Tema 2

Química Orgánica
General
Dra. Maribel Plascencia Jatomea
Departamento de Investigación y Posgrado en Alimentos, DIPA
Laboratorio de Microbiología y Micotoxinas
3er
piso, Edificio 5P “Dr. Manuel Sánchez Lucero”
E-mail: mplascencia@guayacan.uson.mx
Capítulo 2:
Hibridación y enlaces
 Distribución electrónica
 Enlaces
 Hibridación
Naturaleza de los enlaces químicos
Si se conoce la naturaleza de los enlaces en una
molécula, se pueden hacer muchas predicciones acerca
de sus propiedades físicas y químicas.

La forma en que una sustancia se comporta esta
directamente relacionada con los átomos que contiene
y con la forma en que dichos átomos están
conectados.

Para comprender las propiedades y reacciones de los
compuestos orgánicos se debe empezar por
comprender su estructura.

En 1924, el físico francés Louis de
Broglie sugirió que los electrones,
además de ser partículas, también
tenían propiedades de ondas.

Dos años después, Erwin
Schrodinger expresó la energía de
un electrón en un átomo de hidrógeno
en términos de una ecuación de onda
con una serie de soluciones llamadas
funciones de onda, que se
simbolizaban por la letra griega 
(psi).

La posición exacta de un e- no puede localizarse
sin certeza, aunque la probabilidad de
encontrar un e- en un determinado punto
viene dada por el cuadrado de la función de
onda (2) en ese punto.

A partir de la ecuación de
Schrodinger es posible
determinar la probabilidad
de encontrar un e- en un
determinado punto en el
espacio.
Orbital atómico

Es una región del espacio donde existe una alta
probabilidad (superior al 90%) de encontrar un
electrón.

Esto supone considerar al electrón como una nube
difusa de carga alrededor del núcleo, con mayor
densidad en las zonas donde la probabilidad de que se
encuentre dicho electrón es mayor.

Los orbitales se describen especificando su tamaño,
forma y orientación en el espacio.
Repasar
Orbital atómico s
de forma esférica y simétrica alrededor del núcleo. La
forma se obtiene al hacer girar la sección transversal
alrededor de su diámetro.
Orbital atómico p
de forma ovoide; sus ejes son perpendiculares entre si,
por lo que se localizan en los ejes x, y y z de las
coordenadas cartesianas, con un orbital por eje, y se
denominan orbitales px, py y pz, respectivamente.
Cada ovoide doble constituye un solo orbital p.
La ecuación de Schrodinger describe también otros
orbitales posibles, tales como los orbitales atómicos
d, f, g y h.
Repasar
Orbitales s.
El tamaño del orbital s aumenta al aumentar el número cuántico
principal (n).
Generalmente se representan los límites de los orbitales atómicos de
Schrödinger de manera que el orbital englobe al 90% de la distribución de
densidad electrónica. En el caso de los orbitales s la representación es una
esfera, de mayor radio cuánto mayor sea n.
Repasar
Orbitales p
La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al
núcleo y con un nodo en él.
Hay tres tipos de orbitales p (
; ml= -1,0,1) que difieren en su orientación.
No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y
las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se
denominan npx, npy, npz
Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el
número cuántico principal.
Repasar
Orbitales d
En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2)
con diferentes orientaciones sen el espacio.
Aunque el orbital 3dz2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales
d tienen todos la misma energía.
Otros orbitales de mayor energía
Repasar
Para n>4 hay 7 orbitales f (
=3 y ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) . Los orbitales f son
importantes para comprender el comportamiento de los elementos con
número atómico mayor a 57.
Para valores de
>4 se tienen los orbitales g y subsiguientes (a partir de
f sigue el orden alfabético de las consonantes). En química general nos
bastará con los orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los
elementos.
Uno de
los
orbitales f
Hay 6 orbitales f más

Además de estar cargados negativamente, los eposeen la propiedad del espín. El número cuántico de
espín de un e- puede tener un valor de +½ o –½.

De acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, dos
e- pueden ocupar un mismo orbital sólo cuando
tienen espines opuestos, también llamados
“apareados”.

