Química Orgánica Dr. Cristian Tirapegui Átomos, electrones y orbitales Enlace iónicos y covalente Fórmulas de Lewis y regla del octeto Enlaces covalentes polares, electronegatividad y momento dipolar Carga formal Fórmulas estructurales de compuestos orgánicos Contenidos Resonancia, flechas y curvas Geometrías moleculares Momentos dipolares moleculares Reacciones químicas Ácidos y bases de Brønsted – Lowry Cómo la estructura afecta la fuerza del ácido Equilibrio ácido-base Ácidos y bases de Lewis Átomos, electrones y orbitales Enlace Iónico La fuerza entre las partículas cargadas se llama electrostática o coulómbica, y constituye un enlace iónico cuando son atractivas. Enlace covalente, estructuras de Lewis y Regla del octeto (1 kcal/mol = 4.184 kJ/mol). El enlace covalente, o unión por par de electrones compartidos, fue sugerido por primera vez por G. N. Lewis de la Universidad de California en 1916. Lewis propuso que un intercambio de dos electrones por dos átomos de hidrógeno permite que cada uno tenga un electrón estable de configuración análoga al helio. La cantidad de energía necesaria para disociar una molécula de hidrógeno a dos átomos de hidrógeno se conoce es su entalpía de disociación. Para H2 es bastante grande, +435 kJ/mol (+104 kcal/mol). El principal contribuyente a la fuerza del enlace covalente en H2 es el aumento de la fuerza coulombica ejercida sobre sus dos electrones. Cada electrón en H2 "siente" la fuerza atractiva de dos núcleos, en lugar de uno como lo haría en un átomo de hidrógeno aislado. Los seis electrones de valencia de cada flúor que no están involucrados en la unión generan tres pares no compartidos o tres pares de electrones no enlazantes. Fórmulas estructurales como las que se muestran para H2 y F2, donde los electrones se representan como puntos, se denominan fórmulas o estructuras de Lewis. Por lo general, es más conveniente representar enlaces compartidos de pares de electrones como líneas y a veces omitir pares de electrones Regla de octeto: en la formación de compuestos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una configuración de electrones estable caracterizada por ocho electrones de valencia. Enlaces covalentes polares, la electronegatividad y dipolos de enlace En enlaces covalentes los electrones no son necesariamente compartidos por igual por los dos átomos que conectan. Si un átomo tiene una mayor tendencia a atraer electrones hacia sí mismo que el otro, la distribución de electrones se polariza, y el enlace se describe como covalente polar. La tendencia de un átomo a atraer los electrones en un enlace covalente hacia sí mismo define su electronegatividad. La escala de electronegatividad más utilizada fue ideada por Linus Pauling. Estos valores de electronegatividad de Pauling se muestran según la tabla periódica. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de una fila de la tabla periódica. De los elementos de segunda fila, el más electronegativo es el flúor, el menos electronegativo es Litio. La electronegatividad disminuye a través de una columna. De los halógenos, el flúor es el más electronegativo, luego cloro, luego bromo, luego yodo. De hecho, el flúor es el más electronegativo de todos los elementos; el oxígeno es el segundo. En general, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre dos elementos, el más polar el enlace entre ellos. La tabla siguiente compara la polaridad de varios tipos de enlaces según sus momentos dipolares de enlace. Existe un dipolo siempre que las cargas opuestas se separan entre sí, y un momento dipolar “” es el producto de la cantidad de la carga “e” multiplicada por la distancia “d” entre los centros de carga. =exd Debido a que la carga en un electrón es de 4,80 x 10-10 unidades electrostáticas (esu) y las distancias dentro de una molécula normalmente caen en el rango de 10 -8 cm, los momento dipolar molecular están en el orden de 10 -18 cm*esu. Para simplificar la notificación de los momentos del dipolo, este valor de 10 -18 esu*cm se define como un debye, D. Por lo tanto, el momento dipolo