1.‐Introducción

Más del 95% de las sustancias químicas

conocidas son compuestos del carbono y más de la mitad de los químicos actuales en el mundo se denominan a sí

mismos químicos orgánicos.

Todos los compuestos responsables de la vida (

ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azúcares,

lípidos, vitaminas, etc.) son sustancias orgánicas.

La industria química (fármacos, polímeros, pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel muy importante en la economía mundial e

incide en muchos aspectos de nuestra vida diaria con sus productos.

La Química Orgánica es la parte de la química que estudia los Compuestos de Carbono

Finales del XVIII

 El enigma de la Química Orgánica: La fuerza vital.  Se observa que los compuestos orgánicos están formados por un número muy limitado de elementos.

Principios del XIX  Se intuyen ciertos visos de ordenamiento estructural.  Se establece la ley de proporciones múltiples.

1820’s

 Síntesis de la urea: se tiende el puente entre la Química Inorgánica y la Orgánica.  Se mejora la precisión del análisis elemental.  Se produce una complicación insospechada: la isomería.

1830’s  Los radicales orgánicos como un principio de ordenación.  El descubrimiento y la profusión de los radicales orgánicos.

1830’s-1840’s  Orden entre los radicales orgánicos: la sustitución.  Definición de radicales derivados.

1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica

1850’s •  Estructura interna de los radicales: la tetravalencia del carbono y su capacidad para formar cadenas.

1860’s •  Primeras formulaciones modernas.

1870’s •  Estructura tetraédrica del carbono: isomería optica.

1880’s •  Estructura hexagonal del benceno.

1930’s-1940’s

•  Planteamiento de la Teoría de la Resonancia.

•  Desarrollo de la Espectroscopía de rayos X.

•  Desarrollo de la Espectrometría de masas.

1950’s •  Análisis conformacional: estereoquímica

del ciclohexano. •  Descubrimiento de la Resonancia

Magnética Nuclear.

1840’s-1850’s   Ordenación por tipos de compuestos.   La unificación de radicales y tipos.

2.‐Estructuradelosátomos

CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS

CONECTIVIDAD

Grupos del Sistema Periódico

PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICOS

PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD

3.‐Enlaceymoléculas

3.1.- ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE

IÓNICO COVALENTE APOLAR

COVALENTE

POLAR

ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE

NO POLAR POLAR

TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

Rojo < Naranja < Amarillo < Verde < Azul

CONTORNOS DE POTENCIAL ELECTROSTATICO

3.3.-TEORÍA DE LEWIS

Átomos

Moléculas Diatómicas

Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico

En el establecimiento de las estructuras de Lewis es muy importante tener en cuenta tres aspectos

1.- Asignar cargas formales a los átomos

2.- Valorar la existencia de formas resonantes

3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto

Cargas formales

Para determinar cargas formales sobre los átomos:

Carga

Formal =

Número e

Capa valencia

- Número e

Desapareados + Mitad e

compartidos

Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda

explicar las propiedades de una molécula o ión.

A cada una de ellas se le denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia

En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye

por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la

verdadera estructura una mezcla de las tres.

Condiciones para escribir formas resonantes:

1. Para pasar de una forma resonante a otra solamente

puedo mover electrones, nunca átomos.

2. Todas las estructuras resonantes que yo escriba deben ser

estructuras de Lewis válidas.

3. Las estructuras resonantes deben poseer el mismo número

de electrones desapareados.

4. Las estructuras resonantes más importantes son las de

menor energía potencial.

(N,N-dimetilamino)piridina DMAP

Nitrometano

Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP

¿Cuál de todas las estructuras resonantes se parece más al compuesto real?

1. Aquella en la que todos los átomos tienen el octete completo.

2. Aquellas en las que no existe separación de carga es más importante que la

que en la que existe separación de carga.

3.     Cuando en dos formas resonantes existe separación de carga es más

estable aquella que tiene las cargas más alejadas.

5. Si hay dos formas resonantes iguales la resonancia será más importante.

Cuando una forma resonante es muchísimo más estable que las demás la

resonancia no existe y la molécula real se parece mucho a esta forma.

Cuando todas las formas resonantes son importantes, entonces la molécula

real sí es un híbrido de todas las formas resonantes.

4. Las estructuras de resonancia que lleven carga negativa sobre un

átomo electronegativo contribuye más que cuando esa carga va sobre

otro átomo.

