TEMA 1

1
TEMA 1

• ESTRUCTURA Y PROPIEDADES

2

• 1.- Introducción

3
La Química Orgánica es la parte de la química que
estudia los Compuestos de Carbono
Más del 95 de las sustancias químicas conocidas
son compuestos del carbono y más de la mitad de
los químicos actuales en el mundo se denominan a
sí mismos químicos orgánicos.
Todos los compuestos responsables de la vida
(ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas,
azúcares, lípidos,  vitaminas, etc.) son
sustancias orgánicas.
La industria química (fármacos, polímeros,
pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel muy
importante en la economía mundial e incide en
muchos aspectos de nuestra vida diaria con sus
productos.
4
1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica
Finales del XVIII El enigma de la Química Orgánica La fuerza vital. Se observa que los compuestos orgánicos están formados por un número muy limitado de elementos.
Principios del XIX Se intuyen ciertos visos de ordenamiento estructural. Se establece la ley de proporciones múltiples.
1820s Síntesis de la urea se tiende el puente entre la Química Inorgánica y la Orgánica. Se mejora la precisión del análisis elemental. Se produce una complicación insospechada la isomería.
1830s Los radicales orgánicos como un principio de ordenación. El descubrimiento y la profusión de los radicales orgánicos.
1830s-1840s Orden entre los radicales orgánicos la sustitución. Definición de radicales derivados.
5
1840s-1850s Ordenación por tipos de compuestos. La unificación de radicales y tipos.
1850s Estructura interna de los radicales la tetravalencia del carbono y su capacidad para formar cadenas.
1860s Primeras formulaciones modernas.
1870s Estructura tetraédrica del carbono isomería optica.
1880s Estructura hexagonal del benceno.
1930s-1940s Planteamiento de la Teoría de la Resonancia. Desarrollo de la Espectroscopía de rayos X. Desarrollo de la Espectrometría de masas.
1950s Análisis conformacional estereoquímica del ciclohexano. Descubrimiento de la Resonancia Magnética Nuclear.
6

• 2.- Estructura de los átomos

7
MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO
Núcleo
Cubierta electrónica
ORBITALES
Carácter ondulatorio de los electrones Principio
de Incertidumbre de Heisenberg
Caracterizados por números cuánticos n número
cuántico principal l número cuántico
secundario m número cuántico magnético
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NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA
9
ORBITALES 1s y 2s
ORBITAL s
10
ORBITALES 2p
11
ORBITALES 3 d
12
ENERGÍA DE LOS ORBITALES
Regla cuántica de (nl) Entre dos orbitales
tendrá menor energía aquél en el que la suma de
los números cuánticos n y l sea menor. Si el
resultado fuese el mismo para ambos, tendrá menor
energía aquél de menor número cuántico principal n
13
EN QUÉ ORDEN SE LLENAN LOS ORBITALES?
Principio de construcción (Aufbau) En su estado
fundamental la distribución electrónica de un
elemento se construye a partir del inmediato
anterior, adicionándole un electrón de modo que
le confiera la máxima estabilidad (menor energía)
14
CUÁNTOS ELECTRONES CABEN EN UN ORBITAL?
Principio de exclusión de Pauli (1925) En un
determinado sistema cuántico (átomo o molécula)
no pueden existir dos electrones con los cuatro
números cuánticos idénticos Por tanto, en un
orbital sólo caben dos electrones que
compartirían tres números cuánticos y se
diferenciarían en el número cuántico de spin (s)
15
CÓMO SE LLENAN LOS GRUPOS DE ORBITALES DE IGUAL
ENERGÍA?
Regla de la máxima multiplicidad de Hund Cuando
una serie de orbitales de igual energía (p, d ,
f) se están llenando con electrones, éstos
permanecerán desapareados mientras sea posible,
manteniendo los espines paralelos
16
(No Transcript)
17
CAPA DE VALENCIA
18
CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS
19
Grupos del Sistema Periódico
20
PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATÓMICOS
21
PROPIEDADES PERIÓDICAS ELECTRONEGATIVIDAD
22

• 3.- Enlace y moléculas

23
3.1.- ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE
IÓNICO
COVALENTE
COVALENTE POLAR
24
ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE
NO POLAR
POLAR
25
TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD
26
3.2.-TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE
COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR
GEOMETRÍA
TEORÍA
OCTETO ELECTRÓNICO Lewis
Método de repulsión de electrones de la capa de
valencia
Compartición de electrones
ENLACE-VALENCIA Heitler-London
Solapamiento de O.A.
Hibridación de O.A
ORBITAL MOLECULAR Mulliken-Hund
Orbitales moleculares
Formación de O.M.
27
3.3.-TEORÍA DE LEWIS
Átomos
Los átomos forman moléculas porque compartiendo
electrones alcanzan el octeto electrónico
Moléculas Diatómicas
28
(No Transcript)
29
En el establecimiento de las estructuras de Lewis
es muy importante tener en cuenta tres
aspectos 1.- Asignar cargas formales a los
átomos 2.- Valorar la existencia de formas
resonantes 3.- Hay átomos que no cumplen la regla
del octeto
30
Cargas formales
Para determinar cargas formales sobre los átomos
Mitad e compartidos
Carga Formal
Número e Capa valencia
Número e Desapareados
-


