Luis Eduardo Hernández Parés

FISICO QUÍMICA

ORGÁNICA:

Enlaces

,

Resonancia, Acidez

Tipos de Enlaces

• Enlaces Iónicos: separación de cargas

• Enlaces Covalentes: se comparten electrones

• Polares

Tipos de Enlaces

• Elementos del período 1: Completar 2 electrones.

• Elementos del período 2: Completar 8 electrones.

• Elementos del período 3: Completar 8 electrones.

Enlaces iónicos: un metal + no metal Enlaces covalentes: no metal + no metal

• Dependiendo de los elementos:

• Enlace covalente polar

Enlaces Polares

Los dipoloes tienen magnitud y dirección. De la carga positiva a la negativa. Entre más carga, mayor el dipolo.

+

-

Si tuviéramos una separación de _{cargas negativa y positiva, dichas}

cargas se atraerían, pero si se pone una separación física entre ellas para que no se atraigan, se formaría un DIPOLO.

Electronegatividad, X

ΔΧ = X elemento1 – X elemento2

Enlaces Covalentes No Polares: ΔΧ entre 0 y 0.5 Enlaces Covalentes Polares: ΔΧ entre 0.6 y 2.0

Tipos de Enlaces

Algunos enlaces comunes:

•

C – C:

ΔX = 0. Enlace covalente no polar

•

C – H:

ΔX = 0.4 Enlace covalente no polar.

•

O – H:

ΔX = 1.4 Enlace covalente polar.

•

C – O:

ΔX = 1.0 Enlace covalente polar.

•

C – Mg:

ΔX = 1.3 Enlace covalente polar.

•

Na – Cl:

ΔX = 2.1 Enlace iónico.

•

O – Ca:

ΔX = 2.5 Enlace iónico.

Momento Dipolar:

𝝁 = 𝑸 𝒙 𝒓

La polaridad molecular neta se mide usando el Momento Dipolar. El momento dipolar expresa que tan polar es una molécula. Se expresa en unidades Debye, D.

Notar que los dipolos tienen magnitud y dirección.

Átomos con pares de e- _{libres y/o enlaces polares PUEDEN}

Enlaces No Polares

Pregunta Examen

Utilice la tabla de electronegatividad para predecir si los enlaces que se muestra a continuación son covalentes no polares, covalentes polares o enlaces iónicos. Muestre la dirección del dipolo en caso de tenerlo.

C – Cl C – O

N – S N – O

Pregunta Examen

De los siguientes compuestos, prediga si son moléculas polares o no polares. Indique la dirección del dipolo. C C O H H H H N H H

H N N

H H H H C C C C C C Cl Cl H H H H S O O O C N

Pregunta Examen

Resonancia: Deslocalización de e

-C

H₃ H₃C

vs

Las dos estructuras son iguales a pesar de que los dobles

enlaces están en "posiciones" diferentes

N H

H

N+ H H

-vs

Moléculas neutras pueden tener híbridos de resonancia con

separación de cargas. La molécula tiene cargas pero sigue siendo neutra

C H₃

O

O

- H3C

O

-O

Resonancia: Claves

• Usualmente se ven involucrados orbitales π.

• Para los híbridos de resonancia, los átomos involucrados deben de obtener hibridación sp2 _{o sp.}

• Un átomo puede pasar de hibridación sp3 _{a hibridación sp}2

de forma espontánea si eso garantiza un híbrido de resonancia.

• Se usan flechas de doble cabeza para indicar que son estructuras híbridas de resonancia.

C N N

CH₃

C

H₃ C

N N+ CH₃ C H₃ -C N -N+ CH₃ C H₃

Resonancia: Claves

• Las estructuras de resonancia NO violan la regla del

octeto ni tampoco obligan a los átomos a superar la cantidad de enlaces que pueden formar.

• El híbrido de resonancia es MAS estable

energéticamente que cualquiera de las estructuras individuales.

• Entre más híbridos de resonancia = más estabilidad.

Esto pues los e- _{se deslocalizan en más átomos.}

Resonancia: Claves

OH

vs

OH

Menos estable Más estable

NH₂ NH2 NH2

Menos estable Más estable

“Estable” no significa que no reacciona, significa que se necesita más energía para hacer reaccionar a la molécula.

OH OH

vrs

Pregunta Examen

C H₃ CH₃ CH₃ C H₃ CH₃ N CH₃ C

H₃ O

CH₂ N H₂ CH₃ O H C H₃ C+ CH₃

CH₂ CH₂

OH

Ácidos y Bases de Arrhenius

• Ácidos son sustancias que se disocian en agua

aportando iones hidronio.

• Bases son sustancias que se disocian en agua

Ácidos y Bases de Brønsted Lowry

• Ácido Brønsted: Cualquier especie que puede donar

un protón

• Base de Brønsted: Cualquier especie que puede

Fuerza de Ácidos

• Constante de disociación ácida, K_a (sólo en agua)

• 𝐾𝑎 = 𝐴− [𝐻₃𝑂+]/ 𝐻𝐴

• pK_a = -log₁₀[K_a]

• La concentración del agua sólo se toma como 1.

