QUIM120 Clase 1.pptx

Química Orgánica
QUIM120
Profesor: Vania Artigas Salinas
v.artigassalinas@uandresbello.edu
Universidad Andrés Bello
Facultad de Ciencias Exactas
Departamento de Ciencias Química

Unidad 1: Átomo de Carbono
• Orbitales atómicos e hibridación.
• Orbitales moleculares.
• Energías, ángulos y longitudes de enlace.
• Otros átomos en las moléculas orgánicas.

Química orgánica es el estudio de los compuestos de carbono.
Ref: McMurry, J, Química Orgánica, 8ª edición, Cengage learning Editores, 2012.
¿Qué es la Química Orgánica?
100 millones de carbonos.

¿Qué es la Química Orgánica?

Átomos: El núcleo.
Estructura atómica: Orbitales
Estructura atómica

Niveles de energía asociados al número atómico.

Orbitales atómicos para los lóbulos del orbital p en los ejes x, y, z
representados por px, py y pz.
Los colores representan los valores matemáticos de la función de onda y
dicho valor afecta el enlace químico y la reactividad química.

Estructura atómica: Configuración electrónica.
1. Se ordenan los orbitales de energía más bajo a los más altos. Esto es conocido
como el principio de Aufbau. “1s -> 2s -> 2p -> 3s -> 3p -> 4s -> 3d”

Estructura atómica: Configuración electrónica.
2. Los electrones se comportan como si giraran sobre un eje (spin) el que puede poseer
dos orientaciones indicadas como arriba (↑) y abajo (↓) . Solo dos electrones pueden
ocupar un orbital y deben poseer spin opuesto. Esto se conoce como el principio de
exclusión de Pauli.
3. Si están disponibles dos o más orbitales de igual energía (orbitales degenerados) un
electrón ocupa cada uno de ellos con el mismo spin hasta que dichos orbitales estén
medios llenos y solo entonces un segundo electrón, con spin contrario, puede ocupar
los demás orbitales. Esta expresión se conoce como regla de Hund.

Número atómico y masa atómica
• Número atómico (Z): Es el número de protones en el núcleo del átomo.
• Número de masa (A): Es el número de protones más neutrones.
• Todos los átomos de un elemento dado tienen el mismo número atómico.
• isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de
neutrones y por lo tanto diferentes números de masa.
• La masa atómica (peso atómico) de un elemento es la masa promedio
ponderado, en unidades de masa atómica (uma), de isótopos naturales de un
elemento.
zXa= 1H1
1H1
1H2
1H3

Determine la configuración electrónica, número de protones,
electrones y neutrones de:
A)2He3 B) 2He4 C) 12Mg24
D) 12Mg25 E) 22Ti48 F) 35Br80
G) 78Pt195

Enlace Químico: Historia
Kekulé y Cooper en 1858 ,y de manera independiente, establecieron la naturaleza
tetravalente del Carbono.
Van’t Hoff y Le Bel (1874 ) establecieron que los cuatros enlaces del carbono no se
encuentran orientados al azar sino que direcciones espaciales específicas así
añadiendo así la tercera dimensión.

¿Por qué se unen los átomos en moléculas?
Menor energía que los átomos de partida.
Mayor estabilidad que los átomos separados.
¿Cómo se puede describir los enlaces electrónicamente?
Debemos conocer más sobre las propiedades electrónicas de los átomos.

Propiedades electrónicas:
La Capa de valencia o capa más externa de electrones en un átomo imparte una estabilidad
especial a los gases nobles del grupo 18. Se debe cumplir la regla del octeto o en su defecto la
regla del dueto para las moléculas.
Tipos de enlace:
Enlace iónico: Es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre
los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización)
y otro fuertemente electronegativo. Eso se da cuando en el enlace, uno de
los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta
causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y
otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de
electronegatividades sea más que 1,7.

Enlace covalente: Se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable,
compartiendo electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividad entre los
átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica.
Para que un enlace covalente se genere es necesario que la diferencia de electronegatividad
entre átomos sea menor a 1,7.
Subtipos: Covalente polar (ΔElectronegatividad > 0,8) y apolar (ΔElectronegatividad 0 ≤ 0,8).
El conjunto neutro de átomos unidos por enlaces covalente se denominó molécula.