31
(No Transcript)
32
Ejercicio Usar el concepto de carga formal para
determinar la estructura de Lewis más estable
para a) CO2 b) N2O
a) Diferentes estructuras de Lewis que satisfacen
la regla del octeto
Para cada una de ellas se puede calcular la carga
formal de cada átomo
La carga formal se minimiza cuando el átomo de
carbono se coloca en el centro y establece dobles
enlaces con los átomos de oxígeno
33
b) Para el N2O las posibles estructuras de Lewis
con cargas formales son las siguientes
Se comprueba que las estructuras a) y d) son
igual de buenas en cuanto a las cargas formales,
sin embargo, habrá que convenir que la más
importante (contribuye más al híbrido de
resonancia) es la d) porque en ella la carga
negativa está situada sobre el átomo de oxígeno,
elemento más electronegativo que el nitrógeno.
34
Resonancia.
No siempre existe una única estructura de Lewis
que pueda explicar las propiedades de una
molécula o ión.
A cada una de ellas se le denomina forma
resonante y al conjunto híbrido de resonancia
35
En el caso del ion CO32, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace
se forma con cada uno de los átomos de oxigeno,
siendo las tres válidas. Cada una de estas formas
contribuye por igual al la estructura del ion
CO32, siendo la verdadera estructura una mezcla
de las tres.
36
Condiciones para escribir formas
resonantes 1.      Para pasar de una forma
resonante a otra solamente puedo mover
electrones, nunca átomos. 2.    Todas las
estructuras resonantes que yo escriba deben ser
estructuras de Lewis válidas. 3.     Las
estructuras resonantes deben poseer el mismo
número de electrones desapareados. 4.    Las
estructuras resonantes más importantes son las de
menor energía potencial.
37
Ejercicio Escribir las formas resonantes del
nitrometano y DMAP
(N,N-dimetilamino)piridinaDMAP
Nitrometano
38
Cuál de todas las estructuras resonantes se
parece más al compuesto real? 1.      Aquella en
la que todos los átomos tienen el octete
completo. 2.     Aquellas en las que no existe
separación de carga es más importante que la que
en la que existe separación de carga.
3.      Cuando en dos formas resonantes existe
separación de carga es más estable aquella que
tiene las cargas más alejadas.
39
4.      Las estructuras de resonancia que lleven
carga negativa sobre un átomo electronegativo
contribuye más que cuando esa carga va sobre otro
átomo.
5.  Si hay dos formas resonantes iguales la
resonancia será más importante. Cuando una forma
resonante es muchísimo más estable que las demás
la resonancia no existe y la molécula real se
parece mucho a esta forma. Cuando todas las
formas resonantes son importantes, entonces la
molécula real sí es un híbrido de todas las
formas resonantes.
40
Ejercicio Se sabe que en el nitrometano los
oxígenos distan por igual (1.2 Å) del nitrógeno.
Cómo puede explicarse este hecho?
La molécula de nitrometano es un híbrido de
resonancia de dos especies idénticas. El enlace
N-O ni es simple ni doble, tiene un carácter
intermedio en ambos extremos.
41
En el ion acetato sucede algo análogo (dC-O1.26
Å).
Las estructuras electrónicas reales del
nitrometano y del ion acetato son estructuras
compuestas, promedio de las dos estructuras de
Lewis respectivas (formas resonantes), y se dice
que la molécula es un híbrido de resonancia.
42
Hay incumplimientos de la regla del octeto
Elementos del tercer periodo como el fósforo se
rodean de 10 electrones
Los átomos con número impar de electrones suelen
incumplir la regla
43
Ejercicio Construir la estructura de Lewis del
ión sulfito
44
Ejercicio Construir la estructura de Lewis del
dióxido de carbono
45
Ejercicio Construir la estructura de Lewis del
dióxido de azufre
46
Ejercicio Construir la estructura de Lewis del
ión sulfato
47
Ejercicio Construir la estructura de Lewis del
trifluoruro de boro
48
Las diferentes estructuras de Lewis de los átomos
principales de las moléculas orgánicas,
dependiendo de la estructura en la que estén
involucrados, son
49
GEOMETRÍA MOLECULAR MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS
PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Los pares de electrones se disponen en torno al
átomo central de modo que se minimicen las
repulsiones eléctricas entre ellos
Cuatro pares de e rodeando el átomo de nitrógeno.
Se dirigen hacia los vértices de un
tetraedro (Geometría electrónica)
Como sólo se enlazan 3 de los 4 pares
electrónicos, la forma de la molécula será
piramidal (Geometría molecular)
50
Dos pares de e enlazados Molécula lineal
Tres pares de e enlazados Molécula triangular
plana
Cuatro pares de e
Molécula tetraédrica Cuatro enlazados
Molécula piramidal Tres enlazados
Molécula angular Dos enlazados
lt
lt
Repulsión entre pares de electrones
No enlazado- No enlazado
No enlazado- Enlazado
Enlazado- Enlazado
51
Cinco pares de e enlazados Molécula bipiramidal
triangular
Seis pares de e enlazados Molécula bipiramidal
cuadrada
52
En cuanto a la geometría molecular, los enlaces
múltiples son iguales que los simples
53
3.4.- TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN
Los enlaces covalentes se producen por
solapamiento de orbitales atómicos semiocupados
de distintos átomos
Orbital 1s semiocupado de un átomo de H
Orbital 1s semiocupado de un átomo de H
Molécula de hidrógeno
54
Tipos de enlace covalente según el solapamiento
Enlace tipo sigma s solapamiento frontal
Enlace tipo pi p solapamiento lateral
55
3.4.- HIBRIDACIÓN Geometría molecular según TEV
HIBRIDACIÓN sp3 METANO
Todos los enlaces C-H del metano son idénticos
El carbono sólo podría formar dos enlaces C-H
56
(No Transcript)
57
sp3

