Estrucura y enlace químico, Apuntes de Historia

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Capítulo 1. Estructura y enlace

¡Bienvenidos a la

química orgánica!

Hermann Emil Fischer

T. CHIRE M.

Curso: Química orgánica

Ciclo: II

Profesor: Mg. Q.F. Teófilo Chire Murillo

2022 - II

1

1. INTRODUCCION

Antiguamente (inicio del siglo XIX), la química orgánica estudiaba los compuestos que se extraían de los organismos vivos o productos naturales. Por ejemplo: ▪ El etanol y ácido acético (fermentación de jugos de frutas o de granos) ▪ La quinina (corteza del árbol de la quina) ▪ La urea (orina humana) ▪ Grasas y aceites. ▪ Compuestos de carbón y petróleo. Mientras que la química inorgánica estudiaba los gases, rocas, minerales y los compuestos que se podían obtener a partir de ellos. Se pensó que los compuestos orgánicos no se podían sintetizar en el laboratorio porque se necesitaba una fuerza vital. Pero en 1828 , el químico alemán Friedrich Wohler convirtió un compuesto inorgánico (cianato de amonio), en un compuesto orgánico (urea): O NH 4 OCN (^) NH 2 CNH 2 Cianato de (^) Urea calor amonio T. CHIRE M. 2

Tabla N° 1. Ejemplos de compuestos orgánicos

Productos derivados del petróleo y combustibles Gasolina, queroseno Fibras sintéticas Dacrón, nylon, teflón, PVC Productos químicos para la agricultura DDT, dieldrín, malathión Aditivos y conservadores de alimentos MSG (glutamato monosódico) Polímeros naturales DNA, RNA, caucho Fármacos Aspirina, penicilina Refrigerantes y aerosoles Freones (clorofluorocarbonos) Proteínas y enzimas Pelo, piel, amilasa Hormonas Insulina, adrenalina Azúcares y almidones Glucosa, amilosa Grasas y aceites Aceite de maíz, aceite vegetal Jabones y detergentes Detergente para ropa y platos Pinturas y resinas Pinturas de agua y aceite Explosivos TNT (trinitrotolueno) Tipo Ejemplos T. CHIRE M. (^4)

2. ENLACES QUIMICOS: LA REGLA DEL OCTETO

2.1 La regla del octeto

G.N. Lewis y W. Kossel, propusieron dos tipos principales de enlaces químicos:

1. El enlace iónico (o electrovalente), formado por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro para formar iones.
2. El enlace covalente , que resulta cuando los átomos comparten electrones. La idea fundamental de éstos científicos es que los átomos sin la configuración electrónica de un gas noble, generalmente reaccionan para producir tal configuración porque es estable. En todos los gases nobles, con excepción del helio, esto significa alcanzar un octeto de electrones en la capa de valencia. Entonces, la tendencia de cualquier átomo a adquirir una configuración donde la capa de valencia contenga ocho electrones, se denomina regla del octeto. T. CHIRE M.

2.2 Enlace iónico

Los átomos pueden ganar o perder electrones y formar partículas cargadas denominadas iones. Un enlace iónico , es una fuerza de atracción entre iones de cargas opuestas. Una fuente de éstos iones es una reacción entre átomos con muy distinta electronegatividad (Tabla 2 ). La electronegatividad mide la capacidad de un átomo de atraer electrones. Además, en la tabla 2 , se observa que la electronegatividad aumenta a medida que se recorre una fila de la tabla periódica de izquierda a derecha y a medida que se asciende en una columna. Ejemplo: NaCl, LiF, CaO, etc. 5

T. CHIRE M. 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5 Sodio (metal) Cloro (no metal) Cloruro de sodio Na Cl^ Na^ Cl 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 1s^2 2s^2 2p^6 1s (^2) 2s (^2) 2p (^6) 3s (^2) **3p 6

