ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE LOS HIDROCARBUROS

(1)

Elaborado por: Berta Ines

ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE

LOS HIDROCARBUROS

A partir del petróleo y el carbón se obtienen diferentes

compuestos orgánicos, constituidos solamente por

carbono e hidrógeno, llamados hidrocarburos.

También se pueden obtener compuestos azufrados y

nitrogenados.

La diversidad de hidrocarburos se debe a la

capacidad del átomo de carbono de unirse entre si

formando enlaces covalentes sencillos, enlaces

covalentes dobles o triples. Por otra parte, el

carbono puede formar compuestos de cadena cerrada o

de cadena abierta. A continuación se presentan las

diferentes clases de hidrocarburos.

(2)

Benceno Tolueno BENCENO Y SUS DERIVADOS, BIFENILOS

Y HAPs Hidrocarburos Aromáticos ciclopenteno Cicloalquenos Insaturados ciclohexano Cicloalcanos Saturados Hidrocarburos Alicíclicos (cadena cerrada) Etino (acetileno) Alquinos 3-metil-3-hexeno Alquenos Insaturados (Olefinas) 2-metil-pentano Alcanos Saturados (Parafinas) Hidrocarburos Alifáticos (cadena abierta) Ejemplo Clase de Hidrocarburo C H₃ CH₃ CH₃ C H₃ CH₃ CH3 C H CH CH₃

(3)

6 C: 1S

2 2S

2 2PX

1 2PY

1

C

Z

S

P

_X

P

_Y

P

DISTRIBUCION ELECTRONICA Y ORBITALES DEL

ATOMO DE CARBONO

(4)

6

C

1 S

2

2 S

2

2 P

_X1

2 P

_Y1

2 P

_Z

U n e le c tro n sa lta y lo s o rb itale s se trasla p a n , se m e zc lan

(d en tro d el m ism o n iv e l d e e n erg ia )

H IB R ID A C IO N

S e m e z cla n to d o s lo s o r b ita les:

U n o r b ita l S + T r e s o rb ita le s P = 4 o r b ita le s h ib r id o s sp

3

N o q u ed a n o rb ita le s p u r o s. L o s o r b ita les h ib rid o s se

u b ica n a 1 0 9 .5 º G e o m etr ia te tr a h e d r ic a

M e zc la p a rcia l d e o rb ita les:

U n o rb . S + d o s o rb . P = 3 o rb . h ib rid o s sp

2

Q u e d a u n o rb ita l p u ro P -L o s o rb ita les h ib rid o s se u b ica n a

1 2 0 º : G e o m etria trig o n a l p lan a

M e z cla p a rc ia l d e o r b ita les:

U n o rb ita l S + u n o r b ita l P = 2 o rb ita le s h ib r id o s sp

Q u e d a n d o s o r b ita le s P p u ro s. L o s o r b ita le s h ib r id o s se

H IP O T E S IS D E H IB R ID A C IO N D E L A T O M O D E C A R B O N O

(5)

CARACTERISTICAS ESTRUCTURALES DE LOS ALCANOS

Orbitales del

carbono con

hibridación sp

3

Características

Geometría

Diferentes representaciones del

enlace de dos carbonos con

hibridación sp

3

Cuatro orbitales hibridos

denominados sp

3

Cuatro orbitales

híbridos, c/u

denominado sp

3

y con un

electrón

desapareado.

Tetraédrica

Los cuatro

orbitales

híbridos a

109.5 º

C C

(6)

O rb ita le s d e l c a rb o n o c o n

h ib rid a c ió n sp2 C a ra c te rístic a s G e o m e t ría

D ife re n te s re p r e se n ta c io n e s d e l e n la c e d e d o s c a rb o n o s c o n h ib rid a c ió n sp s2 C o rb ita le s h ib rid o s sp2 o rb ita l p u ro , P T re s o rb ita le s h íb r id o s, c /u d e n o m in a d o sp2 y c o n u n e le c tró n d e sa p a re a d o . U n o rb ita l p u ro P , c o n u n e le c tró n d e sa p a re a d o T rig o n a l p la n a . L o s tre s o rb ita le s h íb r id o s a 1 2 0 º Y e l O rb ita l p u ro p e rp e n d ic u la r a e llo s. CC CC π /2 π /2 C C e n la c e p i ( π ) e n la c e sig m a (σ )