• 4 enlaces sencillos. Ejemplo metano
• 3 enlaces sencillos 1 par e sin compartir.
  Ej NH3
• 2 enlaces sencillos 2 par e sin compartir.
  Ej H2O

58
Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá
hibridación sp3 y una estructura tetraédrica. Así
son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes,
éteres y aminas, entre otros. Todos estos
compuestos tienen estabilidad suficiente como
para poder ser almacenados sin problemas
especiales.      Un carbono unido a menos de
cuatro átomos también puede tener hibridación sp3
pero la estructura variará dependiendo del número
de sustituyentes
Estructura                                        
Tipo de compuesto Carbaniones Carbenos
Geometría Piramidal Angular
      Los carbaniones y carbenos son especies
altamente reactivas (intermedios de reacción) y
en general tienen un tiempo de vida muy corto.
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HIBRIDACIÓN sp2 ETENO
Hibridación sp2
sp2
2pz
60
(No Transcript)
61
sp2

• 3 enlaces sencillos. Ejemplo BF3
• 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo eteno

62
Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un
doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá
hibridación sp2 y una geometría trigonal plana.
Así son compuestos estables tales como olefinas,
hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y
ácidos carboxílcos y derivados, entre otros.
      Existen otras situaciones donde un átomo
de carbono unido a tres átomos también posee
hibridación sp2
Estructura                                            
Tipo de compuesto Carbocatión (ion carbenio) Radical
Geometría Trigonal plana Trigonal plana
     Carbocationes y radicales son especies
altamente reactivas (intermedios de reacción) y
en general tienen un tiempo de vida muy corto.
63
HIBRIDACIÓN sp2 BENCENO
Kekule
C6H6
Problema El benceno es mucho más estable que lo
que cabría esperar de la estructura propuesta por
Kekule
La hidrogenación del benceno libera mucha menos
energía que la esperable
64
Hibridación sp2
sp2
2pz
Estabilidad debida a la deslocalización de los
electrones del anillo (aromaticidad)
65
HIBRIDACIÓN sp2 GRUPO CARBONILO
Átomo carbono Hibridación sp2
Átomo oxígeno Hibridación sp2
66
(No Transcript)
67
HIBRIDACIÓN sp ACETILENO
(Dos regiones de densidad electrónica alrededor
del C)                                         
                                                  
                                               
                                                  
                              
68
(No Transcript)
69
sp

• 2 enlaces sencillos. Ejemplo BeF2
• 2 enlaces dobles. Ejemplo CO2
• 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo etino