• -** pierde e-^ gana e-

Ejemplo: NaCl

Ejercicio 1. Realice la estructura de Lewis de: a) CaF 2 b) Na 2 O c) MgS y d) KBr. Ejercicio 2. Prediga la fórmula química del compuesto iónico formado entre los siguientes pares de elementos: a) Al y F; b) K y S; c) Na y Br; d) Ca y S. 7

2.3 Enlace covalente

Cuando reaccionan dos o más átomos de igual o similar electronegatividad, los átomos adquieren la configuración de un gas noble al compartir electrones. Se forman enlaces covalentes entre los átomos y los productos se llaman moléculas.

2. 3. 1 Estructuras de Lewis.

Ejemplo: HF T. CHIRE M. Las estructuras de Lewis son representaciones de puntos de electrones para moléculas. Hay 3 reglas generales para dibujar estructuras de Lewis:

1. Dibujar solamente los electrones de valencia
2. Dar a cada elemento del segundo periodo no mas de 8 electrones.
3. Dar a cada hidrógeno dos electrones. 8

A. Procedimiento para trazar estructuras de Lewis (continuación)

2. Cuente los electrones. a) Cuente el número de electrones de valencia de todos los átomos. b) Agregue un electrón por cada carga negativa c) Reste un electrón por cada carga positiva.
3. Ordene los electrones alrededor de los átomos. a) Coloque un enlace entre dos átomos, dando dos electrones a cada hidrógeno y no más de 8 electrones a algún átomo del segundo periodo de la T.P. b) Use todos los electrones restantes para completar los octetos con pares libres. c) Si todos los electrones de valencia son usados y un átomo no tiene el octeto, forme enlaces múltiples.
4. Asigne cargas formales a todos los átomos. Ejercicio 3. Dibuje una estructura de Lewis para las siguientes especies: a) CH 5 N; b) CH 3

• ; c) CH 3 NO 2 ; d) NO 3 -^ ; e) HCN; f) H 2 CO; g) H 3 PO 4 T. CHIRE M. 10

B. Carga formal.

Carga formal es la carga asignada a los átomos individuales en una estructura de Lewis. Los electrones que contribuyen a la carga de un átomo son:

1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes)
2. La mitad de los electrones (enlazantes) que comparte con otros átomos, o un electrón de cada par de enlace. La carga formal de un átomo determinado puede ser calculada mediante la fórmula: La suma de las cargas formales de los átomos es igual a la carga total de la molécula o ión. Ejercicio 4. Trace una estructura de Lewis para cada ion y asigne la carga formal al átomo correcto: T. CHIRE M.

Carga formal (CF) = Número de electrones de valencia

número de electrones

no compartidos

• (^) 1/2 número de electrones

compartidos.

a) CH 3 O b) HC

2 c) (CH 3 NH 3 ) + d) NH 2 (^11)

2.3.2 Excepciones a la regla del octeto

La mayoría de los elementos comunes en compuestos orgánicos: C, N, O y los halógenos, cumplen la regla del octeto. El hidrógeno es una notable excepción. Excepciones adicionales incluyen al boro y al berilio (elementos del segundo periodo en los grupos 3 A y 2 A, respectivamente), y elementos en el tercer periodo (particularmente fósforo y azufre).

Elementos en los grupos 2A y 3A

Be H (^) F F H (^) B F 4 electrones alrededor del Be 6 electrones alrededor del B

Elementos en el tercer periodo

O O S (^) O H O O O P O O H H O CH 3 S (^) CH 3 H^ H 10 electrones alrededor del S 12 electrones alrededor del S 10 electrones alrededor del P T. CHIRE M. 13

2.3.3 Resonancia

O N (^) H O H C H (^) C N H Estructuras resonantes son dos estructuras de Lewis que tienen la misma posición de los átomos pero un arreglo diferente de electrones.