C A R A C T E R IS T IC A S E S T R U C T U R A L E S D E L O S

A L Q U E N O S

(7)

CARACTERISTICAS ESTRUCTURALES DE LOS

ALQUINOS

Orbitales del carbono con

hibridación sp Características Geometría

Diferentes representaciones del enlace de dos carbonos con

hibridación sp3 C orbital hibrido sp orbital hibrido sp orbital puro orbital puro Dos orbitales híbridos, c/u denominado sp y con un electrón desapareado. Dos orbitales puros P, c/u con un electrón desapareado Digonal. Los dos Orbitales Híbridos a 180º Los dos orbitales puros, perpendiculares entre si C C C C π/2 π/2 π/2 π/2

(8)

FUERZAS

(9)

Fuerzas Intermoleculares

• Son las fuerzas que

se presentan entre las moléculas

de un compuesto

y juegan un papel importante en las

propiedades físicas y en las estructuras de las

biomoleculas.

• Clases de fuerzas intermoleculares:

• Fuerzas de London Van Der Waals (en los

hidrocarburos):

• Ión-ión;

• Ión-dipolo;

• Dipolo-dipolo;

(10)

Fuerzas Intermoleculares

Importancia

Las fuerzas intermoleculares son muy importantes en el

funcionamiento de las células. La formación de enlaces

de hidrogeno, la hidratación de grupos polares y

la

tendencia de los grupos no polares a evitar un

entorno polar

, son causa de que las moléculas complejas

de las proteínas se doblen en formas precisas, formas que

les permiten su funcionamiento como catalizadores

biológicos de increíble eficiencia. Las mismas fuerzas

permiten que las moléculas de hemoglobina asuman las

formas que necesitan para transportar el oxigeno. Y

finalmente las moléculas llamadas glucoesfingolipidos

funcionan como membranas celulares gracias a las fuerzas

intermoleculares.

(11)

δ (-) δ (+)

Pentano: m olècula form ada por atom os de carbono e

hidrogeno. L a diferencia de electronegatividades (2.5-2.1)

no produce una distribucion neta de carga. L os enlaces

son

covalentes n o p olares

D E B ID O A L O S M O V IM IE N T O S D E

R O T A C IO N , T R A SL A C IO N ,

IN T E R A C C IO N D E C A M P O S

E L E C T R O M A G N E T IC O S. S E G E N E R A N

Z O N A S Q U E T E M PO R A L M E N T E E S T A N

C A R G A D A S

D IPO L O S IN D U C ID O S

F U E R Z A S D E L O N D O N V A N D E R W A A L S

M O L E C U L A N O PO L A R

FU E R Z A S D E L O N D O N -V A N D E R W A A L S

(12)

H

₃

C

CH

₃

CH

₃

H

₃

C

2,2-dimetilpropano

(neopentano)

δ (+)

δ (-)

δ (+)

FUERZA DE

LONDON VAN DER WAALS

DEPENDE DE LA SUPERFICIE,

AREA DE CONTACTO MINIMA,

MENOR FUERZA INTERMOLECULAR

MENOR PUNTO DE EBULLICION

DIPOLOS INDUCIDOS, GENERAN

(13)

Fuerza Intermolecular

Ion-Ion

• Es la fuerza que mantiene unidos a los

iones entre sí en el estado cristalino. Estas

son las

fuerzas electrostáticas que

actúan entre iones positivos y iones

negativos

. Se requiere una gran cantidad

de energía para romper la estructura

ordenada del cristal y en consecuencia los

puntos de fusión son bastante altos.

(14)

N a+ C l− N a+ C l− N a+ C l− C H 3C O O

-

K

+

C H 3C O O

-

K

+

C H 3C O O

-

K

+

R E P R E S E N T A C IO N D E F U E R Z A S IN T E R M O L E C U L A R E S

IÒ N -IO N

C loruro de S odio

A cetato de P otasio

(15)

Fuerza intermolecular dipolo-dipolo

• Son fuerzas que actúan entre moléculas polares.

• • Moléculas donde la diferencia de electronegatividad

entre sus átomos esta entre 0,8 y 1,7. Lo que

origina la presencia de cargas parciales

(δ)

• Presentan “momento dipolar, µ”: producto de la

carga Q por la distancia r, (

µ=Q x r

).

• El origen de las fuerzas dipolo-dipolo es

electrostático.