70
Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un
triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá
una hibridación sp y una estructura lineal.
      Existen otras posibilidades
Estructura                                                                  
Tipo de compuesto Aleno Acetiluro
Geometría Lineal Lineal
       Los alenos son compuestos estables. Los
acetiluros son especies reactivas (intermedios de
reacción).
71
Electronegatividad del carbono en función de su
hibridación El carbono tiene mayor
electronegatividad a medida que aumenta el
carácter s de la hibridación. Por tanto los
carbonos del etano (sp3) son menos
electronegativos que los del eteno (sp2) y éstos
a su vez menos electronegativos que los del etino
(sp). El cálculo de las densidades electrónicas
en estos tres compuestos refleja claramente este
hecho (azul , rojo -)
                                                            Etano                                                             Eteno                                                             Etino
Los hidrógenos tienen una coloración azul más
acusada desde el etano al etino, prueba de su
menor densidad electrónica como consecuencia de
la electronegatividad creciente del carbono.
72
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y
OXÍGENO
sp3 Nitrógeno                                              Oxígeno                                             
Estructura                                                                                  
Tipo Aminas Sales de amonio Alcoholes Éteres Alcóxidos
Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -
     Las aminas, sales de amonio, alcoholes y
éteres son especies estables. Los alcóxidos son
especies muy reactivas (intermedios de reacción).
73
sp2 Nitrógeno                                                                                        Oxígeno                                                                                       
Estructura                                                                            
Tipo Iminas Sales de imonio Carbonilos
Geometría Trigonal plana Trigonal plana Trigonal plana
    Los tres tipos de compuestos tienen en
general estabilidad suficiente como para poder
almacenarse sin problemas especiales. Los
compuestos con grupos carbonilo son muy variados
pueden ser aldehídos, cetonas, ácidos
carboxílicos, haluros de ácido, anhídridos,
ésteres y amidas, entre otros.  
74
sp Nitrógeno                                            
Estructura                        
Tipo Nitrilos
Geometría Lineal
.  
     Los nitrilos son compuestos estables
75
PARÁMETROS DE ENLACE
Enlace Longitud típica (A) Momento dipolar (D) Energía de disociación (kcal/mol)
C-H 1.07 0.40 99
X-H 1.01(N) 0.96(O) 1.31(N) 1.51(O) 93(N) 111(O)
C-C 1.54 0 83
CC 1.33 0 146
CºC 1.20 0 200
C-N 1.47 0.22 73
CN 1.30 1.90 147
CºN 1.16 3.50 213
C-O 1.43 0.74 86
CO 1.23 2.30 184
C-Cl 1.78 1.46 81
C-Br 1.93 1.38 68
C-I 2.14 1.19 51
76
3.5.-TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
La mezcla de N orbitales atómicos da lugar a N
orbitales moleculares
Ej. Hidrógeno
La combinación de dos orbitales atómicos 1s da
lugar a un orbital molecular enlazante s y a un
orbital antienlazante s. Los dos electrones de
la molécula ocupan el orbital molecular enlazante
77
Los orbitales moleculares tipo s también se
pueden formar por solapamiento frontal de
orbitales p o de orbitales híbridos
78
Los orbitales moleculares tipo p se producen por
solapamiento lateral de orbitales p
79
Formación de dos orbitales p por solapamiento
lateral de orbitales p. Triple enlace
carbono-carbono.
80
3.6.- Enlace covalente polar Polaridad de los
enlaces y las moléculas
Un enlace covalente será polar si los átomos
enlazados tienen cierta diferencia de
electronegatividad
81
Cada enlace tiene un momento dipolar ?
(magnitud vectorial que depende la diferencia de
electronegatividad entre los átomos cuya
dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo
sentido va del menos electronegativo al más
electronegativo).
82
Momentos Dipolares de enlaces Momentos Dipolares de enlaces Momentos Dipolares de enlaces Momentos Dipolares de enlaces
Enlace Momento Dipolar, D Enlace Momento Dipolar, D
H-F 1.7 C-F 1.4
H-Cl 1.1 C-O 0.7
H-Br 0.8 C-N 0.4
H-I 0.4 CO 2.4
H-C 0.3 CN 1.4
H-N 1.3 CN 3.6
H-O 1.5
La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo. La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo. La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo. La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo.
83
La polaridad de las moléculas depende de dos
factores a) La existencia de enlaces covalentes
polares b) Una geometría que lo permita
84
Moléculas polares. Tienen ? ? no nulo Moléculas
con un sólo enlace covalente. Ej HCl. Moléculas
angulares, piramidales, .... Ej H2O, NH3
Moléculas apolares. Tienen ? ? nulo Moléculas
con enlaces apolares. Ej H2, Cl2. Moléculas
simétricas ? ? 0. Ej CH4, CO2.
85
(No Transcript)
86

• 4.- REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS EN QUÍMICA
  ORGÁNICA

87
4.1.- TIPOS DE FÓRMULAS
Fórmula Molecular
C2H6O
C4H10
Formula Estructural
Fórmula Desarrollada
Formula Esqueletal
En 2 D
En 3 D
88
4.2.- PRINCIPALES GRUPOS FUNCIONALES.
Clase Grupo funcional Ejemplo
alcanos ninguno CH3-CH3 Etano
alquenos                    CH3CHCH2 Propeno
alquinos                             CH3-CC-CH3 2-Butino
haluros de alquilo -halógeno CH3-CH2-Br Bromuro de etilo
89
Clase Grupo funcional Ejemplo
(homo) aromáticos                                                                                                    Tolueno
(hetero) aromáticos                                                                                                   3-Metilpiridina
90
Clase Grupo funcional Ejemplo
alcoholes fenoles -OH CH3-CH2-OH Etanol Ph-OH Fenol
éteres -O- CH3-CH2-O-CH2-CH3 Dietiléter
aldehídos                                        Etanal
cetonas                                    Propanona
91
Clase Grupo funcional Ejemplo
ácidos carboxílicos                                               Ácido acético
ésteres                                                                 Acetato de etilo
amidas                                               Acetamida
haluros de acilo anhídridos                                                                                                                                 Cloruro de acetilo  Anhídrido acético
92
Clase Grupo funcional Ejemplo
nitrilos -CºN CH3CN Acetonitrilo
nitroderivados -NO2 CH3NO2 Nitrometano
iminas                                            Metilimina de la propanona
tioles -SH CH3-CH2-SH Etiltiol
sulfuros -S- (CH3)2S Dimetilsulfuro
sulfonas -SO2- CH3SO2CH3 Dimetilsulfona
ácidos sulfónicos -SO2-OH CH3CH2CH2SO2OH Ácido propanosulfónico
93
4.3.- EL NOMBRE DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
ALCANOS
Nombre MolecularFormula EstructuralFormula Isomeros Nombre MolecularFormula EstructuralFormula Isomeros
Metano CH4 CH4 1 hexano C6H14 CH3(CH2)4CH3 5
Etano C2H6 CH3CH3 1 heptano C7H16 CH3(CH2)5CH3 9
propano C3H8 CH3CH2CH3 1 octano C8H18 CH3(CH2)6CH3 18
butano C4H10 CH3CH2CH2CH3 2 nonano C9H20 CH3(CH2)7CH3 35
pentano C5H12 CH3(CH2)3CH3 3 decano C10H22 CH3(CH2)8CH3 75