Representación grafica de las moléculas.
El número de enlaces covalentes formados dependerá de los electrones de valencia de cada
átomo.
Los electrones que no participan en la formación de enlace se conocen como electrones no
enlazantes.

Teoría de enlace de valencia.
Esta teoría establece que el enlace se forma por superposición de orbitales atómicos de dos
átomos diferentes, con un electrón cada uno (orbitales semillenos, electrones desapareados). Al
superponerse los dos orbitales atómicos se forma un orbital de la molécula con dos electrones,
que supone la formación de un enlace entre los dos átomos. Esta sección transversal formada se
denomina enlace sigma. Al generar una molécula de H2 se liberan 436 KJ/mol lo que involucra
que la fuerza de enlace para aquella molécula es el valor antes señalado.

Teoría de enlace de valencia.
Debido a las cargas eléctricas que poseen los núcleos, si los átomos están muy cercas se
repelerán y si estos se encuentran muy lejos no podrán compartir los electrones de enlace.
La distancia que entrega una estabilidad máxima se denomina longitud de enlace que para
H2 es de 74 pm. La fuerza de enlace y la longitud del mismo dependerá de cada enlace
covalente.

Estructura de Lewis
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de
Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica que muestra
los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones
solitarios que puedan existir.
Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento
exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. Esta representación
se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con
otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después
de cada uno de estos se encuentran en cada enlace formado.

REPRESENTACIÓN DE LAS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
1. Sumar los electrones de
valencia de los átomos,
teniendo en cuenta la carga
total.
– Si se trata de un anión,
añadir un electrón por
cada carga negativa.
– Si se trata de un catión,
restar un electrón por cada
carga positiva.
PCl3
Recuerde realizar un seguimiento de los
electrones de valencia:
5 + 3 (7) = 26

2. Dibuje los símbolos
de los átomos,
muestre cual de ellos
se encuentran
unidos, y conectelos
con un enlace
sencillo (una línea
que representa dos
electrones).
26 - 6 = 20

3. Complete los
octetos de todos
los átomos unidos
al elemento
central.
26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2

4. Coloque los
electrones
restantes en el
átomo central.
26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2; 2 – 2 = 0

5. Si no existen suficientes electrones para
completar el octeto en el central átomo, intente
formando enlaces múltiples.

• A continuación, asigne las cargas formales.
• Carga formal: es la carga que un átomo tendría si todos los
electrones en un enlace covalente fueron compartidos por
igual.
• Carga Formal = electrones de valencia - ½ (electrones
de enlace) - todos electrones no enlazantes

• La estructura de Lewis dominante
– es aquella en la que los átomos tienen
cargas formales más cercanas a cero.
– pone una carga formal negativa sobre el
átomo más electronegativo.

EJERCICIO DE PRÁCTICA
A partir de las configuraciones electrónicas de los átomos
correspondientes, de las estructuras de Lewis de las especies
químicas: NF3, NO2
- y NO3
- como también la carga formal asociada a
casa átomo.
Para NO2
-:
N 1s2 2s2 2p3
O 1s2 2s2 2p4
N° Totales de electrones: e- O*2 + e- N + 1 18 e-
18 e- - 4 e-=14 e-
14 e- - 12 e-=2 e-
2 e- - 2 e-= 0

Continuando….
Estructura propuesta
6 5 6 6 5 6
7 5 6
-1 0 0
6 5 7
0 0 -1
Estructura de Lewis

Electrones no enlazantes
• Los electrones de valencia que no se utilizan en la unión se denominan
electrones no enlazantes o par electrones desapareados.
– Átomo de nitrógeno en el amoníaco (NH3)
Posee seis electrones de valencia en tres enlaces covalentes y los
restantes electrones de valencia son solo par no enlazante

Valencias de Nitrógeno
• El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia (2s2 2p3)
y forma sólo tres enlaces (NH3)

Valencias de carbono
• El carbono tiene cuatro electrones de valencia (2s2 2p2),
formando cuatro enlaces (CH4)

Valencias del oxígeno
• El oxígeno tiene seis electrones de valencia (2s2 2p4), por lo
que formara dos enlaces (H2O)

Tipos de Fórmulas
• Fórmulas empíricas: Es la mínima relación numérica
entera de los átomos de cada elemento en un
compuesto.
• Fórmulas moleculares entregan el número exacto de
átomos de cada elemento en un compuesto.
Si conocemos la fórmula molecular de un compuesto,
podemos determinar su fórmula empírica. Lo contrario
no es posible.

