UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE BOLÍVAR UNIDAD DE CURSOS BÁSICOS
QUÍMICA ORGÁNICA
Actualizado II-2017
TEMA Nº1 CONTENIDO
1. ÁTOMO DE CARBONO
Principio de Exclusión de Pauli
Regla de Hund
Distribución electrónica – Ejemplos: C, N, O, Cl, S
Estado fundamental del carbono Hibridación
o Hibridación sp
3o Hibridación sp
2o Hibridación sp
Ejemplos de hibridación en enlaces sencillos y múltiples: C–C, C–O, C-N
Longitud, ángulo y energía de enlace 2. ENLACES
Definición
Clasificación
Ejemplos 3. BIBLIOGRAFÍA
Carey, F. A.: Química Orgánica. Ed. McGraw-Hill, 1999.
Graham Solomons, T. W.: Química Orgánica. Ed. Limusa. México, 2000.
Morrison, R. T. y Boyd, R. N.: Química Orgánica. Pearson Education de México SA de C.V., 1998.
Mc Murry, J.: Química Orgánica. International Thomson Editores, México, 2001.
1. INTRODUCCIÓN
La Química orgánica es la química de los compuestos de carbono. El nombre engañoso “orgánico” es una reliquia de los tiempos en que los compuestos químicos se dividían en 2 clases:
Inorgánicos = proceden de minerales.
Orgánicos = proceden de fuentes vegetales y animales (organismos vivos).
Los compuestos de fuentes orgánicas tienen en común el elemento carbono, y a pesar de quedar establecido que los compuestos que tienen carbono no tienen necesariamente que proceder de fuentes vivas ya que se pueden sintetizarse en el laboratorio, se sigue manteniendo el nombre ORGÁNICO para describir estos y otros compuestos similares.
La Química Orgánica es un campo inmensamente importante para la tecnología: es la química de los colorantes, las drogas, papel, tintas, pintura, plásticos, la gasolina, neumáticos, alimentos y de nuestro vestuario.
Es fundamental en la BIOLOGÍA y la MEDICINA. Los organismos vivos están constituidos principalmente por sustancias orgánicas, además de agua, las moléculas de la biología molecular son orgánicas, a nivel molecular la biología es sólo Química Orgánica. Todos los compuestos responsables de la vida (ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares, lípidos, vitaminas, etc.) son sustancias orgánicas.
2. ENLACE QUÍMICO.
Un enlace químico es la unión entre dos átomos para formar una entidad de orden superior, como una molécula o
una estructura cristalina.
2.1 Tipos de Enlace
Enlace iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlos, este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro de sodio. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad.
Enlace covalente
El enlace de tipo covalente se produce entre elementos no metálicos, o no metálicos con el hidrógeno, es decir entre átomos de electronegatividades semejantes y altas en general. Se debe generalmente a la compartición de electrones entre los distintos átomos.
2.2 Teoría del Enlace de Valencia (TEV)
Fue un modelo desarrollado Heitler y London en 1927, para describir el enlace covalente. Según esta teoría se forma un enlace covalente cuando dos orbitales atómicos semiocupados (cada uno ocupado por un único electrón), se solapan o penetran entre sí, de modo que ambos electrones aparean sus espines de manera antiparalela. Así, a mayor solapamiento, mayor será la fuerza del enlace covalente formado.
Este solapamiento de los orbitales atómicos puede ser frontal o lateral. En el primer caso se dice que se forma un enlace SIGMA () y en el segundo una enlace PI ()
Enlace Sigma: corresponde al solapamiento frontal de orbitales atómicos de manera que la mayor densidad electrónica del orbital de enlace formado se halla entre los núcleos atómicos. Se corresponde con los enlaces simples. Se forma entre orbitales orientados a lo largo del eje de enlace: s-s, p-p, s-p u orbitales híbridos. Puesto que hay una gran interpenetración de los orbitales atómicos, los enlaces sigma son fuertes, por tanto, requieren mucha energía para romperse.
Enlace Pi: corresponde al solapamiento lateral de orbitales atómicos de manera que la mayor densidad electrónica del orbital de enlace formado se halla por arriba y por debajo (o por delante y por detrás) de la línea que une ambos núcleos atómicos. Corresponde a los enlaces doble (un sigma y un pi), por ejemplo de alquenos, o enlaces triples (un sigma y dos pi) de los alquinos. Se forma solo entre orbitales p-p que se hallan paralelos entre sí y perpendiculares al eje del enlace. Para que se pueda formar un enlace pi se debe formar previamente un enlace sigma, entre los átomos que se enlazan. Puesto que el solapamiento de los dos orbitales atómicos es menor que en el caso del solapamiento frontal, el enlace pi es más débil y, por lo tanto, fácil de romper.