GRUPOS ALQUILO

Grupo  CH3   C2H5   CH3CH2CH2   (CH3)2CH   CH3CH2CH2CH2   (CH3)2CHCH2   CH3CH2CH(CH3)   (CH3)3C   R 
Nombre Metil Etil  Propil Isopropill  Butil  Isobutil  sec-Butil  tert-Butil    Alquil
94
CICLOALCANOS
Nombre Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano Cicloheptano Cicloalcano
MolecularFormula C3H6 C4H8 C5H10 C6H12 C7H14 CnH2n
EstructuralFormula                                                                                                 (CH2)n
EsqueletalFormula                                                                            
95
Reglas IUPAC para nombrar alcanos  1.   Encuentre
y nombre la cadena continua más larga de
carbonos. 2.  Identifique y nombre los grupos
unidos a esta cadena. 3.   Numere la cadena
empezando por el extremo más próximo a un
sustituyente.  4.   Designe la localización de
cada grupo sustituyente por el apropiado número y
nombre. 5.   Construya el nombre, listando los
grupos en orden alfabético.     Los prefijos di,
tri, tetra etc., usados para designar varios
grupos iguales, no se consideran en la ordenación
alfabética.
3-metilhexano
                                                                                 
                                                                                 
3,4-dicloro-4-etil-5-metilheptano
96
(No Transcript)
97
Reglas IUPAC para la nomenclatura de
Alquenos 1.   El sufijo -eno indica un
alqueno o cicloalqueno. 2.   La cadena principal
debe incluir los dos átomos de carbono unidos por
el doble enlace. 3.  La cadena principal debe ser
numerada por el extremo más próximo al doble
enlace. Si la insaturación está en el centro de
la cadena se empieza a numerar por el extremo que
tenga más próximo un sustituyente. 4.  El más
pequeño de los números asignados a los átomos del
doble enlace se utiliza para indicar la posición
de la insaturación. Si hay más de un doble enlace
el compuesto es denominado dieno, trieno,.. 5.  
En los cicloalquenos a los carbonos del doble
enlace se les asigna los números 1 y 2. El número
1 puede ser determinado por la regla de los
sustituyentes. 6.   Grupos sustituyentes más
importantes conteniendo doble enlace son       
    H2CCH   Grupo vinilo           
H2CCHCH2   Grupo alilo
98
Cuál es el nombre de los siguientes alquenos?
1.- (CH3)2CCHCH2C(CH3)3   2.- (CH3CH2CH2)2CCH2
3.- (C2H5)2CCHCH(CH3)2   4.- CH2C(CH3)CH(CH3)C(C2H5)CH2
99
(No Transcript)
100
Reglas IUPAC para la Nomenclatura de Alquinos  1.
 El sufijo -ino indica alquino o
cicloalquino. 2.   La cadena principal debe
contener a los dos carbonos unidos por el triple
enlace.  3.   La cadena principal debe ser
numerada desde el extremo más próximo al triple
enlace. Si el triple enlace está situado en el
centro de la cadena se aplica la regla de los
sustituyentes. 4.  El menor número de los
carbonos unidos por triple enlace debe ser usado
como localizador de la insaturación. 5.  Si
están presentes varios enlaces múltiples, cada
uno debe tener su localizador. Los dobles enlaces
preceden a los triples en los nombres IUPAC, pero
la cadena debe ser numerada a partir del extremo
que tenga más próximo un enlace múltiple sea cual
sea su naturaleza. 6.  A causa de su carácter
linear, los anillos que pueden acomodar un triple
enlace deben tener al menos diez carbonos. En los
cicloalquinos simples los carbonos unidos por el
triple enlace son numerados con el 1 y el 2. El
número 1 se determina por la proximidad de los
sustituyentes. 7.   Grupos sustituyentes
conteniendo triple enlace son            HCC
  Grupo Etinil            HCCHCH2   Grupo
Propargil
101
Ejemplos alquenos y alquinos
102
(No Transcript)
103
Derivados del benceno
104
(No Transcript)
105
(No Transcript)
106

