conceptos basicos de la quimica de hidrocarburos

1. CONCEPTOS BASICOS
DE QUIMICA
ORGANICA

2. ELECTRONEGATIVIDAD
• Es la medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones externos o de
valencia.
• La electronegatividad se ve incrementada de izquierda a derecha dentro de un periodo de
la tabla periódica.
• Aumenta al avanzar de abajo hacia arriba de la tabla periódica.

4. TIPOS DE ENLACE
• Enlace iónico: enlaces que se forman entre iones con cargas opuestas.
• Enlaces covalentes: Se forman cuando se comparten electrones entre átomos en lugar de transferirlos;
es la forma mas común de enlace en los compuestos orgánicos.
• COVALENTE POLAR: Enlace covalente donde un átomo tiene la mayor electronegatividad que la de
los demás que conforman la molécula, este átomo tiene una atracción fuerte por los electrones de
enlace.
• COVALENTE NO POLAR: Se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de
diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa.

5. CLASIFICACION DE LOS ELNCALES QUIMICOS
∆ELECTRONGATIVIDAD ENTRE LOS ENLACES
DE LOS ATOMOS.
TIPO DE ENLACE
MENOS QUE 0.5 COVALENTE NO POLAR
ENTRE 0.5 A 1.9 COVALENTE POLAR
MAYOR QUE 1.9 IONICO

7. DETERMINACION DE LAS ESTRUCTURAS DE
LEWIS
1. Debemos identificar cuál será el átomo central (en el caso de que existan más de dos átomos).
Normalmente, el átomo central será el menos electronegativo. Excepción a esta regla es el hidrógeno,
ya que este elemento sólo puede tener alrededor de él dos electrones.
2. Contamos los electrones de valencia de todos los átomos, teniendo en cuenta, también, la carga (si
se trata de un ion).
3. Contamos los electrones totales que debería haber si todos los átomos tuviesen completo su octeto.
4. La diferencia de (electrones totales – electrones de valencia) nos dará el número de electrones
enlazados.
5. Se completa el octeto a cada átomo, verificando que el número de electrones dibujado coincida con el
calculado en el paso (2).

8. Estructuras de Lewis de algunos compuestos:

9. Carga formal
• CF = X – Y – Z
• X= Electrones de valencia (grupo de la tabla periódica)
• Y= ELECTRONES DE NO ENLACE o electrones no compartidos
• Z= (½) de los electrones compartidos o el numero enlaces que tiene el
átomo
• CF CARBONO = 4 – 0 – 3 = +1
• CF OXIGENO = 6 – 4 – 2 = 0

10. ESTRUCTURAS
EN
RESONANCIA:
Las estructuras de resonancia son de mucha
ayuda para:
• A) Estimar la estabilidad de una especie
individual.
• B) Estimar la estabilidad de dos especies
similares; de esta manera se puede predecir el
paso que probablemente siga la reacción.
• C) Predecir en una molécula, cual será el sitio
en que ocurrirá la reacción.
La resonancia implica colocar en forma alternada
los electrones de no enlace o electrones pi (π) a
lo largo del mismo esqueleto atómico, sin
cambiar las posiciones de los átomos.

11. REGLAS GENERALES:
• 1.- Cuantas mas estructuras de resonancia tenga una especie mas estable será.
• 2.- Las estructuras de resonancia en las que todos los átomos tengan completo su octeto de electrones, son
las mas estables.
• 3.- Cuando otros factores sean iguales, una estructura en resonancia con una carga negativa en el átomo
mas electronegativo será la mas estable. Análogamente sucede lo mismo si tenemos una carga positiva en
el átomo mas electro positivo.
• 4.- Se consigue una mayor estabilidad de una especie (anion o cation) cuando las estructuras de resonancia
que contribuyen al hibrido son equivalentes, es decir, cuando tienen la misma energía.

13. ACIDOS Y
BASES DE
LEWIS
• La nueva manera de entender los
ácidos y las bases se centraba en la
presencia o no de pares de electrones
que se pudieran intercambiar para
formar nuevos enlaces covalentes.
• Acido (ELECTROFILO): Es toda especie
química capaz de aceptar un par de
electrones para formar un enlace
covalente coordinado con una base. Se
caracterizan por tener carga positiva.
• Base (NUCLEOFILO): Es toda especie
química capaz de ceder un par de
electrones para formar un enlace
covalente coordinado con un ácido. Se
caracterizan por tener una carga negativa.