3. ÁTOMO DE CARBONO
El carbono es el átomo fundamental de los compuestos orgánicos cuyas moléculas contiene uno o más átomos de dicho elemento. El carbono tiene la propiedad de unirse entre sí mediante enlaces de tipo covalente formando cadenas.
Es necesario considerar la distribución electrónica del átomo de carbono para comprender su singular
comportamiento. Existen una serie de reglas que explican el modo de distribución de los electrones de un átomo,
es decir, que determinan la configuración electrónica de un átomo.
Pr
Pri in nc ci ip pi io o d de e e ex xc c lu
lus si ió ón n d de e P Pa au ul li i. .
Este principio expresa que: “En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales
(n, l, m, s) = (2, 0, 0, +1/2) (n, l, m, s) = (2, 0, 0, -1/2)
Re
Reg gl la a d de e H Hu un nd d
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, llenando los orbitales con la multiplicidad mayor. La configuración atómica es más estable (es decir, tiene menos energía ) cuanto más electrones desapareados (espines paralelos) posee.
3.1 Orbital atómico
Se define como la región en el espacio en la que es probable que se encuentre un electrón. Hay diferentes tipos de orbitales, con tamaño y formas diferentes, y que están dispuestos en torno al núcleo de maneras específicas.
Es útil visualizar un electrón como si se difundiera para formar una nube. Esta nube se puede imaginar como una especie de fotografía borrosa del electrón en rápido movimiento. La forma de la nube es la forma del orbital. La nube no es uniforme, sino que es más densa en aquellas regiones en las cuales la probabilidad de hallar el electrón es máxima, o sea, en aquellas regiones donde la carga negativa promedio, o densidad electrónica, es máxima.
Veamos cuáles son las formas de algunos orbitales atómicos. El orbital correspondiente al nivel energético más bajo se denomina 1s, y es una esfera cuyo centro coincide con el núcleo del átomo, como se representa en la figura 1.
(a) (b)
S
Fig. 1. Orbitales atómicos: orbital s. El núcleo está en el centro
.
En el nivel energético siguiente se encuentra el orbital 2s, que también es una esfera con su centro en el núcleo atómico, y es naturalmente mayor que el 1s: la mayor energía (menor estabilidad) se debe a la mayor distancia promedio entre el electrón y el núcleo, con la consiguiente disminución de la atracción electrostática.
A continuación hay tres orbitales de igual energía, llamados orbitales 2p, ilustrados en la figura 2. Cada orbital 2p tiene forma de huso y consta de dos lóbulos entre los cuales está el núcleo atómico. El eje de cada orbital 2p es perpendicular a los ejes de los otros dos. Se diferencian por los símbolos 2px, 2py y 2pz, en los que x, y y z son los ejes correspondientes.
(a)
y x z
(b)
y x Px z
Pz
(c)
Py
3.2 Distribución electrónica
Es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. La configuración electrónica de los átomos de carbono, nitrógeno y oxígeno en estado basal se representa a continuación:
Carbono, Z = 6 C = 1s² 2s² 2p
2C = 1s² 2s² 2px¹ 2py¹ 2pzº
Nitrógeno, Z = 7 N = 1s² 2s² 2p
3N = 1s² 2s² 2px¹ 2py¹ 2pz
1Oxígeno, Z = 8 O = 1s² 2s² 2p
4O = 1s² 2s² 2px
22py¹ 2pz
13.3 Hibridación del carbono
De acuerdo con la distribución electrónica en estado basal, el carbono sólo contiene dos electrones desapareados, por lo tanto, en lugar de formar CH
4, el carbono se uniría a sólo dos átomos de hidrógeno y formaría un compuesto de fórmula CH
2(carbeno, sustancia muy reactiva y de tiempo de vida media muy corto) dejando vacío un orbital 2p.
Sin embargo, se ha demostrado que en los compuestos orgánicos el carbono es tetravalente (forma 4 enlaces).
Para explicar este fenómeno se utiliza un artificio teórico denominado Hibridación y se define como: “la mezcla de orbitales puros en un estado excitado para formar orbitales híbridos equivalentes con orientaciones determinadas en el espacio.”
La hibridación del carbono consiste en un reacomodo de electrones del mismo nivel de energía (orbital s) al orbital p del mismo nivel de energía.
