Química Orgánica I UCV

Universidad Central de Venezuela
Facultad de Farmacia
Cátedra de Química Básica
Asignatura de Química Orgánica I
TEMA 5: Reacciones Orgánicas
TEMA 6: Acidez y Basicidad
Prof(a). Beth Díaz
Prof. Edgar Del Carpio
Prof(a). Gricela Lobo

Contenido Programático
QUÍMICA ORGÁNICA
Unidad I
Tema 1: Clasificación y Nomenclatura de
Compuestos Orgánicos.
Tema 2: Estructura, Enlace Químico y
Propiedades Físicas.
Unidad II
Tema 3: Estereoquímica.
Tema 4: Teoría del Orbital Molecular.
Resonancia. Compuestos Aromáticos.
Unidad III
Tema 5: Reacciones Orgánicas.
Tema 6: Acidez y Basicidad.
Unidad IV
Tema 7: Halogenuros de Alquilo
2

Contenido
Tema 5: Reacciones Orgánicas
1. Clasificación de las reacciones orgánicas.
2. Diagramas de energía.
3. Estado de Transición e Intermediarios de reacción comunes en Química
Orgánica.
SN2 E2
3

Objetivos Específicos
1. Identificar y clasificar las reacciones orgánicas dependiendo
del cambio químico ocurrido.
2. Construir el perfil de energía en función de las coordenadas
de reacción para una reacción orgánica determinada.
3. Relacionar la estructura y la estabilidad de los diferentes
intermediarios presentes en química orgánica.
4

Referencias Bibliográficas
Stanley Pine. “Química Orgánica”.
Morrison y Boyd. “Química Orgánica”.
Solomons. “Química Orgánica”.
Wade. “Química Orgánica”.
Carey. “Química Orgánica”.
Marcano y Córtes. “Fundamentos de Química Orgánica”.
David Klein. “Organic Chemistry”.
Janice Smith. “Organic Chemistry”.
Fox “Química Orgánica”.
Paula Bruice “Química Orgánica”.
quimicaorganica1farmaciaucv@gmail.com
www.organic-chemistry.org
www.quimicaorganica.org
Algunos están disponibles en el
grupo de Edmodo vrjf4d
5

Planificación Docente
Duración del Tema = 6 Semanas
Semana Santa
Parcial 6 (12,50 %)
Parcial 7 (12,50 %)
Horas de Consulta
Viernes de 2 a 4 pm
Lugar Cátedra de Química Orgánica I
Canales de Comunicación
Facebook, Edmodo
e-mail: quimicaorganica1farmaciaucv@gmail.com
6

TEMA 5: Reacciones Orgánicas
Prof(a). Beth Díaz
7

Reacción Química: Es un proceso por el cual una o más sustancias,
llamadas reactantes, se transforman en otra u otras sustancias con
propiedades diferentes, llamadas productos. En una reacción química,
los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen, para
dar lugar a la formación de nuevos enlaces en los productos.
El estudio de las reacciones químicas son de gran importancia para:
Química Medicinal (Industria farmacéutica)
Química Industrial (Industria petrolera (HDS, HDT), industria del
plástico, industria cosmética, etc).
Reacciones Químicas
8

¿Qué indica una reacción química?
Los reactivos y productos involucrados en la reacción química.
El estado físico de los reactivos y productos.
(s): Sólido; (l): líquido, (g): gas; (ac): acuoso
La cantidad de reactivos consumidos y la cantidad de productos formados.
Ley de Conservación de la Materia
“La materia no se crea ni se destruye sino que se transforma”
9

Conceptos Importantes
Sustrato: Compuesto (orgánico) que experimental algún cambio químico
durante el trascurso de la reacción.
•Pueden estar involucrados otros compuestos en la reacción química.
•En la mayoría de los casos el sustrato es la molécula más compleja del
sistema de reacción.
Reactivo: Es toda sustancia que interactúa con el sustrato en una reacción
química para dar lugar a otra sustancia con propiedades, características y
conformación distinta denominada productos.
Productos: Son los compuestos formados una vez culminada la reacción
química o una vez alcanzada la condición de equilibrio químico.
Condiciones de Reacción: Circunstancias bajo las cuales se lleva a cabo la
reacción química (Temperatura, presión, solvente, catalizador, etc).
Sustrato
10

Tipos de Sustratos y Reactivos
Electrófilo (proviene del griego y significa amante de electrones)
•Los electrófilos son sustancias que poseen un déficits de carga parcial o
total con al menos un orbital vacío capaz de aceptar electrones.
•Electrófilo = Ácido de Lewis.
Los electrófilos pueden ser:
•Moléculas cargadas positivamente (iones).
•Moléculas neutras con átomos sin completar el octeto.
•Moléculas con enlaces muy polarizados que aceptan electrones del
sustrato. Ejemplo: Br2
11

Electrófilos
12
SO3
Trióxido de
Azufre

Tipos de Sustratos y Reactivos
Nucleófilo (proviene del griego y significa amante de núcleos)
•Son compuestos con pares de electrones disponibles capaces de ser
donados a centros deficientes de carga.
•Nucleófilo = Base de Lewis.
Los nucleófilos pueden ser:
•Moléculas neutras o cargadas negativamente.
•Moléculas que contienen electrones π (alquenos, alquinos y compuestos
aromáticos).
13

Nucleófilos
Nucleófilos
Neutros
Nucleófilos
Cargados Negativamente
Nucleófilos
con electrones π
14

Tipos de Reacciones Químicas
 Según la manera en como se forman y se rompen los enlaces.
 Según el cambio estructural ocurrido en los reactantes.
 Según la naturaleza del proceso.
17

CH3
CH3
CH3
Cl
Tipos Reacciones Químicas
(Según la forma como se rompen los enlaces)
+CH3
CH3
CH3
Br (CH3)3C Br+ -
Reacciones
Heterolíticas
18
 Según la manera en como se forman y se rompen los enlaces:
• Rupturas Homolíticas: Son reacciones en las cuales una vez que se
rompen el enlace, cada elemento que conforma el enlace se queda
con un electrón.
• Rupturas Heterolíticas: Son aquellas en las cuales los electrones del
enlace covalente quedan asociados a un átomo; mientras que el otro
compuesto queda con un orbital de valencia vacío. Al proceso
inverso, que implica la unión de dos especies iónicas se le denomina
coordinación.
hν ó ∆ (CH3)3C Cl+. .
Reacciones
Homolíticas

(Según el cambio estructural producido)
Rearreglos o
Reagrupamientos
19

20

Reacciones de Adición: Las reacciones de adición son aquellas en las
cuales el producto de reacción obtenido, se debe a la adición de un
reactivo a los átomos de carbono del sustrato, el cual posee
insaturaciones.
•Ocurren en las moléculas que presentan dobles y triples enlaces.
21

22
Nu Nu

Reacciones de Eliminación: Son reacciones en las cuales el producto
obtenido es el resultado de la pérdida de dos o más átomos del sustrato,
para lugar a un compuesto insaturado.
23

Esta reacción de eliminación
también se conoce como
eliminación 1,2.
24

Reacciones de Sustitución: Las reacciones de sustitución son aquellas en
las cuales, un átomo o una molécula del sustrato es reemplazado por un
átomo o molécula de reactivo.
CH3I + IOH CH3OH +
25