A. Principios básicos de la teoría de resonancia.

a) Las estructuras resonantes individuales son imaginarias, no son reales. Una estructura resonante individual no representa exactamente la estructura de una molécula o ion. Solamente el híbrido de resonancia representa a la molécula o ion. b) Las estructuras resonantes no están en equilibrio. No hay movimiento de electrones de una forma a otra. c) Las estructuras resonantes no son isómeros. Dos isómeros difieren en el arreglo de átomos y electrones, mientras que las estructuras resonantes difieren solamente en el arreglo de electrones. Ejemplo: (^) HCONH

• T. CHIRE M. (^14)

3. Las formas resonantes deben ser estructuras de Lewis válidas. La flecha curva muestra el movimiento de un par electrónico. La cola de la flecha siempre empieza en un par electrónico, que puede ser un enlace o un par libre. La cabeza indica a donde se mueve el par electrónico. O N (^) H O H C H (^) C N H A (^) B Se mueve un par electrónico al oxígeno Usa este par electrónico para formar un doble enlace Ejercicio 5. Represente una estructura resonante para cada una de las siguientes especies: H O H (^) C (^) N 10 electrones alrededor del carbono No es una estructura de Lewis válida. T. CHIRE M. COO b) H 2 C CH^ CH 2

• c) a) +^ d) CO 3 2 (^16)

C. Híbrido de resonancia

El híbrido de resonancia es más estable que cualquier estructura resonante individual porque deslocaliza la densidad de electrones en un volumen mayor. Ejemplos: O H (^) H O O H H (^) C N A H (^) C N B Estructuras resonantes individuales H (^) C N Hibrido de resonancia 1/ 1/ T. CHIRE M.

híbrido de resonancia

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2.3.4 Estructuras de Lewis continuada.

Isómeros.

Cuando se traza una estructura de Lewis para una molécula con varios átomos, algunas veces más que un arreglo de átomos es posible para una fórmula molecular dada. Por ejemplo, hay dos arreglos aceptables de átomos para la fórmula molecular C 2 H 6 O. Isómeros son diferentes moléculas que tienen la misma fórmula molecular. Ejercicio 7: Escriba las estructuras de Lewis para cada fórmula molecular.

H

H

H

H

O

H

H

O

H

H

H

H

H

H

C C

isómeros C C

etanol

éter dimetílico

T. CHIRE M.

a) C 5 H 12 (3 isómeros) b)^ C 4 H 9 Cl (4 isómeros) c) C 4 H 10 O (4 isómeros)

(^19)

3. HIBRIDACIÓN.

3.1 Estructura de metano: Hibridación sp^3

T. CHIRE M. Según la configuración electrónica del carbono en estado basal o fundamental, el carbono formaría solo dos enlaces porque tiene solamente dos electrones de valencia desapareados y el CH 2 debería ser una molécula estable. Pero el CH 2 , es una especie muy reactiva y no puede ser aislada bajo condiciones típicas de laboratorio. Hay una segunda posibilidad. La promoción de un electrón desde un orbital “ 2 s” a un orbital vacío “ 2 p” formaría 4 electrones desapareados para enlace. Este proceso requiere energía porque mueve un electrón a un orbital de mayor energía. Esta configuración electrónica de mayor energía se denomina estado excitado. Según el estado excitado, el carbono formaría dos tipos diferentes de enlaces: 3 enlaces con orbitales “ 2 p” y un enlace con el orbital “ 2 s”. Pero, según evidencias experimentales el carbono forma cuatro enlaces idénticos en el metano. Para resolver este dilema, los químicos han propuesto que los átomos como el carbono no usan orbitales “s” y “p” puros para formar enlaces. Al contrario, los átomos usan un conjunto de nuevos orbitales llamados orbitales híbridos. El proceso matemático por el cual éstos orbitales son formados es denominado hibridación. Hibridación es la combinación de dos o más orbitales atómicos para formar el mismo número de orbitales híbridos, cada uno teniendo la misma forma y energía. 20