QUIMICA ORGANICA I Generalidades Facultad de CC.QQ y Farmacia – USAC QOI(Q) -­‐ 2016 Preparado por: Licda. Nora Guzmán Taxol (Paclitaxel): anLcancerígeno extraído de la corteza de Taxus brevifolia O O O NH OH O O O OH OH O O O Taxus br evifolia O O ESTRUCTURA DEL CONOCIMIENTO EN QUIMICA ORGANICA Material faltante Se construye como pirámide en equilibrio sobre su vértice Si algo falta ….. La estructura completa colapsa !!! ES CURIOSO QUE… retenemos: 90% de lo que decimos al hacer algo 70% de lo que decimos al hablar ACTIV0 50% de lo que vemos y oímos 30% de lo que vemos 20% de lo que oímos 10% de lo que leemos PASIVO ….. un estudio psicológico HISTORIA DE LA QUIMICA PALEOLÍTICO Descubrimiento del fuego NEOLÍTICO Fundición de metales; vidrio; textiles y teñido; cerveza; vino; mantequilla. 600 a C F ilósofos griegos: 1as. Dilucidaciones sistemáticas de la materia y sus cambios. Elementos que componían la materia: fuego, agua, tierra y aire. 460 a 370 a C Teoría atomista: Demócrito; materia compuesta por átomos; rechazada por Aristóteles. HISTORIA DE LA QUIMICA 1300 Filósofos griegos de Alejandría: conciben la transmutación de los metales. Epoca de la Alquimia: • Tecnología química: purificación de sustancias; utensilios y aparatos (alambique, destilación fraccionada). • Obtención de destilados alcohólicos con altas concentraciones; whisky y brandy (pequeñas industrias). • Obtención de ácido acético y fórmico a partir de vinagre y hormigas. XVII y XVIII Química como ¨Ciencia ¨ en Europa. Primeros estudios de los gases: Boyle, Hales, Cavendish, Priestley, Scheele. 1650, 1770 Berzelius y Tobern Bergman: Química Orgánica es la Química de los organismos vivientes. HISTORIA DE LA QUIMICA 1650 a Química Neumática: ¨flogisto o terra 1750 pinquis¨explica la combustión. 1743 a Antoine Laurent de Lavoisier: 1794 fundamentos de la Química moderna. 1789: elabora Tabla Periódica con 33 elementos. Estudió la combustión. Observó que las sustancias orgánicas diferían de las inorgánicas en su composición de C, H, y a veces N y P. XVIII y XIX Teoría ¨Vitalista¨: ¨fuerza vital¨ presente sólo en organismos vivos, responsable de la formación de los compuestos orgánicos. 1811 Avogadro: Hipótesis del PM de las sustancias orgánicas. HISTORIA DE LA QUIMICA 1816 Michel Chevreul: al preparar jabón obtiene ácidos grasos, no siendo necesaria la ¨fuerza vital¨. 1828 Friedrich Wöhler sintetiza urea, primer sustancia obtenida en el laboratorio 1840 a Síntesis de Kolbe y Berthelot botan Teoría Vitalista al reconocer al C. 1850 Surge la definición actual de la Química Orgánica. XVIII y XIX Perfeccionamiento de métodos analíticos y técnicas analíticas por combustión. Fórmulas exactas. HISTORIA DE LA QUIMICA 1800 a 1850 Teorías sobre isomerismo, sustitución. 1852 Edward Frankland: concepto de ¨valencia¨. 1858 Friedrich August Kekulé y Archibald Scott Couper, independientemente, proponen tetravalencia del C y su capacidad de formación de enlaces C – C. Stanislao Canizzaro demuestra Hipótesis de Avogadro 1861 Kekulé introdujo la idea del enlace entre átomos. Vant’Hoff: propone C tetraédrico (1874). … en adelante … Maduración de la Química Orgánica como ciencia: 95 % sustancias conocidas son orgánicas. Industria Química: impacto económico. Plaguicidas y fertilizantes: rendimiento agrícola y obtención de alimentos. Avance en el esclarecimiento de la vida: Genoma Humano REVISIÓN DE FUNDAMENTOS QUIMICA GENERAL Introducción: Estructura y Enlazamiento Estructura Atómica Estructuras de Lewis Fórmulas Estructurales ESTRUCTURA ATOMICA PRINCIPIO AUFBAU - Regla de Hund - Principio de Exclusion de Pauli CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ATOMOS Revise su texto de Química General El Núcleo es una Pequeña Fracción del Volumen de un Atomo