Sustitución Vs Eliminación (Reacciones Competitivas)
26

Reacciones de Reordenamiento, Rearreglo o Transposiciones: Son
reacciones en las cuales el producto de reacción obtenido se debe a la
migración interna de átomos, alterando la secuencia de enlaces pero
conservándose la misma fórmula molecular.
NH
NH
NH2
NH2
H+ Reordenamiento
Bencidímico
O
CH2
OH
CH2
∆ Reordenamiento
de Cope
27

(Según la naturaleza del proceso ocurrido)
Proceso Concertado: Son reacciones que ocurren en una solo etapa, sin
la presencia de intermediarios de reacción .
•De manera simultánea ocurre la formación y ruptura de enlaces, dando
lugar a un estado de transición hipotético .
•En el estado de transición se forman y se rompen enlaces.
ET: Estado
de Transición
 Perfil de Energía: Es una gráfica de energía en función de las
coordenadas o del grado de avance de la reacción.
28

Los perfiles de energía pueden expresarse en función a:
Entalpía (ΔH)
•Reacciones Endotérmicas (ΔH > 0) (consumen energía)
•Reacciones Exotérmicas (ΔH < 0) (liberan energía)
Energía Libre (ΔG) ΔG = ΔH – TΔS
ΔH ≈ TΔS
• Reacción Endergónica (ΔG > 0) (consumen energía)
•Reacciones Exergónica (ΔG < 0) (liberan energía)
29

Proceso Concertado
30

Proceso Concertado
31

Postulado de Hammond y la forma del Estado de Transición.
Reacción Exotérmica (Exergónica): La energía del estado de transición es más
cercana a los reactivos que a los productos, de manera que el estado de transición se
alcanza de forma temprana y el mismo es más parecido a los reactivos.
Reacción Endotérmica (Endergónica): La energía del estado de transición es más
cercana a los productos que a los reactivos, de manera que el estado de transición se
alcanza de forma tardía y es más parecido a los productos.
32

Proceso por Etapas o por Pasos: Son reacciones que ocurren bajo una sucesión
de procesos elementales, en donde cada etapa tiene su propio estado de
transición.
ET: Estado de Transición
I: Intermediario
33

Conceptos Importantes
Estado de Transición: Es un estado hipotético (teórico) de máxima
energía en donde ocurre la formación y ruptura de enlaces. No es aislable.
ET de Reacción E2
Intermediario: Es un compuesto que se forma en proceso por etapas.
•Son menos estables que los reactivos y productos.
•Los intermediarios de reacción son compuestos reales que en algunos
casos tienen tiempos de vida lo suficientemente largos como para poder
ser aislados.
34

35

36
Nu
Nu
Nu
Nu Nu

Intermediarios de Reacción
(Química Orgánica)
Tipos de intermediarios en química orgánica:
•Carbocationes
•Carbaniones.
•Radicales libres.
•Carbenos.
Carbocationes: Son cationes cuya carga positiva reside sobre el átomo
de carbono.
•Tienen una hibridación sp2 adoptando una estructura trigonal planal.
Hibridación sp2
Geometría trigonal planal
37

(Carbocationes)
Formación de los carbocationes:
•Ruptura Heterolítica del enlace C-X, en donde X es un átomo o grupo
atractor de electrones.
•Adición de electrófilos a compuestos insaturados.
•Procesos de óxido-reducción que implican la pérdida de ion hidruro que
estaba unido a un carbono.
Br
Br
+
+ -
CH + CrVI C
+ CrIII + H-+
38
H+ +
+

Estabilidad Relativa de Intermediarios Carbocatiónicos
(Carbocationes)
39

(Carbaniones)
Carbaniones: Son aniones cuya carga negativa reside sobre un átomo de
carbono.
Formación de carbaniones:
•Pérdida de un protón en una reacción ácido-base.
•Adición de especies negativas a ciertos sistemas aromáticos.
•Formación de enlaces metal-carbono.
H3C CH3
O
H3C CH2
O
+ H2O+ OH-
-
Cl
NO2
OH-
HO Cl
NO2
-
CH3Br + Mg CH3MgBr
Bromuro de
Metilmagnesio
Reacciones de Sustitución
Nucleofílica Aromática.
40

(Carbaniones)
Terciario Secundario Primario No Sustituído
41

(Radicales Libres)
Radicales Libres: Son compuestos en los cuales el átomo de carbono
posee un electrón desapareado.
•Tienen carga formal igual a cero.
Formación de radicales libres:
•Se forman por la ruptura homolítica del enlace C-X por acción térmica o
fotoquímica.
CH3CH2CH3 CH3CH2
. + CH3
.Δ ó hν
42

(Radicales Libres)
43

(Carbenos)
Carbenos: Son intermediarios conformados por un carbono divalente
neutro, el cual tiene un par de electrones no compartidos.
•Son intermediarios muy reactivos.
•Se representan como :CR2
Formación de Carbenos:
•Se forman por la pérdida consecutiva de un átomo o grupos de átomos
que dejan sus electrones de enlace unidos al carbono, seguida de la
pérdida de otro grupo con su par de electrones.
•Por la descomposición térmica o fotoquímica de moléculas tipo R2C=X,
donde X genera una molécula estable como el diazometano (CH2N2).
+OH-/-H2O
CHCl3 CCl3 :CCl2
- -Cl-
Diclorocarbeno
CH2=N=N :CH2 + N2
hν+ -
44

TEMA 6: Acidez y Basicidad
B. Mahan
“Probablemente no existe otro tipo de
equilibrio tan importante como el de
ácidos y bases”Prof(a). Beth Díaz
45

Tema 6: Acidez y Basicidad
1. Naturaleza de los ácidos y las bases.
2. Importancia de los ácidos y las bases desde el punto de vista farmacéutico.
3. Concepto de ácidos y bases según Arrhenius, Bronstead-Lowry y Lewis.
4. Ventajas y Limitaciones de cada teoría.
5. Ácidos y bases conjugadas.
6. Fortaleza ácida y básica.
7. Escala de acidez.
8. Ecuación de Henderson-Hasselbach.
9. Relación estructura-reactividad para ácidos y bases: Efectos inductivos, de
resonancia, estéricos y de puentes hidrógeno.
10. Separación de mezclas orgánicas.
Contenido
46

Objetivos Específicos
1. Comprender la importancia de los compuestos ácidos y básicos a nivel
biológico, químico y farmacéutico.
2. Identificar ácidos y bases aplicando las Teorías de Arrhenius, Bronstead-
Lowry y Lewis.
2. Determinar el carácter ácido o básico de un compuesto problema.
3. Relacionar la fortaleza ácida o básica de un compuesto con sus valores
de Ka, pKa, Kb y pKb.
4. Comparar la fortaleza ácida o básica de una serie de compuestos
orgánicos aplicando conceptos relacionados con efectos inductivos, de
resonancia, impedimentos estéricos y puentes de hidrógeno.
5. Plantear el esquema de separación de una mezcla de compuestos
orgánicos dependiendo de sus propiedades ácido-base.
47

