Qumica Orgnica I Bioingeniera

Unidad 1. Estructura Molecular de Compuestos Orgnicos

Teora del Enlace Valencia.

1916 1927

G.N. Lewis propuso que un enlace qumico se forma por la interaccin de dos electrones compartidos enlazadas

Fue formulada la teora de Heitler-London, que permiti por primera vez el clculo de las propiedades del enlace de la molcula de dihidrgeno (H2), basado en consideraciones de mecnica cuntica.

Linus Pauling us las ideas de pares enlazantes de Lewis junto con la teora de Heitler-London para desarrollar otros dos conceptos claves en la teora EV: resonancia-

Pauling incorpora la idea de la hibridacin de orbitales atmicos

1928 1930

Estructura Molecular

Enlace Qumico

Enlace Covalente Molcula : Conjunto de al menos 2 tomos enlazados covalentemente que forman

un sistema estable y elctricamente neutro.

MOLCULA DIATMICA HOMONUCLEAR.

Eenlace = 109,46 kcal/mol

Emnima

El enlace covalente es el resultado de la comparticin de electrones entre elementos electronegativos.

Electronegatividad: la tendencia de un determinado tomo a atraer un electrn.

Mtodo Aproximados.

Teora del Enlace Valencia.

Teora de los Orbitales Moleculares

Estructura de Lewis.

1. Electrones de Valencia.

2. Regla del Octeto.

2. Excepciones a la Regla del Octeto.

Estructuras de Lewis

HNO3

cido Ntrico

Modelos Moleculares

Resonancia.

La resonancia consiste en la combinacin lineal de estructuras de una molcula (estructuras resonantes) que no coinciden con la estructura real, pero que mediante su combinacin, nos acerca ms a su estructura real.

CO32-

Todos los enlaces tienen igual longitud

Cada longitud de enlace es ms corta que un

enlace C-O y ms larga que un enlace C=O.

Estructuras Cannicas o Resonantes.

Hbrido Resonante

Reglas para escribir estructuras resonantes.

1. Los tomos deben permanecer en el mismo lugar.

Estas especies no corresponden a dos estructuras resonantes, ya que el tomo de hidrgeno cambia de lugar. Esto se conoce como un equilibrio tautomrico. (ismeros estructurales en equilibrio).

2. Si la molcula real tiene todos sus electrones apareados, cada estructura resonante tambin debe tenerlos.

Estructuras con electrones desapareados son distintas a estructuras con separacin de carga.

Ej. N2O, diamagntica.

Contribucin de las Estructuras Resonantes.

1. A mayor nmero de enlaces covalentes mayor contribucin.

Ej. CO2

prcticamente no hay contribucin al hbrido de resonancia

2. Las estructuras inicas, o sea, con separacin de carga, son en general menos importantes. Cuando existen cargas iguales muy cerca en la molcula aumenta la repulsin electrosttica, por lo tanto disminuye su aporte a la estabilizacin.

la estructura nmero 2, es ms estable que 1 y 3, por lo tanto aporta ms al hbrido de resonancia

1 2 3

3. Dentro de las estructuras con separacin de carga, contribuyen ms aquellas que tienen carga negativa en el tomo ms electronegativo.

El orden de estabilidad para esta serie de estructuras ser I > II > III > IV

l ll lll

lV

Hibridacin.(O.A.H.)

Combinacin lineal de orbitales atmicos, para generar orbitales atmicos hbridos.

Hibridacin sp.

1 orbital s + 1 orbital p = 2 orbitales sp

+ + - + -

+ + - + -

50% s y 50% p

Ejemplo: BeCl2

Be (Z=4) : 1s22s22px py pz

sp sp

E

s s

Geometra Lineal

Etino.

1 orbital ssp - ssp

2 orbitales pp - pp

Hibridacin sp2.

1 orbital s + 2 orbital p = 3 orbitales sp2

+ + - + -

33% s y 66% p

Ejemplo: BF3

sp2 sp2

E

sp2

3 orbitales ssp2 - Fp

Eteno.

Enlace s 100 kcal/mol

Enlace p 45 kcal/mol

Hibridacin sp3.

1 orbital s + 3 orbital p = 4 orbitales sp3

+ + - + -

25% s y 75% p

Hibridacin dsp3.

5 O.A.H. dsp3

Hibridacin d2sp3. 6 O.A.H. d2sp3

Ejemplos:

Difluoruro de azufre

Tetrafluoruro de azufre

Amoniaco

Trifluoruro de cloro

SF2

SF4 ClF3

NH3

TRePEV.(RPECV o VSEPR) Est basada en la idea de que la geometra de una molcula, o ion poliatmico, del tipo ABn, donde A es el tomo central y B los tomos perifricos, o ligandos, est condicionada, principalmente, por la repulsin, de tipo culombiana, entre los pares de electrones de la capa de valencia alrededor del tomo central.