Orbitales : Probabilidades Orbital 2s: Tiene un Nodo El Orbital p px, py, pz Características del Carbono • ElectronegaLvidad intermedia – Enlace covalente con metales como con no metales • Posibilidad de unirse a sí mismo formando cadenas. hibridación 2 2 • Tetravalencia: s p s px py pz 400 kJ/mol (se desprenden 830 kJ/mol al formar 2 enlaces C–H) • Tamaño pequeño, por lo que es posible que los átomos se aproximen lo suficiente para formar enlaces “π”, formando enlaces dobles y triples (esto no es posible en el Si). Estructuras de Lewis: Metano carbon - 4 valence e . .C. . 1s22s22p2 hydrogen - 1 valence e H. 1s Símbolos de Puntos de Lewis: Capa de Valencia LEWIS DOT SYMBOLS FOR COMMON ELEMENTS GROUP I II III IV V VI H. VII VIII He . . . . Be B . . . Li . C. . . . . . . . . . . Na Mg Al Si . . . . . . K Ca Ge . . . . Sn . . . .N: . . . P: . . .As : . . . Sb : . . : O: . . : S. : . :Se . : . :Te . : .. . :F : : Ne : .. .. . .. :Ar : : Cl .. : .. .. . : : Br .. : : Kr .. . .. : : I : : Xe .. .. CONVENCIONES ESTABLECIDAS 1. Un par electrónico compartido (enlace) se representa como una línea. ( no como C:O ) C O 2. Un par electrónico sin compartir (o libre) se representa como un par de puntos. N: 3. El diagrama incluye cargas formales. H .. + O H H DIOXIDO DE CARBONO .. .O. .. . .C . . .. . O. .. .. .O .. . C . .. . O .. C .. O .. .. O .. DIBUJANDO DIAGRAMAS DE LEWIS 1. Cuente y sume el número de electrones de valencia con el que contribuye cada átomo de la molecula o ion. . . ( H + : O. : + . H) = 8 electrones en (H2O) 2. Determine el ordenamiento de los átomos (esqueleto) de la molécula o ion. H-O-H Esto puede conocerlo intuitivamente, o por algunas reglas o información dada por el profesor. 3. Reste del total, los electrones usados en cada enlace del esqueleto ( 2 electrones por cada enlace). (8 - 4) = 4 restantes en (H2O) 4. Asigne los electrones restantes de acuerdo a las Reglas de Lewis REGLAS DE LEWIS (recordatorio) 1. REGLA DEL OCTETO : En un Diagrama de Lewis completo los atomos del 2º y 3º Periodo tendrán un octeto completo (8 electrones). Los átomos de Hydrogeno tendrán un dueto : ( 2 electrons). 2. ENLACES: Estos se construyen cuando un par de átomos comparten un par de electrones. Enlaces Simples ( 1 par compartido ) Enlaces Dobles ( 2 pares compartidos ) Enlaces Triples ( 3 pares compartidos ) son permitidos al construir Diagramas de Lewis. El Hidrogeno , siempre estará monoenlazado. REGLAS DE LEWIS …continuación 3. PARES ELECTRONICOS. N: Los electrones que no forman enlaces (no-enlazantes o no-compartidos) se distribuyen por pares. 4. CORRECCIÓN. La estructura final debe tener el número correcto (total) de electrones de valencia. Nitrometano Nitrometano Jene 2 Cargas Formales Formal Charge = [Group #] - [# bonds] - [# non-bonding electron H CH3NO2 H H O C N = 5-4-0 = +1 O = 6-1-6 = -1 N O Ambas Estructuras Resonantes Contribuyen a la Estructura Real CH3NO2 H H H C + O - H H C N O H + O N O- Equ iv al entdeReson an ce Stru ctures 2 2Estructuras Resonancia Equivalentes Formas Comunes CaJónicas, Neutras y Aniónicas Proponer Estructuras de Lewis a) H2CO3 b) O3 c) N2O d) NH3O e) C2H3ClO f) C2H5NO CaracterísJcas de Enlace de los Elementos del 2º Período Saturados con Hidrógeno Todos Jenen la misma Geometría Todos Jenen 4 Regiones de Densidad Electrónica Geometría Tetraédrica Un Hidrocarburo Saturado Hexano Patrones de Enlazamiento para C, N, and O sp 3 tetra he d ral ge om etry C sp 2 trig on al p lan ar C sp line ar C C N N O O N Algunas Estructuras de Esqueleto Referencias • William Price, University of Pennsylvania College of General Studies • T.W. Graham Solomons Organic Chemistry, 9th EdiLon D • Donald Pavia • Fresno • Vallejos, G. InsLtuto de Química, Facultad de Ciencias, Universidad Austral de Chile.