Ácidos y Bases
(Compuestos de la Vida Cotidiana)
Ácidos Inorgánicos Comunes
48

Ácidos y Bases
49

Ácidos y Bases
50

Naturaleza de los Ácidos y las Bases
Tradicionalmente los ácidos eran
sustancias con “sabor” ácido,
corroían al metal.
Por otro lado las bases son aquellas
sustancias corrosivas de naturaleza
alcalina, opuesta a la de los ácidos.
51

Ácidos Bases
Tienen sabor agrio Tienen sabor amargo
Son corrosivos para la piel
Suaves al tacto pero
corrosivos a la piel
Disuelven sustancia,
especialmente metales
Disuelven grasas
Atacan a ciertos metales
desprendiendo hidrógeno
Precipitan sustancias
disueltas en ácido
Cambian el color del
papel tornasol a rojo
Cambian el color del
papel tornasol a azul
Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases
Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos
52

Ácidos y Bases presentes en Medicamentos Comunes
Vitamina C
(ácido ascórbico)
Hidróxido de Aluminio e
Hidróxido de Magnesio
Ácido Acetil Salicílico
Mg(OH)2
Ácidos y Bases presentes
en Medicamentos de Uso Común
53
Ácido
carboxílico
extendido

Factores que influyen
en la degradación de medicamentos
•pH
•Temperatura
•Catálisis
•Luz
•Oxígeno-Aire
•Humedad-Hidrólisis
•Incompatibilidad Principio Activo-
Excipiente
pH: Es el factor más importante en la velocidad de degradación de muchos
medicamentos. Algunos medicamentos pueden ser estables a un pH determinado,
pero el contacto con otras regiones del organismo a un pH diferente puede generar
la descomposición del medicamento.
La aspirina es suministrada con una cubierta entérica, contiene reguladores
que ayudan a evitar la irritación estomacal por la acidez del grupo carboxilo.
Ácidos y Bases presentes
en Medicamentos de Uso Común
54

Ácidos y Bases
(Compuestos presentes en el Cuerpo Humano)
Sistema Tampón
(Pulmones, Sangre)
Absorción de Aminoácidos
(Intestino Delgado)
55

Aminoácidos
Único AA
no quiral
57

Robert Boyle (1627-1691)
Fue el primero en denominar a las
sustancia como ácidos y bases.
58

Teorías Ácido-Base
Teoría de Faraday.
Teoría de Arrhenius.
Teoría de Brönsted-Lowry.
Teoría de Lewis.
Teoría de Usanovich.
Teoría de Lux-Flood.
Teoría de Duros y Blandos de Pearson.
Para que exista un equilibrios ácido-base,
siempre debe existir tanto un ácido como una base.
59

Teorías Ácido-Base de Faraday
“Los ácidos, bases y sales son electrólitos”
Michael Faraday (1834)
60

Teoría Ácido-Base de Arrhenius
Ácido: Los ácidos de Arrhenius son compuestos que tiene hidrógeno en
su estructura y al ionizarse incrementan la concentración de protones (H+)
en el medio.
Ácidos de Arrhenius ceden H+
Bases: Las bases de Arrhenius son compuestos que en su estructura
química tienen iones hidroxilo (OH-) y al ionizarse incrementan la
concentración de iones OH- en el medio.
Bases de Arrhenius ceden OH-
Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Premio Nobel de Química (1903)
61

Teoría Ácido-Base de Arrhenius
VENTAJAS:
Es una teoría muy sencilla para reconocer ciertos ácidos y ciertas bases.
LIMITACIONES:
Solo se limita a soluciones acuosas.
El protón solo existe en forma aislada (H+) y no en forma hidratada
(H3O+).
No asigna ninguna participación al medio (un ácido siempre es un ácido).
La Teoría no explica por que ciertos cationes se hidrolizan en agua
comportándose como ácidos débiles.
No explica como ciertas bases neutras como las aminas (NRH2, NR2H,
NR3) que no tienen grupos hidroxilos en su estructura aumentan la
concentración de iones OH- en solución.
62

Teoría Ácido-Base de Brönsted-Lowry
Johannes Nicolaus Brönsted
(1879-1947)
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
63

Teoría Ácido-Base de Brönsted-Lowry
Ácido de Bronsted-Lowry: Un ácido es una especie que cede protones (H+)
Base de Bronsted-Lowry: Una base es una especie que acepta protones (H+)
La Teoría Ácido Base de Brönsted-Lowry
se fundamenta en la transferencia de Protones
64

La química de los ácidos y bases es la química de las reacciones en
las cuales se transfieren protones.
Ion hidronio o ácido de Brønsted -Lowry
SUSTANCIA ANFOTÉRA
Aquellas sustancias que
pueden tanto ceder como
aceptar un protón H+
Teoría Ácido-Base de Bronsted-Lowry
HCO3
-
+ H2O H2CO3 OH
-
CO3
2-
H3O
+
+
HCO3
-
+ H2O + CO2
CO2 + H2O
Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada
65

VENTAJAS:
Toma en cuenta la participación del medio de reacción.
Debido a que la Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry considera la
transferencia de protones entre un ácido y una base, no se limita solamente
a disoluciones acuosas.
Explica el comportamiento básico de ciertas especies como por ejemplo
el amoníaco y las aminas alifáticas y aromáticas.
LIMITACIONES:
La Teoría de Bronsted-Lowry solamente es aplicable a reacciones que
involucren la transferencia de protones.
No explica la formación de aductos ácido-base. Ni la hidrólisis de ciertos
cationes en agua.
66

Bases Fuertes Comunes Bases Fuertes
“No tan Comunes”
Bases Metales Alcalinos:
LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH
Bases de Metales Alcalinotérreos:
Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2
Óxidos Básicos:
Na2O,CaO
Hidruros:
NaH
(Compuestos Inorgánicos)
HCl, HBr, HI, HClO3,HClO4,HNO3
Ácidos Monopróticos
(Tienen un solo protón acídico)
H2SO4
Ácido Poliprótico
(Tienen más de un protón acídico)
Solo la primera ionización es completa
H2SO4(ac) + H2O(l) HSO4
-
(ac) + H3O+
(ac)
67

(Compuestos Orgánicos)
Los ácidos orgánicos son principalmente ácidos de Bronsted-Lowry.
Existen determinados grupos funcionales que le imparten propiedades
ácidas a las moléculas orgánicas.
Ácidos
Sulfónicos
Ácidos
Carboxílicos
Fenoles Sulfonamidas
68
Enoles
Tioles Tiofenoles
Imidas

Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
Teoría Ácido-Base de Lewis
Un Ácido de Lewis es una
sustancia que acepta un par de
electrones (es una especie
deficiente de electrones).
Una Base de Lewis es una
sustancia capaz ceder un par de
electrones (es una especie rica
en electrones).
69

N
H H
H
:
B
H
HH
N
+
H H
H
B
-
H
H
H
N
+
H H
H
B
-
H
H
H
HOMO
LUMO
Highest Occupied
Molecular Orbital
Lowest Unoccupied
Molecular Orbital
Base de Lewis
Ácido de Lewis
Áducto Ácido-Base
70