• Fórmulas estructurales: muestran
el orden en que los átomos están
unidos. No representan la forma
tridimensional de las moléculas.
• Dibujos en perspectiva: muestran
el orden tridimensional de los
átomos en un compuesto. Estos
también se demuestran usando
modelos moleculares.
Representación de moléculas

Formas moleculares
• Estructuras de Lewis muestran los enlaces y pares
desapareados, pero no muestran la forma de las moléculas.
• Sin embargo, al utilizar estructuras de Lewis nos ayuda a
determinar las formas de estas.
• Aquí vemos algunas formas comunes para moléculas con dos o
tres átomos conectados a un átomo central.

¿Que determina la
Forma de una molécula?
• En pocas palabras, los
pares de electrones, ya
sean enlazantes o no, se
repelen entre sí.
• Suponiendo que los pares
de electrones se colocan lo
más lejos posible entre sí,
podemos predecir la forma
de la molécula.
Este es el modelo de repulsión de los pares de electrones
de la capa de valencia (de RPECV).

Dominios de electrones
• Un par enlazante de
electrones define una región
en la que es más probable
encontrar a los electrones.
Nos referiremos a estas
regiones como el dominio de
electrones.
• El átomo central en esta
molécula, A, tiene cuatro
dominios de electrones.

Modelo de repulsión de los pares de
electrones de la capa de valencia (RPECV)
“La mejor disposición de un
número determinado de
electrones es el que
minimiza las repulsiones
entre ellos.”
(La analogía globo en la figura
de la izquierda, muestra las
distancias máximas, que
minimizan dichas
repulsiones.)

Geometrías asociadas
• La tabla muestra las
geometrías de dos a seis
enlaces alrededor de un
átomo central.
• Para determinar la
geometría, se debe contar
el número total de pares
solitarios, individuales,
dobles, y triples enlaces
en el átomo central.

Para predecir la geometría de una molécula necesitamos conocer
solamente cuantos grupos de electrones están asociados al átomo
central para lo cual debemos escribir la fórmula de Lewis de la
molécula.
Para entender mejor la relación que existe entre las moléculas y la geometría
molecular, utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de
puntos cada uno, que representan los orbitales con sus pares de electrones.
Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular:
A: átomo central. X: N° de átomos unido al átomo central. E: N° depares de
electrones libres del átomo central.
Geometría molecular.
AX3E1 Piramidal trigonal

Geometrías moleculares
• Una vez que haya determinado la geometría de
electrones, utilice la disposición de los átomos
enlazados para determinar el Geometría molecular.

Dominio de electrones lineal
• En el dominio lineal, sólo hay una geometría
molecular: lineal.
• NOTA: Si sólo hay dos átomos en la
molécula, esta será lineal.

Trigonal planar
• Hay dos geometrías moleculares:
–Trigonal planar, si todos los dominios de electrones estan unidos y
–Angular, si uno de los dominios es una
par no enlazante .

Tetraédrica
• Hay tres geometrías moleculares:
– tetraédrico, si todos son pares enlazantes,
– trigonal piramidal, si uno es un par no enlazante, y
– angular, si hay dos pares no enlazantes.

Número atómico: 6
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2
Masa atómica: 12,01 uma
Electronegatividad: 2,55 Escala de Pauling.
Enlace covalente con metales como con no metales
¿Cómo es posible demostrar la orientación tetraédrica?
Propiedades del átomo de Carbono
Respuesta: Hibridación de orbitales

ENLACE E HIBRIDACIÓN
❖ En las moléculas orgánicas los átomos más comunes son:

❖ El átomo más importante es el átomo de carbono:

❖ El orbital 2s es similar en energía al 2p.
❖ Se favorece la transición de un electrón del 2s al 2p vacío.