Cuando se llenan los orbitales 2p, los e- van ocupando
distintos orbitales uno a uno antes de que haya un orbital
ocupado con dos eEste es un principio general para los orbitales de la misma
energía que se conoce como la regla de Hund.

Una vez llenos los orbitales 2s y 2p, el siguiente nivel es el
3s, seguido de los orbitales 3px, 3py y 3pz. Los e- de estos
orbitales se encuentran más lejos del núcleo que los
de los orbitales 2s y 2p y tienen mayor energía.
Número de electrones en el orbital indicado
Elemento
Hidrógeno
Número
atómico
1
1s
2s
2px
2py
2pz
3s
1
Helio
2
2
Litio
3
2
1
Berilio
4
2
2
Boro
5
2
2
1
Carbono
6
2
2
1
1
Nitrógeno
7
2
2
1
1
1
Oxígeno
8
2
2
2
1
1
Flúor
9
2
2
2
2
1
Neón
10
2
2
2
2
2
Sodio
11
2
2
2
2
2
1
Magnesio
12
2
2
2
2
2
2
Configuración electrónica
Explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales
en un átomo
Número de electrones
en el orbital o subnivel
1s1
Número cuántico n
Momento angular del
número cuántico l
Diagrama de un orbital
●-
H
+
1s1
Tarea 1. Ejercicios de configuración electrónica
Fecha de entrega: martes 04 de febrero de 2014
1. Escriba
a)
la configuración electrónica de:
Radio
b) 74W
c)
94Pu
d) 52Te2-
e) 78Pt2+
Tarea 1. Continuación…
Fecha de entrega: martes 04 de febrero de 2014
2.
Escriba la configuración electrónica de: Sr, Cr, I, Cl. Clasifique y explique
a qué grupo, período y bloque de la tabla periódica pertenece cada uno.
3.
¿Cuál de estas especies tiene más electrones desapareados:
a) 16S+
b) 16S
c)16S-
4.
Defina electronegatividad y compare valores para los elementos:
Cr-, As-, Br. Justifique su respuesta.
5.
Dados los siguientes pares de especies químicas: a) Fe3+ y Mn2+
b) Ca y Mg, c) S y Cl,
d) Cl- y Br-, e) Cl y Cl-
Explique en cada par, qué entidad química tiene mayor tamaño atómico y/o
tamaño iónico.
6.
Considere los átomos de 31Ga y 17Cl
a)
Justifique la ubicación de c/u de dichos átomos en la tabla periódica
b)
Los valores de los radios atómicos son 99 y 125; explique cuál
corresponde al Ga y cuál al Cl.
Enlace químico
Definición: es la unión entre átomos de un
compuesto, es decir, cuando 2 átomos se aproximan lo
suficiente es posible que los e- de sus capas más
externas interaccionen, produciéndose una
combinación que da como resultado que los átomos se
unan.
Formación de
la molécula de
flúor
Formación del Enlace
Un enlace resulta de un traslape de
orbitales atómicos en átomos vecinos
••
H
+
••
•
•
Cl
••
H
•
•
Cl
••
Traslape de H (1s) y Cl (2p)
Cada átomo tiene su electrón desapareado
Tipos de Enlaces

Enlace Iónico
Iones con cargas opuestas son atraídos
mediante fuerzas electrostáticas