Éter metílico (base donador de electrones. Nucleófilo)
Trifluoruro de boro (ácido aceptor de electrones. Electrófilo)
La reacción entre un ácido y una
base de Lewis siempre da lugar a la
formación de un nuevo enlace
covalente.
71

: :
+ ZnCl2
H3C OH
::
H3C O
:
H
ZnCl2
+ -
Donante de electrones
Aceptor de electrones
72

VENTAJAS:
Se puede aplicar a disoluciones no acuosas.
Explica la formación de aductos ácido-base y de compuestos de
coordinación.
Es aplicable para ácidos de Lewis distinto a los protones.
LIMITACIONES:
No define una escala para la fortaleza ácida y básica.
A pesar de ser una Teoría ácido-base bastante completa, en disoluciones
acuosas en donde abundan los protones, la Teoría de Brönsted-Lowry tiene
aplicaciones más importantes.
73

RESUMEN
Teoría Arrhenius Bronsted–Lowry Lewis
Ácido
Todo compuesto o ión que
produce iones hidronio en
solución acuosa.
Toda sustancia que en
disolución acuosa cede un
protón.
Receptor de un par de
electrones.
Base
Toda sustancia que disuelta
en agua se disocia y produce
iones hidroxilo (OH-).
Toda sustancia que en
disolución acuosa acepta
o recibe un protón.
Sustancia capaz de
ceder un par de
electrones.
74

Pares Ácido-Base Conjugados
Para que ocurra una reacción ácido-base debe existir tanto un ácido como una base.
Un ácido y su base conjugada.
Una base y su ácido conjugado.
Todo ácido tiene su base conjugada, y toda base tiene su ácido conjugado
75

Ejemplo 1
Ejemplos 2
76

77
Ejemplo 3
Ácidos y Bases Conjugados
OH-

Grupos Funcionales Presentes en Fármacos
Ácido 2-(acetiloxi)-benzoico
OH O
O CH3
O
NaO O
O CH3
O
+ NaOH
(5%)
+ H2O
Acetilsalicilato de sodio
78

Enalapril (Antihipertensivo)
Existen fármacos que poseen varios grupos funcionales y entre estos
grupos, se encuentran grupos funcionales que le otorga propiedades
ácidas y básicas a la molécula.
79

Enalapril (Antihipertensivo)
80

pH
Fue desarrollada en 1909 por Sören Peter Lauritz Sörensen.
Escala desarrollada para simplificar la forma de trabajar con disoluciones
acuosas, debido a que en agua la concentración de iones H3O+ es muy
pequeña.
En una solución neutra la [H3O+] = [OH-] = 1*10-7 M
pH = -log10[H3O+]
(Medida de la acidez del medio)
pH: Potencial del ión hidrógeno.
[H3O+] = 1*10-6 M pH = -log10[H3O+] = -log10(1*10-6 M/1 M) = 6,0
[H3O+] = 1*10-7 M pH = -log10[H3O+] = -log10(1*10-7 M/1 M) = 7,0
Un cambio en la [H3O+] por un factor de 10
produce un cambio en el pH de una unidad
pH Letra “p” en minúscula, letra “H” en mayúscula
ph, Ph, PH (Formas incorrectas de escribir)
81

pOH
pOH: Potencial de iones Hidroxilo
Escala empleada para reportar la concentración de iones hidroxilo en el
medio.
Se utiliza para evitar trabajar con [OH-] pequeñas.
pOH = -log10[OH-]
(Medida de la basicidad del medio)
pOH Letra “p” en minúscula y letras “O” y “H” en mayúscula
poh, Poh, pOh, poH, POH (Formas incorrectas de escribir)
pKW = pH + pOH = 14
Relación entre el pH y el pOH
82

Escala de pH
Escala de pH va desde cero (0) hasta catorce (14).
Escala desarrollada para disoluciones acuosas, carece de significado en otros
solventes diferentes al agua. (NO SE APLICA A SOLVENTES ORGÁNICOS)
La escala de pH se emplea con mucha más frecuencia que la escala de pOH.
83

Escala de pH y de pOH
Soluciones muy ácidas pueden tener pH < 0
Ejm: Solución de HCl (2,0 M) (pH = -0,30)
Soluciones muy básicas pueden tener pH > 14
Ejm: Solución de KOH (2,0 M) (pH = 14,30)
Escala de pH y pOH
son opuestas entre sí
84

Constantes de Ionización Ácida y Básica
La fortaleza de un ácido o una base en disolución se mide por el valor numérico de la
constante de ionización del equilibrio químico involucrado.
PARA ÁCIDOS SE HABLA DE CONSTANTE DE IÓNIZACIÓN ÁCIDA (Ka)
Mide la fortaleza del ácido respecto al agua
Empleando la Ley de Acción de Masas:
PARA LAS BASES SE HABLA DE CONSTANTE DE IONIZACIÓN BÁSICA (Kb)
Mide la fortaleza de la base respecto al agua
B:(ac) + H2O(l) BH+
(ac) + OH-
(ac)
Empleando la Ley de Acción de Masas:
Kb = [BH+]*[OH-]
[B:]
85

pKa y pKb
Una forma alternativa de expresar los valores de las constantes de ionización
ácida y básica es mediante los valores de pKa y pKb
El pKa y pKb son escalas “p” y se calculan mediante el logaritmo negativo de las
constantes de ionización ácida o básica según sea el caso.
Es una forma conveniente de expresar magnitudes de cantidades pequeñas.
Para ácidos Para bases
En equilibrios en solución la escala “p” de la magnitud X viene dada por:
86

Relación entre Ka-pKa y entre Kb-pKb
Como los valores de pKa y pKb son obtenidos por el logaritmo negativo de las
constantes de ionización ácida (Ka) y básica (Kb), respectivamente guardan entre sí
una relación inversa.
Compuesto Ka pKa
Ácido Fluorhídrico 6,8*10-4 3,17
Ácido Benzoico 6,5*10-5 4,19
Ácido Acético 1,8*10-5 4,74
Fenol 1,3*10-10 9,90
Ka pKa
Base Kb pKb
Metilamina 4,4*10-4 3,36
Carbonato 1,8*10-4 3,74
Amoníaco 1,8*10-5 4,74
Piridina 1,7*10-9 8,77
Kb pKb
87

Relación entre Ka-pKa y entre Kb-pKb
Ka pKa
Kb pKb
A menor pKa
Mayor Ácidez
A mayor pKa
Mayor Basicidad
A menor pKb
Mayor Basicidad
La escala de pKa es más utilizada que la escala de pkb
88

Ecuación de Henderson-Hasselbach
(Medio Ácido)
HA(ac) + H2O(l) H3O+
(ac) + A-
(ac)
[H3O+] = Ka [HA] (2)
[A-]
[H3O+] [A-]
[HA]
Ka = (1)
Aplicando el –log10() a ambos lados de la ecuación (2):
-log10[H3O+] = -log10Ka –log10 [HA]EQ (3)
[A-]EQ
pH = -log10[H3O+] (4)
pKa = -log10Ka (5)
Sustituyendo las ecuaciones (4) y (5) en la ecuación (3):
pH = pKa – log10{[HA]EQ/[A-]EQ} (6)
pH = pKa – {log10[HA]EQ – log10[A-]EQ} (7)
89