• Entre más alta la pK_a, menor la fuerza del ácido… Mayor la fuerza de la base conjugada.

H - A + B:- H - B + A:

-Cálculo de pK

_a

H₂O + H₂O _H

3O +

+ OH- 𝐾𝑎 = 𝑂𝐻 𝐻3𝑂+ /[𝐻2𝑂]

Recordando que la

𝐾

_𝑤

=

𝑂𝐻 𝐻₃𝑂+

= 1.0 𝑥 10

−14 y

que la [𝐻₂𝑂] en 1,0 L de agua es 55,4 mol/L

𝐾_𝑎 = 1.0 × 10

−14

55,4 = 1,8 × 10

−16

Pregunta Examen

De acuerdo a la pK_a del ácido acético, ¿Cuál es su K_a? Suponiendo un volumen de 100 mL, de concentración inicial de ácido acético 0,25 mol/L, ¿Cuál es la concentración de hidronio en el equilibrio, [𝐻₃𝑂+]?

𝐻𝑂𝐴𝑐 + 𝐻₂𝑂 𝑂𝐴𝑐− + 𝐻₃𝑂+ pKa = 4.76

¿Cuál es la concentración original de HA original en

un ácido con pK_a= 0? Exprese su respuesta en

Algunos datos de pK

_a

Especie pK_a Especie pK_a

HBr -9 Fenol 9.95

HCl -7 Cl₃CCH₂OH 12.2

H₂SO₄ -3 (1H), 1.9 (2H) H₂O 15.7

HNO₃ -1,3 Ciclopentadieno 16

H₃O+ _{-1.7 CH}

3CH2OH 16

F₃CCOOH 0.23 Acetona 20

CH₃COOH 4.74 HC≡CH 25

Acetilacetona 8.95 Etileno 44

¿Qué hace a un ácido, ácido?

Acido pKa

H – F 3.2

H – Cl - 7

H – Br - 9

H – I - 10

HCl HBr

Ácido pKa Electronegatividad

HClO₄ -8 Cl = 3.16, O = 3.44

H₂SO₄ -3 S = 2.58

HNO₃ -1.5 N = 3.04

HNO₂ 3.4

¿Qué hace a un ácido, ácido?

Ácido pKa

Ácido Acético 4.75

Ácido cloroacético 2.87

Ácido tricloroacético 0.77 Ácido trifluoroacético 0.0

¿Qué hace a un ácido, ácido?

Ácido pKa

Ciclopentadieno 16

Fenol 9

Acetilacetona 9

Ácido Ascórbico 4.1

¿Qué hace a un ácido, ácido?

O

O O

H

OH

O H

OH

OH

C H₃

O O

CH₃ H H

¿Qué hace a un ácido, ácido?

Ácido pKa

Etanol en agua 16

Etanol en DMSO 28

Etanol en DMF 31

Etanol en estado gaseoso 50

C H₃

S

CH₃ O

H

O

H _H

O

N

CH₃

Ácidos y Bases de Lewis

• Ácido de Lewis es aquel que acepta un par de electrones.

• Base de Lewis es aquel que dona un par de electrones.

Ácidos de Lewis Bases de Lewis

BH₃ NH₃

AlCl₃ Etileno

Fe2+_{, Fe}3+ _{Acetaldehído}

Ácidos y Bases Lewis: Ejemplos

Elemento Boro, B

Electrones 5

De Valencia 3

Orbitales s y p

B

Orbitales sp2 Orbitales sp2 Orbital p libre

B

H H

H

Ácido Lewis Base Lewis

B

-H H H

C H+ CH₃ "Reacción" ácido-base B CH₃ CH₃ C

H₃ O

CH₃ H B -CH₃ CH₃ C H₃ O+ CH₃ H Hidroboración Alquenos

Ácidos y Bases Lewis: Ejemplos

Elemento Zinc, Zn

Electrones 30

De Valencia 2

Orbitales s, p y d

Zn

Orbitales sp3 Orbitales libres

Zn Cl Cl O H H O H H Zn Cl Cl O H₂ OH₂ Zn Cl O O CH₃ Zn Cl Cl O O -CH₃

Hidratación de sales

Ácidos y Bases Lewis: Ejemplos

Elemento Hierro, Fe

Electrones 26

De Valencia 2 (s) + 1 (d) = 3

Orbitales s, p y d

Fe Br

Br

Br Actuando con orbitales s y p

Fe Br

Br

Br

Actuando con orbitales d

Orbital híbrido sp3

Orbitales hibridos spd

Fe Cl

Cl _Cl

Br Br

Fe-Cl Cl _Cl Br+ Br Fe N NH

NH O -O

CH₃

H₂O

OH₂ Fe N NH NH O H O CH₃

Activación de halógenos

Referencias

• Atkins, P. W. Química Física. 6ª Edición, Ediciones Omega, Barcelona, 1999.

• Petrucci, R.; Harwood, W.; Herring, G. Química

General, 8ª Edición, Pearson Educación, Madrid,

2003.

• McMurry, J. Química Orgánica, 7ª Edición, Cengage

Learning, México, 2008.