Enlace Covalente
 Covalente Polar
 Covalente No Polar

Enlace Metálico
La gran mayoría de los compuestos orgánicos están
unidos a través de enlaces coovalentes
El tipo de enlace puede calcularse encontrando la
diferencia de electronegatividad de 2 átomos enlazados
Electronegatividad: mide la atracción de un átomo hacia
los electrones de un enlace.
ELECTRONEGATIVIDAD
• Rangos de 0.7 a 4.0,
• Valores grandes: tendencia a ganar electrones.
H
2.1
Li
1.0
Na
0.9
Be
1.5
Mg
1.2
K
0.8
Rb
0.8
Ca
1.0
Cs
0.7
Fr
0.7
Ba
0.9
Ra
0.9
Cl
3.0
Br
2.8
He
Ne
Ar
Kr
-
I
2.5
At
2.2
Xe
Rn
-
F
4.0
Ti
1.5
Cr
1.6
Fe
1.8
Sr
1.0
Menor electronegatividad
Ni
1.8
Zn
1.8
As
2.0
Mayor electronegatividad
Diferencia de Electronegatividad
Si la dif. de Electronegatividad es:
 1.7 a 4.0: Iónico
 0.4 a 1.7: Covalente Polar
 0.0 a 0.3: Covalente No Polar
Ejemplo: NaCl
Na = 0.9, Cl = 3.0
Diferencia: 2.1
Es un enlace
iónico
Grupo funcional

Conjunto de átomos unidos en una forma
determinada y con propiedades características.
Estructura
Nombre de la
de la clase
clase
R-H
Alcano
CH3CH3
Etano
RCH=CHR
Alqueno
CH2 ━ CH2
Etileno
RC ≣ CR
Alquino
HC ≣ CH
Acetileno
RX
Halogenuro de alquilo
CH3CH2Cl
Cloruro de etilo
RCOOH
Ácido carboxílico
CH3COOH
Ácido acético
RCHO
Aldehído
CH3CHO
Acetaldehído
RCOR
Cetona
CH3COCH3
Acetona
ROH
Alcohol
CH3CH2OH
Alcohol etílico
ROR
Éter
CH3CH2OCH2CH3 Éter etílico
RNH2
Ejemplo
Nombre del
ejemplo
Amina
CH3CH2NH2
Etilamina
RCOOR’
Éster
CH3COOCH2CH3
Acetato de etilo
RCONH2
Amida
CH3CONH2
Acetamida
RCOX
Halogenuro de ácido
CH3COCl
Cloruro de acetilo
Para mayor claridad:
En
las fórmulas
estructurales, los electrones
(e-) de la capa de valencia
(la exterior) se representan
con puntos.
El
número de e- en la capa
de valencia del átomo es
igual al número de la familia
(columna), tal como aparece
en la tabla periódica de los
elementos.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Y ELECTRONES DE VALENCIA

Para formar compuestos
covalentes estables es necesario
que se combine un número apropiado
de átomos de elementos diferentes o
del mismo elemento, de tal manera
que haya dos e- alrededor del H y
ocho e- alrededor del C, O, N o F.
Comúnmente habrá también ocho ealrededor del S, Cl, Br y I.

Existen compuestos en los que hay
más de ocho e- en la capa de valencia
(Ejemplos: SF6, ClF3, BrF3 y ICl3),
aunque la mayoría de los compuestos
orgánicos tiene ocho e- en la capa de
valencia de los átomos participantes.
Disposición de los átomos de carbono en:
Diamante
Grafito
Enlace covalente

En 1816, G.N. Lewis sugirió el modelo de enlace
químico covalente o de pares de electrones
compartidos.

Propuso que la compartición de dos electrones
por dos átomos de hidrógeno permitía a cada
uno tener la configuración electrónica estable de
capa llena análoga al helio (He2).
Dos átomos de
hidrógeno, cada uno
con un solo electrón
Molécula de hidrógeno:
enlace covalente formado
por un par de electrones
compartidos
Las fórmulas estructurales en dónde los electrones se
representan por puntos, se denominan
estructuras de Lewis.

En el flúor, el enlace covalente proporciona a
cada átomo de flúor ocho electrones en su capa
de valencia y una configuración electrónica
estable, equivalente a la del gas noble neón:

De acuerdo al modelo de Lewis, los elementos
de la segunda fila de la tabla periódica, Li, Be,
B, C, N, O, F, Ne, están limitados hasta un
total de ocho electrones (compartidos y no
compartidos).

El hidrógeno está limitado a dos.
Regla del octeto

Al formar un compuesto, los elementos
ganarán, perderán o compartirán
electrones para dar la configuración
electrónica estable, caracterizada por
ocho electrones de valencia.