La geometra es aquella que proporciona a los pares de electrones de la capa de valencia la energa mnima.

Momentos Dipolares (m)

H F d+ d-

1 Debye (D) = 10-18 uescm

H F

m = 4,8x10-10 1,28x10-8 = 6,14x10-18 uescm (suponiendo que hay 100% de transferencia electrnica)

m = 6,14 D mexp= 1,03 D

Para el CO2,

El momento dipolar neto es la resultante de los momentos dipolares locales de enlace

m = 0

Para el BF3

Momento Dipolar y Geometra Molecular

a

sumatoria de las proyecciones

60

x

a

m = 0

m = 0 D m = 1,02 D

m = 1,55 D m = 1,86 D

Si comparamos NH3 y NF3, siendo ambas molculas polares. Cul es ms polar?

Factores que influyen en la magnitud del momento dipolar, i) geometra molecular y ii) contribucin de los electrones sin compartir.

m = 1,5 D m = 0,21 D

Factores que influyen en la magnitud del momento dipolar: i) geometra molecular

ii) contribucin de los electrones sin compartir.

HH H

H

O

H

H

O

H

H

H

O

H

O

H

O

m = 0 D m = 2,3 D

m = 3,0 D

Fuerzas Intermoleculares

Interacciones moleculares no-covalentes, incorporan un alto rango de fuerzas

Interacciones In-In. (100-350 kJ/mol)

49

disminuye 1/d2

a) Interaccin Dipolo-Dipolo. (5-50 kJ/mol)

Fuerzas de Van der Waals.

Existen 3 tipos.

Interaccin electrosttica (interaccin de Keesom) que ocurre entre dos especies que presentan un dipolo permanente Disminuye con un factor 1/d4

Molculas

Covalente

Polares

d+

d- d-

d+

Intensidad depende de la magnitud del momento dipolar

M.M. (g/mol) P.eb. (C) m (D)

CO2 44,01 -79 0,0

CH3CH2CH3 44,10 -42 0,1

CH3OCH3 46,07 -25 1,3

CH3Cl 50,49 -24 1,9

CH3CN 41,05 82 3,9

d+

d- d-

d+ d- d+

d- d+

b) Interaccin Inductiva. (de polarizacin)

Interaccin entre un dipolo permanente y un dipolo inducido. Ocurre entre molculas distintas.

c) Interaccin Dispersiva o de London. (< 5 kJ/mol)

Esta presenta en todas las molculas independiente a su naturaleza, son particularmente interesantes en molculas apolares. Se genera por la distribucin anisotrpica de la densidad electrnica sobre la molcula, esto genera un multipolo temporal, el que es capaz de inducir multipolos en las molculas vecinas por rearreglo de su densidad electrnica.

+ _ + + + +

+ +

_ _ _

_

_

_

+ _

+ +

+ +

+ + _

_ _ _ _

_

d- d+

N P.F. (C) P.E. (C)

F2 18 -219,65 -188,15

Cl2 34 -100,95 -34,55

Br2 70 -7,25 58,75

I2 106 113,55 184,35

55

Metano

-161,6C

Tetrafluoruro de

Carbono

-127,8C

Tetracloruro de

Carbono

77C

Tetrabromuro de

Carbono

190C

M.M.

331,63 g/mol M.M.

153,8 g/mol

M.M.

88,01 g/mol M.M.

16,04 g/mol

56 Todas las molculas tiene M.M. = 72 g/mol

P.E. = 36,1C P.E. = 27,9C

P.E. = 9,5C

Enlace Hidrgeno. (4 120 kJ/mol).

Se considera un tipo particular de interaccin Dipolo

Dipolo. Dentro de las interacciones no-covalentes, puede llegar a ser la ms energtica. Se puede

dividir en enlaces hidrgenos fuertes, moderados y

dbiles.

D H A D y A, corresponde a

tomos electronegativos

Enlace Hidrgeno Fuerte. (60 120 kJ/mol)

Alcanos teres Alcoholes

58 g/mol 72 g/mol 86 g/mol

(60 g/mol) (92 g/mol) (76 g/mol)

97C 188C 290C

Enlace Hidrgeno Intramoleculares

P.E. = 214,5C

P.F. = 45C

P.E. = 279C

P.F. = 114C

Solubilidad

Fenmeno de Solvatacin

P.F.NaCl = 801 C

er m (D) er m (D) Agua H2O

80,4 1,85 Acetona (CH3) 2CO

20,7 2,72

Etanol CH3CH2OH

33,7 1,66 Dimetilsulfxido (CH3) 2SO

48,9 3,96

Metanol CH3OH

25,7 1,68 Dimetilformamida (CH3)2NCHO

36,7 3,86

Resumen

Conceptos importantes: Estructura de Lewis

Hibridacin Resonancia

Momento Dipolar Fuerzas Intermoleculares