Ecuación Henderson-Hasselbach
pH = pKa + log10 [A-]EQ (8)
[HA]EQ
Como existe efecto de ión común en una solución reguladora (Ka << 1)
Inicial Y M -------------- Z M 0 M
Equilibrio (Y – X) M -------------- (Z + X) M X M
[HA]EQ = [HA]O – X ≈ [HA]O (9)
[A-]EQ = [A-]O + X ≈ [A-]O (10)
pH = pKa + log10 [A-]O (11)
[HA]O
(Aproximada)
HA(ac) + H2O(l) A-
(ac) + H3O+
(l)
90

(Medio Básico)
B:(ac) + H2O(l) BH+
(ac) + OH-
(ac)
[BH+] [OH-]
[B:]
Kb = (1) [OH-] = Kb [B:] (2)
[BH+]
Aplicando el –log10() a ambos lados de la ecuación (2):
-log10[OH-] = -log10Kb –log10 [B:]EQ (3)
[BH+]EQ
pOH = -log10[OH-] (4)
pKb = -log10Kb (5)
pOH = pKb – log10{[B:]EQ/[BH+]EQ} (6)
pOH = pKb – {log10[B:]EQ – log10[BH+]EQ} (7)
91

pOH = pKb + log10 [BH+]EQ (8)
[B:]EQ
Como existe efecto de ión común en una solución reguladora (Kb << 1)
Inicial Y M -------------- Z M 0 M
Equilibrio (Y – X) M -------------- (Z + X) M X M
[B:]EQ = [B:]O – X ≈ [B:]O (9)
[BH+]EQ = [BH+]O + X ≈ [BH+]O (10)
pOH = pKb + log10 [BH+]O (11)
[B:]O
pOH = pKb + log10 [Ácido]O (12)
[Base]O
pH + pOH = 14,00
B:(ac) + H2O(l) BH+
(ac) + OH-
(l)
(Medio Básico)
92

El pH depende del pKa y de las concentraciones de ácido y de base.
La ecuación de Henderson solo es válida cuando:
•La relación entre la [Base Conjugada]/[Ácido] esté dentro de los límites:
0,10 < [Base Conjugada] < 10
[Ácido]
•La Molaridad de ambos componentes de la solución reguladora superen el valor de
la constante de ionización ácida (Ka) en al menos un factor de 100.
•La ecuación es solamente válida en aquellos casos donde M – X ≈ M
[Base Conjugada]EQ ≈ [Base Conjugada]O
[Ácido]EQ ≈ [Ácido]O
93

Biología
•Sangre: La sangre es un sistema biológico regulado a un pH entre 7,35 y 7,45 por
el sistema ácido carbónico-bicarbonato. Cualquier alteración de pH fuera de este
intervalo puede alterar la estabilidad de la membrana celular, la estructura de la
proteína y la actividad enzimática.
y Soluciones Buffer en Sistemas Biológicos
Ácido Fuerte y una Base Fuerte
NO FORMAN UN BUFFER
94

Plasma sanguineo (pH= 7,35 sistemas amortiguadores HCO3
-/CO2)
Anhidrasa Carbónica
(1) CO2(ac) + H2O(l) H2CO3(ac)
(2) HHb(ac) H+
(ac) + Hb-
(ac)
Hemoglobina
Oxihemoglobina
(3) HHbO2(ac) H+
(ac) + HbO2
-
(ac)
(4) H2CO3(ac) H+
(ac) + HCO3
-
(ac)
Oxihemoglobina
(5) H+
(ac) + HbO2
-
(ac) HHbO2(ac)
(6) HHbO2(ac) HHbO2
-
(ac) + O2
En el interior del eritrocito
(7) HHb(ac) + HCO3
- Hb-
(ac) + H2CO3(ac)
(9) H2CO3(ac) H+
(ac) + HCO3
-
(ac)
(8) Hb-
(ac) + O2 HbO2
-
(ac)
Difusion a los Pulmones
95

Aplicaciones de la Ecuación
Henderson-Hasselbach a Medicamentos
Determinar si un ácido débil en medio acuoso, como el ácido acetilsalicílico
(aspirina), con un pKa=3,6 podrá absorberse a nivel estomacal, en un
estómago vacío con un pH a 1,0
pKa + logpH=
[A-]
[HA]
[A-]
[HA]
= 0,002511
Si se absorbe el porcentaje de
ionización es de apenas el 0,25%
96

Aplicaciones de la Ecuación
Henderson-Hasselbach a Medicamentos
El sulfato de atropina inyectable es un medicamento que se emplea para
aliviar dolores y cólicos; la atropina base en forma de sulfato (sal), tiene un
pKa =4,35. Una vez inyectado el fármaco alcanza el torrente sanguíneo que
se encuentra en un pH =7,2. Se desea saber ¿Cuál es la especie
predominante en este medio (la sangre)?
pH + pOH = 14,0
pOH = 14 – pH = 14,0 – 7,2 = 6,8
pKa + pKb = 14,00
pKb = 14,00 – pKa
pKb = 14,00 – 4,35 = 9,65
[BH+]/[B:] = 0,00141
97

Fortaleza Ácida
(Ácidos Fuertes)
Ácidos Fuertes: Se ionizan totalmente cediendo sus protones acídicos.
•El equilibrio de ionización esta completamente desplazado hacia los
productos.
•Posen bases conjugadas débiles, por lo tanto no se protonan nuevamente.
(Cl-, Br-, I-, NO3
-, ClO3
-, ClO4
- y HSO4
-).
•Ka >> 1 (Ka → ∞) (Generalmente no aparece reportada en la literatura).
•pKa < 0
98

Fortaleza Ácida
(Ácidos Débiles)
Ácidos Débiles
Ácidos Débiles: Se ionizan parcialmente en disolución acuosa.
•Tienen bases conjugadas moderadamente fuertes.
•Ka < 1
•pKa > 0
La Fortaleza Ácida y Básica
depende del Medio de
Reacción.
99

Fortaleza Ácida
Explicar hacia donde se encuentran desplazados los siguientes equilibrio en solución.
+ H COO
-
CH3 COOH H COOH + CH3 COO
-
pKa = 4,75 pKa = 3,75
+ +
pKa = 10,0
pKa = 9,24
OH NH3 O
-
NH4
+
100

Fortaleza Ácida y Básica
(Efecto del Medio de Reacción)
Efecto del Solvente
El disolvente ejerce una influencia sobre la
ionización del ácido.
El agua es el disolvente ionizante más utilizado:
•Alta constante dieléctrica.
•Elevada capacidad solvatante.
•Es conocido como el solvente Universal.
A mayor constante dieléctrica de un disolvente, mayor será la capacidad de solvatar,
separar y estabilizar cargas, aumentando de está manera la ácidez, debido a una mayor
estabilidad de la base conjugada.
101

HA + H2O H3O+A-
Efecto del Solvente
Agua (ε =78)DMSO (ε = 47)ACN ( ε =37)
ACN DMSO agua
Ácido
p-toluenosulfónico
8.5 0.9 fuerte
2,4-Dinitrofenol 16.66 5.1 3.9
Ácido Benzoico 21.51 11.1 4.2
Ácido Acético 23.51 12.6 4.756
Fenol 29.14 18.0 9.99
Valores de pKa
Ácido
p-toluenosulfónico
102