• 5.- FUERZAS INTERMOLECULARES

107
Fuerzas de Van der Waals
Puentes de hidrógeno
Dipolo-Dipolo permanente
Dipolo-Dipolo inducido Fuerzas de dispersión de
London
108
5.1. Fuerzas entre dipolos (Van der Waals)
b) Interacciones moleculares entre moléculas
apolares fuerzas de dispersión de London.
a) Interacciones moleculares entre moléculas
polares.
109
La intensidad de las fuerzas intermoleculares (F.
de Van der Waals) viene determinada por - Tamaño
de las moléculas - Forma de las moléculas -
Polaridad de las moléculas
Por qué hay diferencia en los puntos de
ebullición?
110
Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el
Punto de ebullición
PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Aumento Tamaño Aumento Tamaño Aumento Tamaño Aumento Tamaño Aumento Tamaño
Atómico Ar (40) -186 Kr (83) -153 Xe (131) -109
Molecular CH4 (16) -161 (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)4Si (88) 27 CCl4 (154) 77
Forma Molecular Forma Molecular Forma Molecular Forma Molecular Forma Molecular
Esférica (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)2CCl2 (113) 69 (CH3)3CC(CH3)3 (114) 106 (CH3)3CC(CH3)3 (114) 106
Lineal CH3(CH2)3CH3 (72) 36 Cl(CH2)3Cl (113) 121 CH3(CH2)6CH3 (114) 126 CH3(CH2)6CH3 (114) 126
Polaridad Molecular Polaridad Molecular Polaridad Molecular Polaridad Molecular Polaridad Molecular
No polar H2CCH2 (28) -104 F2 (38) -188 CH3CCCH3 (54) -32 CF4 (88) -130
Polar H2CO (30) -21 CH3CHO (44) 20 (CH3)3N (59) 3.5 (CH3)2CO (58) 56
Polar HCN (27) 26 CH3CN (41) 82 (CH2)3O (58) 50 CH3NO2 (61) 101
111
Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el
Punto de fusión
El punto de fusión está afectado por la forma de
las moléculas más que el punto de ebullición. Las
que son esféricas se empaquetan mejor y las
fuerzas intermoleculares actúan con más eficacia,
siendo necesaria una mayor temperatura para
conseguir el paso de sólido a líquido. Si las
moléculas son lineales el empaquetamiento no es
tan eficaz.
Compuesto Formula Punto de ebullición Punto de fusión
Pentano CH3(CH2)3CH3 36ºC 130ºC
Hexano CH3(CH2)4CH3 69ºC 95ºC
Heptano CH3(CH2)5CH3 98ºC 91ºC
Octano CH3(CH2)6CH3 126ºC 57ºC
Nonano CH3(CH2)7CH3 151ºC 54ºC
Decano CH3(CH2)8CH3 174ºC 30ºC
Tetrametilbutano (CH3)3C-C(CH3)3 106ºC 100ºC

El tetrametilbutano, isómero del octano, con
molécula esférica, tiene p.f muy alto, sólo 6ºC
por debajo del p.e.!!!
112
5.2. Interacciones moleculares por puente de
hidrógeno
Tipo especialmente intenso de enlace
dipolo-dipolo que se produce entre moléculas que
tienen átomos de hidrógeno unidos a átomos
especialmente electronegativos como el oxígeno,
nitrógeno o flúor
113
El agua, los alcoholes y las aminas primarias y
secundarias pueden actuar cono donantes o
aceptores de hidrógeno Los éteres, aldehidos,
cetonas y ésteres sólo pueden actuar como
aceptores
114
Efecto de los puentes de hidrógeno sobre la
temperatura de ebullición
Por qué hay diferencia en los puntos de
ebullición?
115
Es posible reconocer los compuestos con puentes
de hidrógeno gracias a los elevados puntos de
ebullición que muestran
Compuesto Fórmula Mol. Wt. Punto Ebullición Punto Fusión
Dimetiléter CH3OCH3 46 24ºC 138ºC
Etanol CH3CH2OH 46 78ºC 130ºC
Propanol CH3(CH2)2OH 60 98ºC 127ºC
Dietileter (CH3CH2)2O 74 34ºC 116ºC
Propilamina CH3(CH2)2NH2 59 48ºC 83ºC
Metilaminoetano CH3CH2NHCH3 59 37ºC  
Trimetilamina (CH3)3N 59 3ºC 117ºC
Etilenglicol HOCH2CH2OH 62 197ºC 13ºC
Ácido acético CH3CO2H 60 118ºC 17ºC
Etilendiamina H2NCH2CH2NH2 60 118ºC 8.5ºC