La mayoría de los elementos obedece a
ésta regla.
Aproximación de Lewis para compuestos orgánicos
como el metano y el tetrafluoruro de carbono:
Metano: CH4
Tetrafluoruro de
carbono: CF4
Si la estructura es un ión, se agregan o eliminan
electrones para darle la carga apropiada.
Ejemplos:
ClO3-
CO32-
Excepciones a la regla del octeto

Los átomos de los elementos que se encuentran
después del segundo periodo de la tabla periódica,
pueden acomodar más de ocho e- en su capa externa.
Ejemplos: PCl5 y SF6

Algunas moléculas o iones sumamente reactivos
tienen átomos con menos de ocho e- en su capa
externa. Ejemplo: BF3 (trifluoruro de boro)
Definición de enlace covalente:
Es aquel que se forma cuando dos átomos
comparten un par de electrones y se representa
mediante un par de puntos o, simplemente mediante un
guión. Ejemplos:
Cloruro de hidrógeno
Agua
El átomo de azufre aporta ambos electrones para su
unión con dos de los átomos de oxígeno.
En el ácido sulfúrico y en la mayoría de los ácidos que
tienen oxígeno, el hidrógeno se encuentra unido a un
átomo de oxígeno y no al átomo central, es decir, el
azufre en el caso del ácido sulfúrico.
Es necesario tener dobles enlaces para
que cada uno de los tres átomos complete
su capa de valencia.
Formación de enlaces covalentes y
orbitales moleculares

Los orbitales atómicos pueden tener uno o dos electrones.
A su vez, dos átomos en que cada uno tenga un orbital con
un e-, pueden combinar sus orbitales atómicos formando un
orbital molecular.

Formación del enlace covalente: se forma cuando dos
átomos, A y B, se acercan lo suficiente y en la dirección
adecuada para que el e- no apareado del átomo A sea
atraído fuertemente por los núcleos de ambos átomos. Al
mismo tiempo, el e- no apareado del átomo B es atraído
fuertemente por los núcleos de los átomos A y B.

Entonces, el orbital atómico de uno de los átomos se superpone
al del otro átomo, produciéndose un enlace covalente. En un
enlace covalente, cada átomo contribuye con un electrón
para formar el orbital molecular.

Orbital molecular: región en el espacio que rodea ambos
núcleos y en la cual hay la mayor probabilidad de encontrar
un par de e- de unión. Generalmente se representa como una
nube de carga negativa que envuelve los dos núcleos; la nube
representa dos e-.
Formación de un orbital molecular de la molécula de H2
a) Orbitales atómicos de dos átomos de hidrógeno.
b) Superposición de dos orbitales atómicos.
c) Orbital molecular de la molécula de hidrógeno.
Cada uno de los dos e- de este orbital molecular puede
encontrarse en un momento dado, en cualquier parte del mismo.
Ambos e- son atraídos por los dos núcleos mediante una fuerza
electrostática.
Polaridad de los enlaces y moléculas.

En los enlaces covalentes,
los e- no se comparten
necesariamente en la misma
medida por los átomos que
se conectan.

Si uno de los átomos atrae a
los e- hacia sí con mayor
fuerza que el otro, entonces
la distribución de los e- esta
polarizada y se denomina
enlace covalente polar.
Moléculas polares:

Son aquellas que tienen un
extremo positivo y otro
negativo.

Para que una molécula sea
polar, debe tener uno o más
enlaces polares y éstos deben
estar distribuidos de tal
manera que su resultante dé
centros positivos y negativos
separados, en la molécula.
Orientación de moléculas
polares: (a) sin campo eléctrico;
(b) con campo eléctrico.
El HF tiene un enlace covalente polar. El F atrae a los
e- con mayor fuerza que el H. El centro de la carga (-) en
la molécula está más cerca del F, mientras que el centro
de la carga (+) está más cerca del H. Esta polarización
de la densidad electrónica en el enlace H-F se presenta
de varias formas:
El CO2 tiene dos enlaces polares C-O, pero la molécula
no es polar. Esto se debe a que la molécula de CO2
es lineal y el centro de las dos cargas negativas coincide
con el centro de la carga positiva (el átomo de
carbono).
La molécula de H2O tiene dos enlaces polares O-H;
además, el ángulo de enlace del O en la molécula es
de 105° y el centro de la carga positiva se encuentra
entre los átomos de H.
El centro de la carga (+) y (-) no coinciden, por lo que
la molécula es polar.

