02 Estructuraypropiedades[1]

Chapter 2

Structure and Properties

of Organic Molecules

Organic Chemistry, 5th Edition

Propiedades de Onda

de Electrones

• Ondas vibran en una posicion fija.

• Funcion de onda,



, descripcion

matematica del tamaño, forma,

orientacion

• Amplitud puede ser positiva o negativa

• Nodo: la amplitud es cero

+ _

Interacciones de Ondas

• Combinación lineal de orbitales atómicos

entre átomos diferentes es formación enlace

En el mismo átomo es hibridación.

• Conservación de orbitales

• Ondas que estan en fase se adicionan.

Amplitud se incrementa.

• Ondas que estan fuera de fase se

cancelan.

Enlace Sigma

• Densidad electrónica entre los nucleos. • Un enlace puede ser formado por

solapamiento de orbitales s-s, p-p, s-p, u orbitales hibridizados.

• El orbital molecular (OM) enlazante es de menor energía que los orbitales atómicos originales.

• El OM antienlzante es de mayor energía que los orbitales atómicos.

H

: solapamiento

s-s

=>

enlazante

Cl

: solapamiento

p-p

=>

Cl

: solapamiento

p-p

Enlace Pi

• Enlace Pi se forma después de enlace sigma. • Solapamiento lateral de orbitales p paralelos.

Enlaces Multiples

• Un enlace doble (2 pares de electrones compartidos) consiste de un enlace sigma y un enlace pi.

• un triple enlace (3 pares de electrones compartidos) consiste de un enlace sigma y dos enlaces pi.

Formas Moleculares

• Ángulos de enlace no pueden ser explicados

con orbitales simples s y p. Uso de la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de Valencia

(TRPEV).

• Orbitales Híbridos son menores en energía

porque pares electrónicos estan más alejados. • Hibridación es CLOA dentro del átomo, justo

Orbitales

Híbridos

sp

• 2 pares TRPEV

• par electrónico

geometría lineal

• ángulo enlace

180°

Orbitales

Híbridos

sp

• 3 pares TRPEV

• Geometria pares e

Trigonal plana

• 120° ángulo de enlace

Orbitales

Híbridos

sp

Orbitales

Híbridos

sp

• 4 pares TRPEV

• Geometría pares e

Tetrahedro

• 109.5° ángulo de enlace

Sample Problems

• Prediga la hibridación, geometría, y

ángulo de enlace para cada átomo en

las siguientes moléculas:

• Precaución! Debe comenzar con una

buena estructura de Lewis!

• NH

NH

• CH

-C



C-CHO

O

CH _

Rotación alrededor de

Enlaces

• Enlaces simples rotan libremente.

• Enlaces dobles no pueden rotar a

menos que el enlace sea roto.

Isomerismo

• Moléculas que tienen la misma fórmula

molecular, pero difieren en la disposición de sus átomos, son llamados isómeros.

• Isómeros constitucionales (o estructurales) difieren en su secuencia de enlace.

Isómeros estructurales

CH₃ O CH₃ and CH₃ CH₂ OH

CH₃

CH₃ and

Estereoisómeros

C C

Br

CH₃ Br

H₃C

C C

CH₃

Br Br

H₃C and

Cis - mismo lado Trans - atravesados

Isómeros cis-trans también son llamados isómeros geométricos. Deben tener dos grupos diferentes sobre el carbono sp2.

C C H₃C

H H

H No isómeros cis-trans posibles

Momento Dipolar de

Enlace

• son debidos a las diferencias de electronegatividades.

• depende de la cantidad de carga y distancia de separación.

• En debyes (D),

Momento Dipolar Molecular

• Depende de polaridad y ángulo de enlace.

• Suma vectorial de los momentos dipolares de enlace.

• Pares de electrones sin compartir contribuyen al momento dipolar.

Fuerzas

Intermoleculares

• Fuerzas de atracción entre moléculas

influencia p.f., p.e., y solubilidad; esp.

para sólidos y líquidos.

• Clasificación depende de la estructura.

Interacciones dipolo-dipolo

Fuerzas de London

Puente de Hidrógeno

Fuerzas Dipolo-Dipolo

• Entre moléculas polares

• Sector positivo de una molécula alineada con el sector negativo de la otra molécula.

• Minimiza energía de repulsión, resultando una fuerza atractiva.

Dipolo-Dipolo

Dipolo-Dipolo

Dispersión de London

• Entre moléculas no polares

• Interacciones dipolo-dipolo temporales

• Atomos grandes son más polarizables.

• Ramificaciones disminuyen p.e. debido

a disminución superficie de contacto

entre moléculas.

CH3 CH2 CH2 CH2 CH3

n-pentane, b.p. = 36¡C

CH3 CH

CH3

CH2 CH3

isopentane, b.p. = 28¡C

C CH3

CH3 CH3 H3C

Dispersions

Dispersions

Puente de Hidrógeno

• Fuerte atracción dipolo-dipolo

• Molécula órganica debe tener N-H u O-H. • El hidrógeno desde una molécula es

fuertemente atraido por una par de electrones no compartido de la otra molécula.

• O-H es más polar que N-H, causando puente de hidrógeno más fuerte.

Puente de H

puente de hidrógeno puente de

Puente de H

=>

puente de hidrógeno

Puntos de Ebullición y

Fuerzas Intermoleculares

CH₃ CH₂ OH

ethanol, b.p. = 78¡C

CH₃ O CH₃

dimethyl ether, b.p. = -25¡C

trimethylamine, b.p. 3.5¡C

N CH₃

H₃C

CH₃

propylamine, b.p. 49¡C CH₃CH₂CH₂ N

H H

ethylmethylamine, b.p. 37¡C

N CH₃

CH₃CH₂

H

=>

CH₃ CH₂ OH CH3 CH2 NH2

etanol dimetil eter

Solubilidad

• Similar disuelve lo similar

• Solutos polares se disuelven en solventes polares.

• Solutos No polares se disuelven en solventes no polares.

• Moléculas con fuerzas intermoleculares similares se mezclarán libremente.

Soluto Iónico con

Solvente Polar

Hidratación libera energía.

Soluto Iónico con

Solvente Polar

Soluto Iónico con

Solvente No polar

Soluto No polar con

Solvente No polar

Soluto No polar

con Solvente Polar

Clases de Compuestos

• Clasificación basada en

grupos

funcionales

• Tres amplias clases

Hidrocarburos

Compuestos conteniendo oxígeno

_{Compuestos conteniendo nitrógeno}

Hidrocarburos

• Alcanos: enlaces simples, carbonos

sp

• Cicloalcanos: carbonos forman un anillo

• Alquenos: doble enlace, carbonos

sp

• Cicloalquenos: doble enlace en anillo

• Alquinos: triple enlace, carbonos

sp

Compuestos

Conteniendo Oxígeno

• Alcohol: R-OH

• Eter: R-O-R

'

• Aldehido: RCHO

• Cetona: RCOR

'

CH₃CH₂ C

O

H

CH₃ C

O

CH₃

Acidos Carboxílicos

y sus Derivados

• Acido Carboxílico : RCOOH

• Cloruro de Acido : RCOCl

• Ester: RCOOR

'

• Amida: RCONH

Compuestos

Conteniendo Nitrógeno

• Amina: RNH

, RNHR

'

, o R

N

• Amida: RCONH

, RCONHR, RCONR

• Nitrilo: RCN

N O

CH₃

CH

C N