(16)

δ (+)

_{δ (-)}

δ (+)

δ (-)

δ (+)

A traccion electrostatica

dipolo-dipolo

IN T E R A C C IO N D IP O L O -D IP O L O E N M O L E C U L A S D E

E T A N O L

(17)

Fuerzas Intermoleculares

Puente de hidrogeno

Fundamentalmente es una atracción

electrostática entre átomos altamente

electronegativo (como el

oxigeno,

nitrógeno o fluor, que poseen un par de

electrones libres en su ultimo nivel de

energia

)

y un átomo de hidrogeno

unido

covalentemente a otro átomo

electronegativo. Los enlaces de

hidrogeno se indican generalmente por

líneas punteadas.

(18)

N

NH

N

O

H

N

NH

N

O

H

Puentes de hidrogeno

PUENTES DE HIDROGENO ENTRE

MOLECULAS DE GUANINA Y CITOSINA

(19)

ENLACES QUIMICOS

Enlaces covalentes no polares

Enlaces covalentes polares

Hidrocarburos saturados

_{Hidrocarburos Insaturados}

Enlaces ionicos

Enlaces Coordinados

Rupturas de enlace

Homoliticas

Homoliticas y Heteroliticas

Radicales libres

Radicales libres, carbocationes y Carbaniones

(20)

FORMACIÓN DE RADICALES LIBRES

Los radicales libres se obtienen por homólisis de

los enlaces covalentes. La ruptura homolítica de

enlace es una ruptura simétrica, donde cada uno de

los átomos que participan del enlace queda con un

electrón desapareado (estas son las especies

denominadas radicales libres). Estas rupturas

homolíticas de los enlaces covalentes, requieren

energía. Estas energías se llaman energía de

disociación homolítica de enlace.

(21)

+

C

H

₃

CH

₂

C

H

C

H

₃

CH

₂

C

H H

radical libre primario: el átomo de

carbono enlazado a un solo átomo de

carbono, con dos hidrógenos y con un

electrón desapareado

ruptura de enlace homolítica: el hidrógeno se lleva un

electrón de enlace y el carbono se queda con el otro

electrón (radical libre).

H

(22)

C H

C

H

₃

C

H

₃

H

C

H

₃

C

H

₃

H

C

CH

₃

C

H

₃

CH

₃

H

C

CH

3 C

H

₃

CH

₃

+

H

+

H

radical libre secundario: el átomo de carbono

con un electrón desapareado, esta unido a dos

átomos de carbono

radical libre terciario: el átomo de carbono

con un electrón desapareado, está unido a

tres átomos de carbono

electron desapareado

(23)

FORMACIÓN DE CARBOCATIONES

La formación de carbocationes ocurre

mediante

una

reacción

altamente

endotérmica, se requiere gran cantidad de

energía para que ocurra la ruptura

heterolítica de enlace.

Es una reacción

iónica reacciones en las cuales los enlaces

covalentes se rompen en forma heterolítica).

(24)

+

_Cl

-C

H

₃

CH

₂

C

Cl

H

C

H

₃

CH

₂

C

+

H

carbocatión primario: el átomo de

carbono enlazado a un solo átomo de

carbono, con dos hidrógenos y con carga

positiva

un radical alquil con efecto inductivo positivo, +I

(efecto liberador de electrones)

ruptura de enlace heterolítica, el cloro se lleva el

par electrónico de enlace

(25)

C

Cl

C

H

₃

C

H

₃

H

_C

+

C

H

₃

C

H

₃

H

C

CH

3 C

H

₃

CH

₃

Cl

C

+

CH

₃

C

H

₃

CH

₃

+

Cl

-+

Cl

-carbocatión secundario: el átomo de carbono

con carga positiva, esta unido a dos átomos

de carbono

carbocatión terciario: el átomo de

carbono con carga positiva, está

unido a tres átomos de carbono

(26)

En general la estabilidad de los carbocationes

(especies

deficientes

en

electrones)

está

relacionada con el número de grupos alquilo,

unidos al átomo de carbono con carga positiva. A

mayor cantidad de grupos alquilo hay mayor

estabilidad. Esto se explica con base en una ley

física que dice que un sistema cargado se

estabiliza cuando la carga se dispersa o se

deslocaliza. Los grupos alquilo, liberadores de

electrones (efecto +I), unidos al carbono con

carga positiva, deslocalizan ésa carga positiva.

En conclusión a mayor efecto +I, mayor

estabilidad del carbocatión.