116
5.3. Fuerzas intermoleculares y solubilidad
Soluto polar en disolvente polar
Soluto polar en disolvente no polar
117
Soluto no polar en disolvente apolar
Soluto no polar en disolvente polar
118
(No Transcript)
119
Solubilidad en agua de diferentes tipos de
compuestos
Tipo compuesto Compuesto específico g/100mL Moles/L Compuesto específico g/100mL Moles/L
Hidrocarburos Haluros alquilo butanohexanociclohexano 0.0070.00090.006 0.00120.00010.0007 bencenocloruro metilenochloroform 0.071.500.8 0.0090.1800.07
Compuestos con un oxígeno 1-butanoltert-butanolciclohexanolfenol 9.0completa3.68.7 1.2completa0.360.90 etil éterTHFfuranoanisol 6.0completa1.01.0 0.80completa0.150.09
Compuestos con dos oxígenos 1,3-propanodiol2-butoxietanolácido butanoicoácido benzoico completacompletacompletacompleta completacompletacompleta completa 1,2-dimetoxietano1,4-dioxanoacetate etilobutirolactona completacompleta8.0completa completacompleta0.91completa
Compuestos con nitrógeno 1-aminobutanociclohexilaminaanilinapirrolidinapirrol completacompleta3.4completa6.0 completacompleta0.37completa0.9 trietilaminapiridinapropionitrilo1-nitropropanoDMF 5.5completa10.31.5completa 0.54completa2.00.17completa
120

• 6.-ÁCIDOS Y BASES

121
6.1.- ÁCIDOS ORGÁNICOS
Definición Bronsted-Lowry
Ácido Especie capaz de ceder un ión hidrógeno
Base Especie capaz de aceptar un ión hidrógeno
Equilibrio ácido-base de un ácido en agua
Ión hidroxonio
pKa -log Ka
122
Comparando la fuerza de los ácidos orgánicos
123
Diferencias de acidez entre ácidos carboxílicos,
fenol y alcoholes
La ionización del ácido está influenciada por dos
factores - La fuerza del enlace que se rompe -
La estabilidad del ión que se forma
124
Por ionización producirá el ión acetato
CH3COO-
Resonancia entre dos formas idénticas
Qué ocurre con la carga negativa del ión acetato?
Deslocalización electrónica por medio de un
sistema p que se extiende entre los dos oxígenos
y el carbono
Alojamiento en un átomo electronegativo como el
oxígeno
Estabilidad ión acetato
Acidez ácido acético
125
Por ionización producirá el ión fenóxido
C6H5O-
La deslocalización de la carga negativa
estabiliza el ión fenóxido, pero no con la
eficacia del acetato.
Aquí el oxígeno aún conserva la mayor parte de la
carga negativa original. Eso hace que el fenol,
aunque muy débil, tenga carácter ácido.
126
Por ionización produciría el ión etóxido
CH3-CH2O-
No hay posibilidad de deslocalizar la carga
negativa, que permanece completamente en el átomo
de oxígeno. Esta carga negativa atraerá los iones
de hidrógeno formando el alcohol.
127
Variación en la acidez de los ácidos carboxílicos
pKa
HCOOH 3.75
CH3COOH 4.76
CH3CH2COOH 4.87
CH3CH2CH2COOH 4.82
La cadena carbonada disminuye la acidez de los
ácidos carboxílicos debido al efecto dador de
electrones de los grupos alquilo
El ión acetato es menos estable que el formiato,
en consecuencia, el ácido acético es más débil
que el fórmico
128
pKa
CH3COOH 4.76
CH2ClCOOH 2.86
CHCl2COOH 1.29
CCl3COOH 0.65
La presencia de átomos electronegativos en la
cadena carbonada aumenta la acidez del ácido por
deslocalización de la carga negativa del ión
carboxilato
El ácido tricloacético es un ácido fuerte
pKa
CH2FCOOH 2.66
CH2ClCOOH 2.86
CH2BrCOOH 2.90
CH2ICOOH 3.17
Cuanto más electronegativo es el halógeno más
fuerte es el ácido
pKa
CH3CH2CH2COOH 4.82
CH3CH2CHClCOOH 2.84
CH3CHClCH2COOH 4.06
CH2ClCH2CH2COOH 4.52
El efecto del halógeno es muy significativo si se
une al carbono adyacente al grupo carboxílico. Su
efecto en carbonos más lejanos es muy poco
significativo
129
6.2.- BASES ORGÁNICAS
Definición Bronsted-Lowry
Ácido Especie capaz de ceder un ión hidrógeno
Base. Especie capaz de aceptar un ión hidrógeno
Equilibrio ácido-base de una base en agua
B H2O BH(aq) OH-(aq)
pKb -log Kb
130
(No Transcript)
131
Comparación de la fuerza de bases débiles
Las aminas alifáticas son más fuertes que el
amoniaco
Las aminas aromáticas son más débiles que el
amoniaco
132
Dos factores explican la fuerza de una base 1.-
La facilidad con que el ión hidrógeno se une al
par de e- solitario 2.- La estabilidad del ión
formado
Por qué la metilamina es más básica que el
amoniaco?
Una explicación
La cesión de electrones por parte del grupo
alquilo aumenta la carga negativa del átomo de
nitrógeno y, en consecuencia, su capacidad de
atraer iones hidrógeno
El átomo de nitrógeno de la metilamina puede
aceptar un protón con más facilidad que el del
amoniaco
133
Otra explicación
El grupo metilo estabiliza el ión metilamonio La
cesión de electrones por parte del grupo alquilo
dispersa la carga positiva creada sobre el átomo
de nitrógeno
Los iones que forma la metilamina al aceptar un
protón son más estables que los que forma el
amoniaco
pKb
CH3NH2 3.36
CH3CH2NH2 3.27
CH3CH2CH2NH2 3.16
CH3CH2CH2CH2NH2 3.39
La cesión de carga eléctrica es similar en todos
los grupos alquilo, por ello, las demás aminas
primarias alifáticas tienen fuerzas básicas
similares
134
Por qué las aminas aromáticas son más débiles
que el amoniaco?
La amina aromática se estabiliza por
deslocalización del par de electrones del
nitrógeno en torno al anillo
El par de electrones del átomo de nitrógeno no
está completamente disponible para unirse al ión
hidrógeno. La densidad de carga negativa en torno
al nitrógeno es menor que en el amoniaco
La unión a un ión hidrógeno está menos favorecida
que en el amoniaco. El ión formado tendría mayor
carga positiva sobre el nitrógeno
135