❖ El átomo de C puede combinar sus orbitales atómicos para formar nuevos
orbitales llamados orbitales híbridos.
❖ Son tres posibles las combinaciones de orbitales en el átomo de C.
i. Combinación del orbital s con los tres orbitales p.

✔ Estos 4 orbitales híbridos sp3 tienen ciertas características:
a) Son todos iguales.
b) Tienen la misma longitud.
c) Cada uno de ellos se dirige hacia los vértices de un tetraedro.
✔ El modelo tetraédrico explica las características del metano.
✔ Los C sp3 tienen geometría tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5°.

✔ Cada enlace C-H del metano está formado por un orbital sp3 del C y un orbital s
del H.
✔ La longitud de enlace y el ángulo de enlace depende también del átomo unido
al C.

✔ En el etano, además de los enlaces C-H hay un enlace C-C.

ii. Combinación del orbital s con dos orbitales p, quedando el orbital pz sin
hibridar.

✔ Los 3 orbitales sp2 se dirigen hacia los vértices de un triángulo en el plano xy y el
orbital pz perpendicular a este plano.
✔ La molécula de eteno, el alqueno más simple, tiene ángulos de enlace cercanos a
120°.

✔ Al unir dos átomos de C sp2 para formar el eteno se tiene:
✔ Los orbitales pz forman un nuevo orbital llamado pi (π)
✔ Los orbitales sp2 forman los enlace σ.

✔ Los ángulos de enlace también varían de acuerdo al átomo a que está unipo el
átomo de C.

iii. Combinación del orbital s con un orbital p, quedando los orbitales px y pz sin
hibridar.

✔ Los orbitales sp se orientan en el eje y mientras que los dos orbitales p
quedan perpendiculares.
✔ La molécula de etino o acetileno, el alquino más simple, tiene ángulos de enlace
de 180°.

✔ Al unir dos átomos de C sp para formar el etino se tiene:
✔ Los orbitales sp forman los enlaces σ.
✔ Los orbitales px forman el orbital π por delante y detrás del
plano.
✔ Los orbitales pz forman el orbital π por sobre y bajo el plano.

✔ Así la molécula de etino está formada por:

❖ El átomo de C puede presentar estos tres tipos de hibridación.
hibridación Enlaces sigma Enlaces pi Ángulo de enlace
característico
Geometría
tetraédrica
*El ángulo depende del átomo o grupo al que está unido el átomo de C: a mayor volumen del átomo o grupo,
mayor es el ángulo de enlace.
sp3
4 0 109,5°
trigonal plana
sp2
3 1 120°
lineal
sp 2 2 180°

a. Fórmula molecular, número de enlaces σ y número de enlaces
π.
b. Hibridación de los átomos a1, a2, a3 y a4.
c. La geometría de los átomos b1, b2 y b3.
d. Los ángulos de enlace de los átomos c1, c2 y c3.
e. Los orbitales que forman los enlaces σ1, σ2 y σ3.
o Para la siguiente molécula determine.

a) Para determinar la fórmula molecular y los enlaces σ y π se debe dibujar todos
los átomos de H.
⮚ Contando los átomos de C y de H se tiene: 16C y 20H. La fórmula molecular es C16H20.
⮚ Contando los enlaces σ C-H y C-C se tiene: 20 enlaces C-H y 16 enlaces C-C, o sea, 36
enlaces σ.

⮚ Contando los enlaces dobles y triples se tienen 4 enlaces dobles (4x1 enlace π) y
1 enlace triple (2 enlaces π), o sea, 6 enlaces π:
b) Hibridación de los átomos a1, a2, a3 y a4:
a1 a2 a3 a4

c) Geometría de los átomos b1, b2 y b3:
b1 b2 b3
d) Ángulos de enlace de los átomos c1, c2 y c3:
c1 c2 c3
e) Orbitales que forman los enlaces σ1, σ2 y σ3:
σ1 σ2 σ3

❖ El átomo de nitrógeno es un átomo presente en la moléculas bioactivas:

❖ La molécula más pequeña con átomo de N es el amoniaco:
❖ El átomo de N puede hibridar sus orbitales igual que el átomo de C:
i. Combinación del orbital s con los tres orbitales p.