O
O
H
H
H
H
O
H
H
H
O
+ H2O + H3O+
-
Dioxano
103

Características Estructurales para Determinar la Fuerza de un Ácido
HA + H2O H3O+A-
Fuerza del enlace HA.
Estabilidad de la base conjugada (A-):
•Tamaño de la base.
•La electronegatividad de la base conjugada
•Efecto de hibridación.
•Efectos inductivos y de resonancia.
•Efectos de solvente.
•Efectos estéricos.
•Puente de hidrógeno.
104

Tamaño de la
Base Conjugada
A medida que aumenta el tamaño de la base conjugada (A-) el ácido es
más fuerte, debido a que su base conjugada es más estable, ya que
distribuye la carga negativa sobre una mayor superficie.
La repulsión de los electrones en la base conjugada disminuye a
medida que esta es mas grande.
HA + H2O H3O+A-
A- B-
H-A H-B
Menor relación q/r Mayor relación q/r
Mayor
Afinidad
Protónica
105

Tamaño de la Base
Ejemplo: Serie de los halogenuros de hidrógeno
Aumento de la acidez
Basicidad
Hidrácido pKa
HF 3
HCl -7
HBr -9
HI -11
106

A medida que aumenta la electronegatividad del elemento A, el hidrógeno
unido a esta especie es más fácil de extraer y aumenta el carácter ácido.
Electronegatividad
Fr
F
HA + H2O H3O+A-
107

Electronegatividad
Ejemplo:
O
H
H
F
H
C
H
H H
H
N
H
HH
Enlace Covalente
No Polar
Enlace
Covalente Polar
Escala de Electronegatividad de Linus Pauling
108

Electronegatividad
Ejemplo:
109

Electronegatividad HA + H2O H3O+A-
110

HA + H2O H3O+A-Efecto de Hibridación
La acidez de un enlace C-H varía con la hibridación del átomo de carbono.
La acidez aumenta cuando el carácter “s” del átomo de carbono aumenta
(sp > sp2 > sp3), debido a que los electrones pasan más tiempo cercano al núcleo
del átomo de carbono.
El protón acetilénico (carbono sp) es 1019 veces mas ácido que el vinílico (sp2).
Hibridación Porcentaje de
carácter s
sp3 25,0%
sp2 33,3%
sp 50,0%
111

HA + H2O H3O+A-Efecto de Hibridación
112

Ácido acético
pKa = 4,74
Ácido cloroacético
pKa = 2,86
Grupos atractores de electrones cercanos al grupo carboxilo.
Efecto Inductivo Se relaciona con la tendencia de un sustituyente a
donar o atraer la densidad electrónica a través de
los enlaces sigma de la molécula.
Efecto
Electrostático
113

HA + H2O H3O+A-Efecto Inductivo
A mayor dispersión de la carga negativa de
la base conjugada, mayor la estabilidad de la misma (MAYOR ÁCIDEZ)
114

Efecto Inductivo Es aditivo
Ácido cloroacético
Ácido dicloroacético
Ácido tricloroacético
115

Efecto Inductivo •Disminuye con la distancia.
•Es permanente.
Ácido-2-clorobutanoíco
116

Efectos Inductivos de Diferentes Grupos
117

El efecto de resonancia permite la deslocalización de la carga sobre más de
un átomo, haciendo mas estable a la base conjugada, aumentando la acidez.
HA + H2O H3O+A-Efecto de Resonancia
Efecto de
Conjugación
OH
N
+
O
-
O
+OH2
O
-
N
+
O
-
O
OH3
+
+
Ejemplo:
118

119

120

Características del Efecto de Resonancia:
•Es acumulativo.
•No depende de la distancia.
•Es permanente.
•Su magnitud es mucho mayor al efecto inductivo (R >> I).
121

Efecto los Sustituyentes sobre la Resonancia
En sistemas aromáticos podemos encontrar grupos sustituyentes
que influyen en el grado de acidez mediante el efecto de
resonancia.
122

Comparando la estabilidad de las bases conjugadas:
Base Conjugada
más Estable
123

Valores de pKa
OH
R
124

Efectos de Resonancia de Diferentes Grupos
CHO: Grupo Funcional Aldehído
125

Hiperconjugación o Resonancia de No Enlace
Es un fenómeno de deslocalización electrónica, de los electrones
del enlace σ a través de un enlace π adyacente.
Solo con fines
informativos
Hiperconjugación (Resonancia de No Enlace)
126

Es el efecto que tienen los grupos voluminosos cercanos al centro
de reacción que alteran el comportamiento natural de la molécula.
HA + H2O H3O+A-Efecto Estérico
Efecto
Espacial
Puede afectar la solvatación, debido al tamaño de los grupos que rodean a
la función ácida.
Puede afectar la deslocalización electrónica (resonancia), disminuyendo la
estabilidad de la base conjugada.
En consecuencia disminuye la acidez.
127

Efecto Estérico Se puede afectar la solvatación.
Menos Ácido
128

Efecto Estérico
129

Efecto Estérico
2,6-Dimetil-4-Nitrofenol
pKa = 7,16
3,5-Dimetil-4-Nitrofenol
pKa = 8,24
Los grupos metilo sacan del plano al
grupo Nitro de la posición 4.
Inhibición Estérica a la Resonancia
130

Inhibición Estérica a la Resonancia
Pérdida de la
Coplanarridad
131

HA + H2O H3O+A-Puentes de Hidrógeno
Es un tipo especial de interacción electrostática observada entre un átomo de
Hidrógeno unido a un elemento electronegativo (N, O, F) y un elemento electronegativo
(N,O,F).
Los puente de hidrógeno intramoleculares también puede influir en la acidez:
•En ciertos casos, se puede formar el puente de hidrógeno intramolecular antes de
extraer el protón, lo cual dificulta la salida del mismo, disminuyendo la ácidez.
•En otros casos el establecimiento de un puente de hidrógeno intramolecular, en la base
conjugada, aumentando su estabilidad y por lo tanto incrementa la acidez.
Enlace de Hidrógeno Intermolecular
132

Puente de Hidrógeno
O
N
+
O
-
O
H
Intramolecular
Puente de Hidrógeno Intramolecular
dificulta ligeramente la salida del protón acídico.
133

Puente de Hidrógeno Intramolecular estabiliza
la base conjugada e incrementa la acidez.
Generalmente el efecto estabilizador de la base conjugada
por parte de los puentes de hidrógeno intramoleculares es mayor.
134

pKa de Distintos Ácidos Dicarboxílicos
135

pKa Ácido Propanóico = 4,87
pKa1 = 2,83
Ácido Propanodioico
pKa2 = 5,69
Ácido Propanodioico
pKa1 Favorable
Puentes de Hidrógeno
Intramoleculares
pKa2 Desfavorable
Repulsión Electrostática
Cargas Negativas Adyacentes
136

Formación de Sales de Ácidos Carboxílicos
HA + NaOH H2ONaA
El Ácido Láurico forma un jabón.
137

Formación de Sales y Solubilidad
Relación Propiedades Estructurales y Solubilidad
Insoluble en agua Soluble en agua
Insoluble en agua Soluble en agua
138

Formación de Sales de Ácidos Carboxílicos
Medicamento antiinflamatorio, también sirve
para el tratamiento de reacciones alérgicas y para
tratar de ciertas enfermedades autoinmunes.
139
Una forma de hacer mas
soluble a un fármaco consiste
en introducir un grupo
funcional al ácido carboxílico.