experimentalmente determinado del fluoruro de hidrógeno, de 1,7 x 10 -18 esu*cm, se indica como 1,7 D. Carga formal Las fórmulas de Lewis con frecuencia contienen átomos que tienen una carga positiva o negativa. Si la molécula en su conjunto es neutra, la suma de sus cargas positivas debe ser igual a la suma de sus cargas negativas. Un ejemplo es el nitrometano CH3NO2. Como está escrito, la fórmula Lewis para nitrometano muestra uno de los oxígenos doblemente unidos al nitrógeno mientras que el otro está unido por separado. La regla del octeto se cumple para el nitrógeno, el carbono y ambos oxígenos. El carbono, los tres hidrógenos y el oxígeno doblemente unido no se cargan, pero el nitrógeno lleva una carga de +1 y el oxígeno unido por separado una carga de -1. Estas cargas se denominan cargas formales y son necesarios para que la fórmula Lewis de nitrometano esté completa. Las cargas formales corresponden a la diferencia entre el número de electrones de valencia en el átomo libre neutro y el número de electrones de valencia en el átomo enlazado. ¡¡IMPORTANTE!! El recuento de electrones de cada átomo es igual a la mitad del número de electrones que comparte en enlaces covalentes más el número de electrones en pares no compartidos. Fórmulas estructurales de compuestos orgánicos Las fórmulas estructurales muestran qué átomos están unidos a cuales. Hay dos fórmulas estructurales, estructuras de Lewis y fórmulas estructurales condensadas. Además, hay varias formas de dibujar fórmulas estructurales condensadas. Otro tipo de abreviatura utilizada para estructuras orgánicas es la fórmula línea-ángulo, a veces llamada estructura tipo esqueleto o de varilla. Estas se utilizan a menudo para compuestos cíclicos y acá los enlaces son representados por líneas y los átomos de carbono están omitidos pero presentes en cualquier unión de dos líneas rectas. En ellas se muestran átomos de nitrógeno, oxígeno y halógeno, pero los átomos de hidrógeno no suelen dibujarse a menos que estén unidos a un átomo que se si esté dibujado. Se supone que cada átomo de carbono tiene suficientes átomos de hidrógeno para darle un total de cuatro enlaces. Los electrones no enlazantes rara vez se muestran. Estructural o constitucional son isómeros que difieren en la secuencia de unión; es decir, sus átomos están conectados de manera diferente. ISOMERIA son isómeros que difieren sólo en cómo sus átomos están orientados en el espacio Espacial Resonancia Esta fórmula de Lewis, sin embargo, es incompatible con la estructura experimentalmente determinada. Sobre la base de la fórmula Lewis, esperaríamos que el ozono tenga dos longitudes de enlace diferentes, una de ellas similar a la distancia de unión única O-O de 147 pm en peróxido de hidrógeno (HO-OH) y la otra similar a la distancia de doble enlace de 121 pm en O2. De hecho, ambas distancias de enlace son las mismas (128 pm) algo más cortas que un solo bono, algo más larga que un doble bono. La estructura del ozono requiere que el oxígeno central debe estar unido de manera idéntica a ambos oxígenos terminales. Se dice que la verdadera estructura es un híbrido de resonancia de las diversas fórmulas de Lewis, llamadas estructuras contribuyentes o canónicas Geometrías moleculares y teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia (VSEPR) Momentos dipolares moleculares Flechas curvas y reacciones químicas Hay dos tipos de flechas curvas: Una flecha doble con doble gancho muestra el movimiento de un par de electrones, ya sea un par unido o un par solitario. Una flecha de un solo gancho, muestra el movimiento de un electrón Ejemplos Ejemplos Aquí la cola de la flecha curva comienza en el centro del par de electrones no compartidos de :B y la cabeza apunta a la ubicación del nuevo enlace. Los electrones siempre fluyen desde sitios de mayor densidad de electrones a menor. El par de electrones no compartidos de :B- se convierte en el par compartido en el enlace A B Ácidos y bases Acido de Brønsted y Lowry Efecto de la resonancia sobre la acidez Equilibrio acido-base Acido de Lewis
