carbono está unido a otros tres carbonos.

● El grafeno es una lámina plana de grafito de un átomo de espesor. Es el material más fino y más ligero que se conoce. Es transparente, se puede doblar, apilar o enrollar. Es más duro que el diamante y conduce la electricidad mejor que el cobre. FORMACIÓN DE TRIPLES ENLACES: LOS ENLACES DEL ETINO

● Los dos carbonos del etino están unidos entre sí por tres enlaces. Cuando hay tres enlaces entre dos átomos se denomina triple enlace ● Por tanto, un triple enlace está formado por un enlace sigma y dos enlaces pi. Como los dos orbitales p no hibridados en cada carbono son perpendiculares entre sí, crean una región de alta densidad electrónica por encima, por debajo, por delante y por detrás del eje internuclear de la molécula

ENLACES EN EL CATIÓN METILO, EN EL RADICAL METILO Y EN EL ANIÓN METILO El catión metilo (+CH3) ● El carbono cargado positivamente del catión metilo está unido a tres átomos por lo que necesita hibridar tres orbitales: un orbital s y dos orbitales p. ● El carbono cargado positivamente y los tres hidrógenos unidos a él caen en el mismo plano. El orbital p no hibridado será perpendicular al plano de los núcleos.

El radical metilo (∙CH3) ● El carbono del radical metilo también tiene hibridación sp2 . El radical metilo tiene un electrón más que el catión metilo.

El anión metilo (− :CH3) ● El carbono cargado negativamente del anión metilo tiene tres pares de electrones de enlace y un par solitario. Los cuatro pares tienden a estar separados y los cuatro orbitales que contienen los tres pares de enlace y el par solitario se orientan hacia los vértices de un tetraedro.

ENLACES EN EL AMONÍACO Y EN EL ION AMONIO ● El átomo de nitrógeno en el amoníaco (NH3) forma tres enlaces covalentes. La configuración electrónica del nitrógeno muestra que tiene tres electrones de valencia desapareados

ENLACES EN EL AGUA ● El átomo de oxígeno del agua (H2O) forma dos enlaces covalentes. La configuración electrónica del oxígeno muestra que tiene dos electrones de valencia desapareados, por lo que no necesita mover ningún electrón para formar los dos enlaces covalentes que precisa para completar su octeto.

● El ángulo de enlace experimentalmente observado en el H2O es de 104,5°. Este ángulo de enlace indica que el oxígeno, como el nitrógeno y el carbono, utiliza orbitales híbridos para formar sus enlaces covalentes

ENLACES EN UN HALURO DE HIDRÓGENO ● El HF, HCl, HBr y el HI se llaman haluros de hidrógeno o halogenuros de hidrógeno. Los halógenos tienen un electrón de valencia desapareado ● Los ángulos de enlace ayudan a conocer los orbitales que forman el enlace en el haluro de hidrógeno, como se ha visto con otras moléculas, pero los haluro de hidrógeno tienen un solo enlace y por consiguiente, no hay ángulos de enlace.

● La longitud del enlace hidrógeno−halógeno se hace más grande y el enlace más débil a medida que el halógeno aumenta su tamaño

RESUMEN: HIBRIDACIÓN, LONGITUD DE ENLACE, ENERGÍA DE ENLACE Y ÁNGULOS DE ENLACE ● Se ha visto que todos los enlaces simples son enlaces sigma, que los dobles enlaces están compuestos por un enlace sigmas y uno pi

● La forma más fácil de determinar la hibridación de un carbono, nitrógeno u oxígeno es contar el número de enlaces p que forma. Si no forma enlaces p es que está hibridado sp3 ; si forma un enlace p es que está hibridado sp2 ; y si forma dos enlaces p es que está hibridado sp.

EL MOMENTO DIPOLAR DE LAS MOLÉCULAS ● Cuando tienen más de un enlace covalente, hay que tener en cuenta la geometría de la molécula porque, tanto la magnitud como la dirección de los momentos dipolares de los enlaces (suma vectorial), determinan el momento dipolar de la molécula. ● El momento dipolar depende de la magnitud y dirección de los momentos dipolares individuales de los enlaces en la molécula.

● El momento dipolar del agua (1,85 D) es mayor que el momento dipolar del enlace simple O ¬ H (1,5 D) porque los dipolos de los dos enlaces O ¬ H se refuerzan entre sí. Conceptos ● Compuestos orgánicos son compuestos que contienen carbono. ● El número atómico de un átomo es el número de protones en su núcleo (o el número de electrones que le rodean en el átomo neutro). ● El número másico de un átomo es la suma de sus protones y sus neutrones. ● Los isótopos tienen el mismo número atómico pero diferentes números másicos. ● La masa atómica es la masa promedio de los átomos del elemento. ● La masa molecular es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de una molécula ● Un orbital atómico describe el volumen alrededor del núcleo donde es más probable encontrar al electrón. ● Cuanto más próximo está un orbital a su núcleo, menor es su energía. ● El mínimo de energía corresponde al máximo de estabilidad. ● Los electrones se asignan a los orbitales siguiendo tres reglas: un electrón va al orbital disponible de más baja energía; no se pueden asignar más de dos electrones a un orbital; un electrón ocupará un...