Absorción de un Fármaco
En primer lugar el fármaco debe absorberse.
•Absorción: Proceso mediante el cual un fármaco pasa desde su forma de
administración al organismo (sangre).
•Una vez que se ha absorbido el fármaco ocurren los procesos de
distribución o movimiento de las moléculas del fármaco a través de los
tejidos del organismo y el de metabolismo con transformaciones
enzimáticas, para su posterior excreción.
Factores que afectan el acceso del fármaco al sitio activo:
•Solubilidad
•Polaridad.
140

Absorción de un Fármaco
Absorción:
•Los fármacos deben absorberse para poder actuar en la vía sistémica o general.
•La absorción depende del Log P (coeficiente de distribución aceite-agua)
Log P > 1 Compuesto liposoluble (alta absorción)
Log P < 1 Compuesto hidrosoluble (baja absorción)
•Estómago pH = 1-3.
•Intestino delgado pH = 8.
•Sangre pH de 7,35 a 7,45.
•La absorción de ácidos y bases depende de su pKa y del pH del medio.
Membrana
Zona
Extracelular
Zona
Intracelular
141

Características Estructurales para Determinar la Fuerza de una Base
BOH + H2O OH-B+
Una Base Fuerte se ioniza completamente en el medio de
reacción (agua) produciendo iones OH- y su respectivo ácido
conjugado (catión).
Las bases fuertes aceptan protones fácilmente.
145

Las Bases Débiles se ionizan parcialmente en el medio de reacción,
estableciendo equilibrios químicos.
Las bases orgánicas generalmente son bases débiles (Ejemplo: Aminas).
pKb = 4,75
Centros Ácidos Presentes
en Moléculas Orgánicas
Centros Básicos Presentes
en Moléculas Orgánicas
•OH (Ácidos Carboxílicos, Fenoles y
Alcoholes).
•NH (Imidas, Amidas y Aminas).
•SH (Tioles).
•CH (protones α carbonílicos,
hidrocarburos).
•Grupos Funcionales con
Heteroátomos (N, O, S).
•Dobles y Triples enlaces.
•Hidrocarburos Aromáticos.
•Átomos Cargados Negativamente.
Dependen de la Fortaleza de la Base
146

Amoníaco Piridina Metilamina
Bases Débiles de Brönsted-Lowry
Bases Fuertes Comunes Bases Fuertes
“No tan Comunes”
Bases Metales Alcalinos:
LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH
Bases de Metales Alcalinotérreos:
Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2
Óxidos Básicos:
Na2O,CaO
Hidruros:
NaH
Bases Inorgánicas Comunes
Bases Orgánicas
147

Tipos de Aminas
Alifáticas
Aromáticas o Arilaminas
Aminas Heterocíclicas
148

La fuerza relativa de una base se mide:
•Por la capacidad de la base para aceptar un protón en un medio
determinado.
•La constante de equilibrio o de basicidad (Kb)
•El pOH se determina como:
pOH = -log10 [OH-]
B:(ac) + H2O(l) BH+
(ac) + OH-
(ac)
149

pKb = -log10 Kb
CONSTANTE DE
BASICIDAD
B:(ac) + H2O(l) BH+
(ac) + OH-
(ac)
B
a
s
e
F
u
e
r
t
e
150

Ejemplo: Ordene los siguientes compuestos de forma decreciente, de
acuerdo a su carácter básico. Justifique su respuesta.
N
H
NH2
O
CH3 NH2
Pirrol (14,0) Anilina (3,36) Acetamida (14,5)
pKb
151

Relación entre Ka y Kb
pKa + pKb = pKw = 14
152

CH3NH2 + CH3COOH CH3NH3
+ + CH3COO-
pKa = 4,75 pKa = 10,64
pKa + pKb = 14
¿Hacia donde se desplazaran los siguientes equilibrios?
1
2
153

B + H2O OH-BH+
La fuerza de una base depende principalmente del grado de disponibilidad del
par de electrones presentes en el o en los centros básicos de la molécula.
•Tamaño de la base.
•Hibridación del átomo de nitrógeno.
•Efectos inductivos y de resonancia.
•Efectos del solvente.
•Efectos estéricos.
•Puentes de Hidrógeno.
154

Tamaño de la Base.
CH3
O
CH3
Dimetiléter
CH3
S
CH3
Dimetilsulfuro
pKb = 17,5 pKb = 19,0
Un par de electrones contenido dentro de un mayor
volumen se encuentra más disperso y en consecuencia,
está menos disponible (menos básico).
155

Hibridación del Nitrógeno.
En el orbital sp2 los electrones se encuentran más cercanos al átomo de nitrógeno y
están menos disponibles para ser compartidos, por lo tanto la basicidad disminuye.
•A medida que aumenta el carácter s del
orbital híbrido la basicidad disminuye.
•Nsp3 > Nsp2 > Nsp
156

Para los siguientes compuestos ordene los átomos de nitrógeno de
acuerdo a su carácter básico.
Guanidina
A
Guanina
B
157

Para los siguientes medicamentos ordene los átomos de nitrógeno de
acuerdo a su carácter básico.
Licodina
A
pKa = 8,08
pKb = 5,92
pKa = 3,97
pKb = 10,03
Flurazepam
B
pKa = 8,20
pKb = 5,80
pKa = 1,90
pKb = 12,1
No apreciable
158

Efecto Inductivo. El efecto inductivo dador de electrones sobre el
átomo de nitrógeno aumenta la basicidad.
159

Efecto Inductivo. El efecto inductivo en las bases también depende de la
distancia.
El efecto inductivo –I del grupo CN disminuye la
disponibilidad del par de electrones sobre el átomo de
nitrógeno en mayor medida, conforme se acerca al centro de
reacción.
160

Efecto de Resonancia. El efecto de resonancia puede aumentar o disminuir la
basicidad de la molécula, ya que la deslocalización
electrónica aumenta o disminuye la disponibilidad del
par de electrones.
•Si la resonancia aumenta la disponibilidad del par de
electrones (Aumenta la Basicidad).
•Si la resonancia disminuye la disponibilidad del par de
electrones (Disminuye la Basicidad).
Acetamida
pKb = 14,50
Metilamina
pKb = 3,36
En este caso la resonancia disminuye la basicidad
161

Efecto de Resonancia. La resonancia también puede en algunos casos
incrementar la basicidad, como ocurre en la Guanidina.
162

Efecto de Resonancia.
pKb = 3,36
Ciclohexilamina
pKb = 9,40
Anilina
163

Efecto de Resonancia. pKa + pKb = 14
164

Efecto de Solvente.
El disolvente ejerce una influencia sobre el grado de ionización de la base,
incluso invirtiendo el orden de basicidad esperado.
B: + H2O OH-BH+
pKb1 < pkb2 < pKb3
165