❖ La distribución de los orbitales sp3 es tetraédrica:

ii. Combinación del orbital s con dos orbitales p, quedando el orbital pz sin hibridar:

✔ La molécula más pequeña con un N sp2 es la metanimina:

c. combinación del orbital s con un orbital p, quedando los orbitales px y pz sin
hibridar:

✔ La molécula más pequeña con un N sp es el ácido cianhídrico:

✔ En la molécula de HCN se tiene:

❖ El átomo de N puede presentar los tres tipos de hibridación:
* El ángulo depende del átomo o grupo al que está unido el átomo de N: a mayor volumen del átomo o
grupo, mayor es el ángulo de enlace.
hibridación Enlaces σ Enlaces π Orbital del par de
electrones no enlazantes
Ángulo de enlace geometría
❖ El átomo de P del mismo grupo del N (grupo Va) posee las mismas características
cuando forma compuestos con tres enlaces.

❖ El átomo de oxígeno es otro de los átomos importantes en las moléculas orgánicas:

❖ El átomo de oxígeno también puede hibridar sus orbitales s y p:
❖ La molécula más pequeña con átomo de O es el agua:
a) Combinación del orbital s y los tres orbitales p:

✔ los orbitales se dirigen hacia los vértices de un tetraedro:

b) Combinación del orbital s y dos orbitales p, quedando el orbital pz sin
hibridar:

✔ La molécula más pequeña que contiene un átomo de O sp2 es el formaldehído:

❖ El átomo de O puede presentar dos tipos de hibridación:
hibridación Enlaces s Enlaces p Par de electrones no enlazantes Ángulos de
enlace
geometría
* El ángulo de enlace puede variar de acuerdo al tipo de átomo o grupo unido al átomo de O.

❖ Hay algunas excepciones a las reglas antes vistas.
❖ Pueden darse otro tipo de combinaciones de los orbitales s y p para dar explicación
a la evidencia experimental.
❖ Las excepciones más comunes son tres:
a) Alenos:
✔ Los alenos son sistemas con dos enlaces dobles condensados.
✔ El átomo de C central forma un doble enlace por lo que debería tener hibridación
sp2!?!?

✔ Al dibujar los orbitales moleculares de la molécula se tiene:

✔ La molécula más pequeña que contiene un átomo de O sp2 es el formaldehido:

b) Sistema π de C - heteroátomo unido a un heteroátomo:
✔ Los casos más comunes son:

✔ Aunque el O y el N están unidos por un enlace simple al grupo carbonilo, su
hibridación no es sp3:
✔ Los ángulos de enlace en torno a estos dos átomos es cercano a 120°, es decir, el
ángulo para un átomo sp2.
✔ Los átomos O-C-O-R1 del carboxilo y O-C-N-R1 de la amida están en el mismo plano,
reafirmando la hibridación sp2 (trigonal plano).

✔ El átomo de O del carboxilo hibrida de forma diferente para generar dos
enlaces σ teniendo hibridación sp2:

✔ Al dibujar los orbitales moleculares del grupo carboxilo se tiene:

✔ En la amida el átomo de N sp2 tiene tres enlaces σ.

✔ Al dibujar los orbitales moleculares del grupo amido se tiene:

c) Anillos de 5 miembros insaturados con un heteroátomo.

✔ Los heteroátomos forman tres (N) o dos (O y S) enlaces σ en una anillo totalmente
plano.
✔ La geometría plana, en especial del N en el pirrol, indica que la hibridación de estos
átomos es sp2.
✔ Esto favorece la máxima interacción de los orbitales pz, formando una nube π
conjugada por sobre y por debajo del plano del anillo.

✔ Los electrones de los orbitales pz se denominan electrones π.
✔ Los electrones π están conjugados o en resonancia.

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