3.4.- TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN

Los enlaces covalentes se producen por solapamiento de orbitales

atómicos semiocupados de distintos átomos

Orbital 1s semiocupado de un átomo de H

Orbital 1s semiocupado de un átomo de H

Molécula de hidrógeno

Tipos de enlace covalente según el solapamiento

Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal

Enlace tipo pi π: solapamiento lateral

3.4.- HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV

Todos los enlaces C-H del metano son idénticos HIBRIDACIÓN

sp3

METANO

El carbono sólo podría formar dos enlaces C-H

– 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano – 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3

– 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura tetraédrica. Así son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas, entre otros. Todos estos compuestos tienen estabilidad suficiente como para poder ser almacenados sin problemas especiales. Un carbono unido a menos de cuatro átomos también puede tener hibridación sp3 pero la estructura variará dependiendo del número de sustituyentes:

Estructura

Tipo de compuesto Carbaniones Carbenos Geometría Piramidal Angular

Los carbaniones y carbenos son especies altamente reactivas (intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy corto.

HIBRIDACIÓN sp2

ETENO Hibridación

sp2

sp2 2pz

– 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3 – 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana. Así son compuestos estables tales como olefinas, hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílcos y derivados, entre otros. Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres átomos también posee hibridación sp2:

Estructura

Tipo de compuesto Carbocatión (ion carbenio) Radical

Geometría Trigonal plana Trigonal plana

Carbocationes y radicales son especies altamente reactivas (intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy corto.

HIBRIDACIÓN sp2

BENCENO C6H6

Kekule

Problema: El benceno es mucho más estable que lo que cabría esperar de la estructura propuesta por Kekule

La hidrogenación del benceno libera

mucha menos energía que la

esperable

Hibridación

sp2

sp2 2pz

Estabilidad debida a la deslocalización de los electrones del anillo (aromaticidad)

HIBRIDACIÓN

sp2

GRUPO CARBONILO

Átomo carbono: Hibridación sp2 Átomo oxígeno: Hibridación sp2

(Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)

HIBRIDACIÓN sp

ACETILENO

– 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2

– 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2 – 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal. Existen otras posibilidades:

Estructura

Tipo de compuesto Aleno Acetiluro Geometría Lineal Lineal

Los alenos son compuestos estables. Los acetiluros son especies reactivas (intermedios de reacción).

Electronegatividad del carbono en función de su hibridación El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el

carácter s de la hibridación. Por tanto los carbonos del etano (sp3) son menos electronegativos que los del eteno (sp2) y éstos a su vez menos

electronegativos que los del etino (sp). El cálculo de las densidades electrónicas en estos tres compuestos refleja claramente este hecho:

(azul +, rojo -)

Etano

Eteno

Etino

Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada desde el etano al etino, prueba de su menor densidad

electrónica como consecuencia de la electronegatividad creciente del carbono.

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO

sp3 Nitrógeno

Oxígeno

Estructura

Tipo Aminas Sales de amonio

Alcoholes Éteres Alcóxidos

Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -

Las aminas, sales de amonio, alcoholes y éteres son especies estables. Los alcóxidos son especies muy reactivas (intermedios de reacción).

sp2 Nitrógeno

Oxígeno

Estructura Tipo Iminas Sales de imonio Carbonilos Geometría Trigonal plana Trigonal plana Trigonal plana

Los tres tipos de compuestos tienen en general estabilidad suficiente como para poder almacenarse sin problemas especiales. Los compuestos con grupos carbonilo son muy variados: pueden ser aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, haluros de ácido, anhídridos, ésteres y amidas, entre otros.

. sp Nitrógeno

Los nitrilos son compuestos estables

Estructura

Tipo Nitrilos

Geometría Lineal

PARÁMETROS DE ENLACE Enlace Longitud típica

(A) Momento dipolar (D)

Energía de disociación (kcal/

mol)

C-H 1.07 0.40 99

X-H 1.01(N) 0.96(O)

1.31(N) 1.51(O)

93(N) 111(O)

C-C 1.54 0 83

C=C 1.33 0 146

C≡C 1.20 0 200

C-N 1.47 0.22 73

C=N 1.30 1.90 147

C≡N 1.16 3.50 213

C-O 1.43 0.74 86

C=O 1.23 2.30 184

C-Cl 1.78 1.46 81

C-Br 1.93 1.38 68

C-I 2.14 1.19 51

3.5.-TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR

La mezcla de N orbitales atómicos da lugar a N orbitales moleculares

Ej.: Hidrógeno

La combinación de dos orbitales atómicos 1s da lugar a un orbital molecular enlazante σ y a un orbital antienlazante σ*.

Los dos electrones de la molécula ocupan el orbital molecular enlazante

Los orbitales moleculares tipo σ también se pueden formar por solapamiento frontal de orbitales p

o de orbitales híbridos

Los orbitales moleculares tipo π se producen por solapamiento lateral de orbitales p

Formación de dos orbitales π por solapamiento lateral de orbitales p. Triple enlace carbono-carbono.

Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados tienen cierta diferencia de electronegatividad

3.6.- Enlace covalente polar: Polaridad de los enlaces y las moléculas

Cada enlace tiene un momento dipolar “µ” (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad entre los átomos cuya dirección es la línea que

une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

Momentos Dipolares de enlaces

Enlace Momento Dipolar, D Enlace Momento Dipolar,

D H-F 1.7 C-F 1.4 H-Cl 1.1 C-O 0.7 H-Br 0.8 C-N 0.4 H-I 0.4 C=O 2.4 H-C 0.3 C=N 1.4 H-N 1.3 C≡N 3.6

H-O 1.5

La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo.

La polaridad de las moléculas depende de dos factores:

a) La existencia de enlaces covalentes polares

b) Una geometría que lo permita

CO2 BF3

CH4 H2O

NH3

4.‐REPRESENTACIÓNDELASMOLÉCULASENQUÍMICAORGÁNICA

4.1.- TIPOS DE FÓRMULAS

Fórmula Molecular

C2H6O C4H10

Formula Estructural

Fórmula Desarrollada Formula Esqueletal

En 2 D En 3 D

Clase Grupo funcional Ejemplo

alcanos ninguno CH3-CH3 Etano

alquenos CH3CH=CH2

Propeno

alquinos CH3-C≡C-CH3 2-Butino

haluros de alquilo -halógeno CH3-CH2-Br Bromuro de etilo

4.2.- PRINCIPALES GRUPOS FUNCIONALES.

(homo) aromáticos

Tolueno

(hetero) aromáticos

3-Metilpiridina

Clase Grupo funcional Ejemplo

alcoholes fenoles -OH

CH3-CH2-OH Etanol

Ph-OH Fenol

éteres -O- CH3-CH2-O-CH2-CH3 Dietiléter

Clase Grupo funcional Ejemplo

aldehídos Etanal

cetonas Propanona

Clase Grupo funcional Ejemplo

ácidos carboxílicos

Ácido acético

ésteres Acetato de etilo

amidas Acetamida

haluros de acilo anhídridos

Cloruro de acetilo Anhídrido acético

nitrilos -C≡N CH3CN Acetonitrilo

nitroderivados -NO2 CH3NO2

Nitrometano

iminas

Metilimina de la propanona

tioles -SH CH3-CH2-SH Etiltiol

sulfuros -S- (CH3)2S Dimetilsulfuro

sulfonas -SO2- CH3SO2CH3 Dimetilsulfona

ácidos sulfónicos -SO2-OH CH3CH2CH2SO2OH Ácido propanosulfónico

Clase Grupo funcional Ejemplo

Clasificacióndeloscompuestosorgánicos

Clasificación de los compuestos orgánicos

Solo con C-H C-H y otros elementos

hidrocarburos

Cadena abierta Cadena cerrada

Saturados insaturados

alcanos alquenos

alquinos

ciclos aromáticos

Ciclo alcano

Ciclo alqueno

Ciclo alquino

5.‐ISOMERÍA

¿QUE SON ISOMEROS?

Dos especies químicas diferentes se dice que son isómeras cuando tienen la misma

composición elemental y el mismo peso molecular

Los isómeros no son superponibles y tienen el mismo número de átomos de cada tipo

TIPOS DE ISOMERIA

TIPOS FUNDAMENTALES DE ISOMEROS:

•  ESTRUCTURALES • ESTEREOISOMEROS

TIPOS DE ISOMERÍA

5.1.- ISOMERÍA ESTRUCTURAL

Isomería de cadena

Isomería de posición

Isomería de función

Son isómeros que difieren entre sí en que sus átomos están unidos de diferente forma

- No todos los grupos están unidos a los mismos centros -Son moléculas muy diferentes tanto en sus propiedades físicas como

químicas

ISOMERÍA DE CADENA

¿Cuántos isómeros tiene el butano?

¿Cuántos isómeros tiene el pentano?