Ejemplo de enlace covalente polar: HCl.
El átomo de Cl, con su mayor electronegatividad,
atrae a los e- enlazantes más cerca de él. Esto hace
que el átomo de H esté algo deficiente de e- y le de
una carga positiva parcial (+). El átomo de Cl se
hace parcialmente rico en e- y por lo tanto tiene una
carga negativa parcial (-).

La dirección de la polaridad de un enlace polar
algunas veces se representa como
En el HCl esto se expresa de la siguiente forma:

Electronegatividad: tendencia de un átomo para
atraer hacia él los e- en un enlace covalente.

Un elemento electronegativo atrae los e-, mientras
que un átomo electropositivo los cede.

La electronegatividad aumenta a lo largo de un
periodo en la tabla periódica (en la 2da fila, el
elemento más electro(-) es el F y el más electro(+)
es el Li.

La electronegatividad disminuye al bajar en el
grupo, por lo que el F es más electro(-) que el Cl.

Cuando los centros de las cargas (+) y (-) están
separados uno de otro, constituyen un dipolo.

La polaridad de una molécula se expresa,
generalmente, mediante el momento dipolar, ,
que es función del producto de las cargas por la
distancia entre éstas. La unidad es el Debye, D.
 = carga x distancia

Las moléculas que no tienen momento dipolar se
llaman moléculas No Polares.
Polaridad de los enlaces

Un enlace covalente será polar si une átomos que
difieren en su tendencia a atraer electrones, es decir,
que difieren en electronegatividad. Cuanto mayor sea
la diferencia en electronegatividad, más polar será el
enlace.

De los elementos que encontraremos en química
orgánica, la electronegatividad más elevada la
presenta el F > O > N > Cl > Br > C.
El H no difiere mucho del C, no se sabe con certeza si
es más electronegativo o menos.

Las polaridades de los enlaces están íntimamente
ligadas tanto a las propiedades físicas como a las
químicas.
La polaridad de los enlaces puede conducir a
polaridades de moléculas, afectando
considerablemente a los puntos de fusión y ebullición,
y a la solubilidad.
La polaridad también determina el tipo de reacción
que puede suceder en ese enlace, e incluso afecta
a la reactividad de los enlaces cercanos.
Hibridación
Formación de las moléculas de metano (CH4),
etileno (CH2=CH2) y acetileno (CH3≡CH3)
Hibridación del carbono sp3, sp2, sp.
Si se considera que los enlaces covalentes entre
los elementos de menor peso atómico se forman por
la superposición de orbitales s y p, se puede
suponer que las propiedades de estos enlaces no
serán las mismas que las de los orbitales que las
formaron.
Se puede establecer una buena correlación con las
propiedades reales si la formación de los orbitales
moleculares se describe en términos de orbitales
atómicos híbridos.
Orbitales atómicos híbridos

Resultan de la combinación de las
propiedades de los orbitales s, p, d y f.

La mayoría de las moléculas orgánicas se
pueden describir satisfactoriamente usando
solo tres de estos orbitales híbridos, el sp3,
sp2 y sp.

Orbital híbrido sp3: combinación apropiada
de las descripciones matemáticas de un
orbital s y tres orbitales p.

Orbital sp2: híbrido de un orbital s y dos
orbitales p.