Hibridación sp³ (geometría molecular tetraédrica)
El átomo de carbono tiene la siguiente configuración electrónica en estado basal:
C = 1s² 2s² 2px¹ 2py¹ 2pzº (estado basal)
En esta configuración se observa que hay dos orbitales externos parcialmente ocupados 2px y 2py y un orbital totalmente lleno 2s. Con esa distribución electrónica el carbono actuaría con valencia dos (2). Sin embargo, se puede lograr con facilidad que un electrón de un orbital 2s pase al orbital 2pz libre, logrando que los cuatro electrones estén desapareados.
C = 1s² 2s¹ 2px¹ 2py¹ 2pz¹ (estado excitado)
Sería lógico pensar que los enlaces resultantes no sean iguales ya que tres de ellos están formados por electrones que pertenecen a orbitales de tipo p, mientras que el cuarto enlace es debido a un electrón de un orbital 2s. Pero el hecho de que los cuatro enlaces se comporten de un mismo modo, nos hace pensar que se produjo una reorganización energética de los que resultaron cuatro orbitales híbridos sp³, con la misma energía.
C = 1s² (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹
A cada uno de estos nuevos orbitales se les denomina sp³, porque tienen un 25% de carácter s y 75% de carácter p. Cada uno de los cuatro orbitales híbridos sp³ del carbono puede enlazarse a otros 4 átomos, así se explica la tetravalencia del átomo de carbono.
Debido a su condición híbrida, y por disponer de 4 electrones de valencia para formar enlaces covalentes sencillos, pueden formar entre sí cadenas con una variedad ilimitada entre ellas:
cadenas lineales, ramificadas, anillos, etc. A los
enlaces sencillos –C-C- se les conoce como
enlaces sigma.
Hibridación sp
2(geometría trigonal plana)
Cuando el carbono se combina tan solo con tres átomos se produce la hibridación trigonal plana.
C = 1s² 2s² 2px¹ 2py¹ 2pzº (estado basal) C = 1s² 2s¹ 2px¹ 2py¹ 2pz¹ (estado excitado)
C = 1s² (2sp
2)¹ (2sp
2)¹ (2sp
2)¹ 2pz
1Los tres orbitales sp² se solapan con los orbitales de los tres átomos con los que se combina el carbono para formar tres orbitales moleculares mediante enlaces que denominaremos ENLACES SIGMA (σ), mientras que el orbital p se enlaza mediante un ENLACE pi () (este enlace es más débil que el enlace σ y por tanto, más reactivo). Esto da origen al “enlace doble” muy común en los compuestos orgánicos, especialmente en un grupo de hidrocarburos denominados alquenos.
Como consecuencia de esta disposición, los núcleos de todos los átomos que intervienen quedan situados lo mas lejos posible unos del otros, de los que resulta la coplanaridad y los ángulos de 120°, características de todos los sistemas de doble enlace.
Representación del eteno
Hibridación sp (geometría molecular lineal)
C = 1s² 2s² 2px¹ 2py¹ 2pzº (estado basal) C = 1s² 2s¹ 2px¹ 2py¹ 2pz¹ (estado excitado) C = 1s² (2sp)¹ (2sp)¹ 2py¹ 2pz
1Representación del etino
Cuando el átomo de carbono se encuentra unido a solo dos átomos de hidrógeno se produce la hibridación
lineal, mediante el uso de dos orbitales atómicos sp y dos orbitales p. Los orbitales híbridos sp forman
enlaces separados entre sí por un ángulo de 180°, lo que da origen a la geometría lineal del acetileno y
de otras estructuras con triple enlace.
RESUMEN DEL TEMA
Elemento Hibridación Configuración electrónica
Tipo de enlace (orbitales moleculares)
Geometría molecular
Longitud enlace
Ángulo de enlace
C
sp3 1s² (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹ 4 sencillos
(4) tetraédrica 1,54 Å 109,5°
sp2 1s² (2sp2)¹ (2sp2)¹ (2sp2)¹ 2pz1
2 sencillos y 1 doble (3 y 1 )
trigonal
plana 1,34 Å 120°
sp 1s² (2sp)¹ (2sp)¹ 2py¹ 2pz1
1 sencillo y 1 triple
(2 y 2) lineal 1,20 Å 180°
N
sp3 1s² (2sp³)2 (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹ 3 sencillos
(3) piramidal 107°
sp2 1s² (2sp2)2 (2sp2)¹ (2sp2)¹ 2pz1
1 enlace sencillo y 1 enlace doble
(2 y 1 ) angular sp 1s² (2sp)2 (2sp)¹ 2py¹ 2pz1 1 enlace triple
(1 y 2) O
sp3 1s² (2sp³)2 (2sp³)2 (2sp³)¹ (2sp³)¹ 2 sencillo
(2) angular 104,5°
sp2 1s² (2sp2)2 (2sp2)2 (2sp2)¹ 2pz1 1 enlace doble (1 y 1)