Los isómeros de cadena difieren en la forma en que están unidos los átomos de carbono entre sí para formar una cadena

ISOMERÍA DE POSICIÓN

Hay dos isómeros estructurales con la fórmula molecular C3H7Br

Del alcohol con fórmula molecular C4H9OH se obtienen:

Dos isómeros de posición Dos isómeros de cadena

Los isómeros de posición difieren en las posiciones que ocupan sus grupos en la estructura carbonada

En los derivados del benceno se dan casos muy importantes de isomería de posición

Fórmula molecular C7H8Cl

ISOMERÍA DE FUNCIÓN

Fórmula molecular C3H6O

2-propen-1-ol

Los isómeros de función difieren en sus grupos funcionales - La forma en que están unidos los átomos da lugar a grupos funcionales

distintos

Fórmula molecular C3H6O2

4.3.- EL NOMBRE DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS

Nombre Molecular Formula

Estructural Formula Isomeros Nombre Molecular

Formula Estructural

Formula Isomeros

Metano CH4 CH4 1 hexano C6H14 CH3(CH2)4CH3 5

Etano C2H6 CH3CH3 1 heptano C7H16 CH3(CH2)5CH3 9

propano C3H8 CH3CH2CH3 1 octano C8H18 CH3(CH2)6CH3 18

butano C4H10 CH3CH2CH2CH3 2 nonano C9H20 CH3(CH2)7CH3 35

pentano C5H12 CH3(CH2)3CH3 3 decano C10H22 CH3(CH2)8CH3 75

Grupo CH3– C2H5– CH3CH2CH2– (CH3)2CH– CH3CH2CH2CH2– (CH3)2CHCH2– CH3CH2CH(CH3)– (CH3)3C– R–

Nombre Metil Etil Propil Isopropill Butil Isobutil sec-Butil tert-Butil Alquil

ALCANOS

GRUPOS ALQUILO

Nombre Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano Cicloheptano Cicloalcano

Molecular Formula C3H6 C4H8 C5H10 C6H12 C7H14 CnH2n

Estructural Formula

(CH2)n

Esqueletal Formula

CICLOALCANOS

Reglas IUPAC para nombrar alcanos 1. Encuentre y nombre la cadena continua más larga de carbonos.

2. Identifique y nombre los grupos unidos a esta cadena. 3. Numere la cadena empezando por el extremo más próximo a un sustituyente.

4. Designe la localización de cada grupo sustituyente por el apropiado número y nombre. 5. Construya el nombre, listando los grupos en orden alfabético.

Los prefijos di, tri, tetra etc., usados para designar varios grupos iguales, no se consideran en la ordenación alfabética.

3,4-dicloro-4-etil-5-metilheptano

3-metilhexano

Carbono 1rio, 2rio, 3rio, 4rio

Reglas IUPAC para la nomenclatura de Alquenos

1. El sufijo -eno indica un alqueno o cicloalqueno. 2. La cadena principal debe incluir los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace. 3. La cadena principal debe ser numerada por el extremo más próximo al doble enlace. Si

la insaturación está en el centro de la cadena se empieza a numerar por el extremo que tenga más próximo un sustituyente.

4. El más pequeño de los números asignados a los átomos del doble enlace se utiliza para indicar la posición de la insaturación. Si hay más de un doble enlace el compuesto es

denominado dieno, trieno,.. 5. En los cicloalquenos a los carbonos del doble enlace se les asigna los números 1 y 2.

El número 1 puede ser determinado por la regla de los sustituyentes. 6. Grupos sustituyentes más importantes conteniendo doble enlace son:

H2C=CH– Grupo vinilo H2C=CH–CH2– Grupo alilo

1.- (CH3)2C=CHCH2C(CH3)3 2.- (CH3CH2CH2)2C=CH2

3.- (C2H5)2C=CHCH(CH3)2 4.- CH2=C(CH3)CH(CH3)C(C2H5)=CH2

¿Cuál es el nombre de los siguientes alquenos?

Reglas IUPAC para la Nomenclatura de Alquinos 1. El sufijo -ino indica alquino o cicloalquino.

2. La cadena principal debe contener a los dos carbonos unidos por el triple enlace. 3. La cadena principal debe ser numerada desde el extremo más próximo al triple

enlace. Si el triple enlace está situado en el centro de la cadena se aplica la regla de los sustituyentes.

4. El menor número de los carbonos unidos por triple enlace debe ser usado como localizador de la insaturación.

5. Si están presentes varios enlaces múltiples, cada uno debe tener su localizador. Los dobles enlaces preceden a los triples en los nombres IUPAC, pero la cadena debe ser

numerada a partir del extremo que tenga más próximo un enlace múltiple sea cual sea su naturaleza.

6. A causa de su carácter linear, los anillos que pueden acomodar un triple enlace deben tener al menos diez carbonos. En los cicloalquinos simples los carbonos unidos por el

triple enlace son numerados con el 1 y el 2. El número 1 se determina por la proximidad de los sustituyentes.

7. Grupos sustituyentes conteniendo triple enlace son: HC≡C– Grupo Etinil

HC≡CH–CH2– Grupo Propargil

Ejemplos alquenos y alquinos

PROBLEMAS DE MORRISON & BOYD pag. 120

PROBLEMAS DE MORRISON & BOYD pag.290