Orbital sp: híbrido de un orbital s y un
orbital p.
Los orbitales atómicos del mismo átomo se
combinan para formar orbitales híbridos.
¿Por qué?
Porque los orbitales híbridos son más direccionales,
además de que tienen interacciones de enlaces más
efectivas.
Los elementos de la segunda fila hibridizan usando
sus orbitales s y p ( sp, sp2, sp3).
Formación de orbitales híbridos sp3
metano (CH4)
El C tiene un e- no apareado en cada uno de los dos orbitales p,
por lo que se espera que forme el compuesto CH2. (Lo forma,
pero el CH2 es una molécula altamente reactiva cuyas
propiedades se centran en torno a la necesidad de procurarle al
carbono dos enlaces adicionales).
Los e- de valencia de un átomo de C (que se usan en el enlace)
son los de nivel externo, es decir, los e- 2s y 2p.
Para disponer de cuatro e- no apareados, se promueve uno de
los e- 2s a un orbital p vacío:
Forma de los orbitales de
valencia del carbono:
Existe un electrón en
cada uno de los orbitales.
Disposición de los cuatro
átomos de hidrógeno del
metano:
En la formación de los orbitales híbridos sp3
intervienen un orbital s y tres orbitales p.
H
H C H
H
La configuración
electrónica del átomo de
carbono en el momento de
combinarse sería:
1s2 2(sp3)4
Los 4 orbitales sp3 deben
orientarse en ángulos de
109.5° uno respecto del
otro.
Presencia de enlaces
sigma.
La disposición espacial de los orbitales sp3 es aquella que les
permite separarse al máximo. Se dirigen hacia los vértices de
un tetraedro regular. El ángulo entre dos orbitales
cualesquiera es el tetraédrico, de 109.5º
Orbitales híbridos sp3.
(a) Corte transversal y forma
aproximada de un orbital
aislado, dirigido a lo largo
de un eje.
(b) Representación de esfera,
con omisión del pequeño
lóbulo posterior.
(c) Cuatro orbitales, con ejes
dirigidos hacia los vértices
de un tetraedro.
Condiciones para que exista
hibridación:

Los orbitales que se hibridan deben de tener energías
muy próximas.

La energía liberada en la formación de enlaces con los
orbitales hibridados debe ser superior a la energía que
se liberaría en la formación de los mismos enlaces con
los orbitales sin hibridar, y la diferencia debe ser mayor
que la energía consumida en la hibridación.

Al cumplirse estas condiciones se favorece la formación
de orbitales híbridos, pues las estructuras resultantes
son más estables.
Formación de orbitales híbridos sp2
Etileno (CH2=CH2)

En la formación de dobles
enlaces, el C adopta la
hibridación trigonal, sp2. Como
indica su denominación, en la
hibridación sp2 intervienen un
orbital s (el 2s) y dos orbitales
p (los 2px y 2py).

Los orbitales híbridos se
disponen en un plano formando
ángulos de 120°, siendo el
conjunto perpendicular al
orbital 2pz que queda sin
hibridar.
hibridación
H
H
C = C
H
H
La configuración electrónica del carbono en el momento de
combinarse sería:
1s2 2(sp2) 2pz1
Este tipo de hibridación se da en los casos de formación de doble enlace
carbono-carbono, por ejemplo, en la molécula de etileno.
.
Formación de orbitales híbridos sp
Acetileno (CH≡CH)

Hibridación diagonal sp. Como indica su nombre,
en ella intervienen un orbital s (el 2s) y otro p (el
2py).

Los orbitales híbridos se disponen alineados
formando ángulos de 180°, y dirigidos según el eje
OY. Los orbitales 2px y 2pz que no intervienen en la
hibridación conservan su forma y posición.

El enlace triple es aún más reactivo que el doble
enlace debido a la presencia de los dos enlaces
.
hibridación
H-C ≡ C-H
Configuración electrónica del carbono en el momento de combinarse:
1s2 2(sp)2 2px1 2pz1
Este tipo de hibridación se da en los casos de formación de triple enlace:
carbono-carbono, por ejemplo, en la molécula de acetileno.
En el triple enlace C-C, uno de los enlaces es un enlace (2sp-2sp) y los
otros dos son enlaces
(2px-2px y 2pz-2pz).
Debido a la hibridación sp,
el acetileno es una molécula
lineal con ángulos de enlace
H-C-C de 180º.
Preguntas generadoras:



¿Por qué es necesario hacer una clasificación
de compuestos?
¿Qué entiende por grupo funcional?
¿En que parte de la molécula se llevan a cabo
las reacciones?