• 5.- ISOMERÍA

136
QUE SON ISOMEROS?
Dos especies químicas diferentes se dice que son
isómeras cuando tienen la misma composición
elemental y el mismo peso molecular
Los isómeros no son superponibles y tienen el
mismo número de átomos de cada tipo
137
TIPOS DE ISOMERIA
ISOMEROS ESTRUCTURALESESTEREOISOMEROS
138
TIPOS DE ISOMERÍA
139
5.1.- ISOMERÍA ESTRUCTURAL
Son isómeros que difieren entre sí en que sus
átomos están unidos de diferente forma
Isomería de cadena
Isomería de posición
Isomería de función
- No todos los grupos están unidos a los mismos
centros -Son moléculas muy diferentes tanto en
sus propiedades físicas como químicas
140
ISOMERÍA DE CADENA
Los isómeros de cadena difieren en la forma en
que están unidos los átomos de carbono entre sí
para formar una cadena
Cuántos isómeros tiene el butano?
Cuántos isómeros tiene el pentano?
141
ISOMERÍA DE POSICIÓN
Los isómeros de posición difieren en las
posiciones que ocupan sus grupos en la estructura
carbonada
Hay dos isómeros estructurales con la fórmula
molecular C3H7Br
Del alcohol con fórmula molecular C4H9OH se
obtienen
Dos isómeros de posición
Dos isómeros de cadena
142
En los derivados del benceno se dan casos muy
importantes de isomería de posición
Fórmula molecular C7H8Cl
143
ISOMERÍA DE FUNCIÓN
Los isómeros de función difieren en sus grupos
funcionales - La forma en que están unidos los
átomos da lugar a grupos funcionales distintos
Fórmula molecular C3H6O
Fórmula molecular C3H6O2
2-propen-1-ol
144
5.2.- ESTEREOISOMERÍA
- ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES-ESTEREOISOMER
OS CONFIGURACIONALES
- ENANTIOMEROS- DIASTEROISOMEROS
145
ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
La transformación de unos en otros consiste en
giros de grupos en el espacio alrededor de
enlaces sencillos
Confórmeros del etano
SON ESTEREOISOMEROS NO AISLABLES POR SEPARADO A
TEMPERATURA AMBIENTE O PROXIMA A ELLA
La barrera energética a superar para la
interconversion es baja
146
ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
Para transformar uno en otro, no basta con
realizar giros alrededor de enlaces sencillos
sino que es necesario romper y formar enlaces.
SON ESTEREOISOMEROS AISLABLES POR SEPARADO A
TEMPERATURA AMBIENTE O PROXIMA A ELLA
Diasteroisómeros
La barrera energética a superar para la
interconversión de estereoisómeros
configuracionales es alta
Enantiómeros
147
QUIRAL ES AQUEL QUE NO ES SUPERPONIBLE CON SU
IMAGEN EN EL ESPEJO
148
MOLÉCULA QUIRAL
149
AQUIRAL ES AQUEL QUE ES SUPERPONIBLE CON SU
IMAGEN EN EL ESPEJO
Tienen elementos de simetría
150
ENANTIOMEROS
DOS ESTEREOISOMEROS SON ENANTIOMEROS CUANDO UNO
ES LA IMAGEN EN EL ESPEJO DEL OTRO
Son imágenes especulares
151
DIASTEROISOMEROS
SON ESTEREOISOMEROS NO ENANTIOMEROS
Uno no es la imagen en el espejo del otro
152
Clasificación de las relaciones entre moléculas
No son isómeros
Son la misma molécula
Son isómeros estructurales
Son estereoisómeros configuracionales
Son estereoisómeros conformacionales
Son aquirales