Efecto de Solvente.
En soluciones acuosas debido a la pérdida progresiva de la capacidad de
estabilización por solvatación del catión proveniente de nitrógeno se refleja en una
disminución de la basicidad.
Ion Metilamonio Ion Dimetilamonio Ion Trimetilamonio
166

Efecto Estérico.
Están relacionados con el tamaño o el volumen de los sustituyentes cercanos al
centro de reacción de la molécula.
El impedimento estérico a la dispersión de los electrones no enlazantes en un
sistema π incrementa la basicidad.
pKb1 pKb2
pKb1 > pkb2
167

Efecto Estérico.
2,6-dimetilanilina
168

Efecto Estérico.
CH3
CH3
N
CH3
CH3
No hay deslocalización del par
de electrones del nitrógeno al
anillo aromático.
Pérdida de la
coplanaridad.
Inhibición estérica a la
resonancia.
N,N-dimetil-2,6-dimetilanilina
169

Formación de Puentes de Hidrógeno.
La formación de puentes de hidrógeno intramoleculares, fija la posición del
nitrógeno de la amina permitiendo una mejor deslocalización de los electrones
haciéndo a la o-nitroanilina menos básica que la anilina.
170

NH3
:
HO-NH2
:
H3C-NH2
:
Ejercicio 1
Ejercicio 2
N N
H
NH2
NH
CH3
CH3
Ejercicio 3 4-dimetilaminobenzaldehido y N,N-dimetilanilina
Ordene los siguientes compuestos de forma creciente de acuerdo a su carácter
básico.
171

Generalidades
Los hidrocarburos son ácidos muy débiles y se necesitan bases muy
fuertes para extraer el protón.
Los ácidos orgánicos más fuertes son los compuestos orgánicos
protonados y los ácidos más fuertes entre todos son los ácidos
inorgánicos minerales.
Para una serie de compuestos orgánicos con esqueleto similar, los
alcoholes son más ácidos que las aminas y estos a su vez son más ácidos
que los hidrocarburos.
Compuesto pKa
Etanol 16
Etilamina 35
Etano 50
172

Generalidades
El medio de reacción influye sobre los procesos de ionización y de
disociación. En un medio de reacción como el agua, el proceso de
ionización es favorable por su elevada constante dieléctrica (εH2O = 82) y
su capacidad para solvatar aniones y cationes, además de formarse
puentes de hidrógeno.
Se necesitan 2 grupos nitro en posiciones orto y para, para disminuir el
pka del fenol a 4.
Las aminas alifáticas son más básicas que el amoníaco, por el efecto
inductivo +I del o de los grupos alquilo.
Las aminas aromáticas son bases más débiles que el amoníaco, por el
efecto +R del grupo amino conjugado al anillo aromático.
173

Energía Libre y Reacciones Ácido-Base
Energía Libre de Gibbs (ΔG): Función Termodinámica de Estado
encargada de indicar la espontaneidad de un proceso a presión y
temperatura constante.
ΔGºR = ΔHºR – TΔSºR (1)
∆GºR = -R*T*LnK (2)
Donde:
•R: Constante de los Gases (R = 8,314 J/K*mol)
•T: Temperatura Absoluta en K (T(K) = T(ºC) + 273,15)
•K: Constante de ionización ácida o básica.
• Reacción Endergónica (ΔG > 0) (consumen energía)
•Reacciones Exergónica (ΔG < 0) (liberan energía)
174

pKa ó pKb > 0 (Ácidos y Bases Débiles)
Reacción Endergónica
∆GºR > 0
pK = -LogK
∆GºR = -R*T*LnK
175

pKa ó pKb > 0 (Ácidos y Bases Débiles)
Reacción Endergónica
∆GºR > 0
El efecto inductivo (–I) del cloro incrementa la acidez y disminuye el
GAP de energía existente entre productos y reactivos.
Productos
Reactivos
176

pK = -LogK
∆GºR = -R*T*LnK
pKa ó pKb < 0 (Ácidos y Bases Fuertes)
Reacción Exergónica
∆GºR < 0
NH2
NO2
NO2O2N
+ H3O+
NH3
NO2
NO2O2N
+ H2O
+
Reactivos
Productos
∆GºR < 0
177

Separación de Mezclas de Compuestos
Mezclas: Son combinaciones de dos o más sustancias puras, en la cual cada
sustancia conserva sus propiedades físicas y químicas.
Las Mezclas se pueden separar mediante Procesos Físicos y Químicos
Mezclas Homogéneas: Son mezclas uniformes en los cuales los constituyentes de
la mezcla no pueden diferenciarse a simple vista.
•Las mezclas homogéneas están conformadas por una sola fase. Ejemplos: Aire,
enjuague bucal, agua saborizada.
Mezclas Heterogéneas: Son mezclas que no son uniformes y en la cual los
componentes constituyentes de la mezcla pueden generalmente diferenciarse a
simple vista.
Las mezclas heterogéneas están conformadas por dos o más fases.
Las mezclas heterogéneas pueden ser gruesas o discretas.
178

Métodos de Separación de Mezclas:
Decantación.
Filtración.
Evaporación.
Destilación.
Cromatografía.
Extracción en Medio Líquido.
179

Los Métodos de Separación se basan en diferencias entre las propiedades
físico-químicas de los componentes de una mezcla, tales como:
•Punto de Ebullición.
•Densidad.
•Presión de Vapor.
•Punto de Fusión.
•Solubilidad.
Disolventes polares apróticos
1,4-Dioxano
Acetato de etilo
Tetrahidrofurano (THF)
Diclorometano (DCM)
Acetona
Acetonitrilo (MeCN)
Dimetilformamida (DMF)
Dimetil sulfóxido (DMSO)
Disolventes polares próticos
Ácido acético
n-Butanol
Isopropanol (IPA)
n-Propanol
Etanol
Metanol
Ácido fórmico
Agua
Disolventes no polares
Hexano
Benceno
Tolueno
Éter dietílico
Cloroformo
180

181

Extracción en Medio Líquido
•Es la técnica más empleada para separar un producto orgánico con
propiedades ácido-base de una mezcla de reacción.
182

Ley de Distribución
Coeficiente de Reparto
K = [A0]/[Aw]
2 Líquidos
Inmiscibles
183

Materiales Necesarios para la Separación:
 Equipo de laboratorio (en la práctica).
 Soluciones de:
• HCl al 5 ó 10%.
• NaOH al 5 ó 10%.
• NaHCO3 al 10%.
• NaCl saturada.
 Solventes orgánicos.
• Éter etílico.
• Diclorometano.
• Cloroformo.
• Diclorometano.
• Agua.
184

Reglas básicas para la separación de mezclas
Compuesto HCl NaOH NaHCO3 Agua
Solvente
Orgánico
Ácido Fuerte - + + - +
Ácido Débil - + - - +
Base + - - - +
Neutro - - - - +
+ = Soluble
- = Insoluble
Solvente Orgánico
Sirve para disolver a todos
los componentes de la mezcla.
185

Ejemplo:
186

Ejemplo:
187

1) Desecar
2) Filtrar
3) Evaporar
1) Desecar
2) Filtrar
3) Evaporar
188

Ejemplo:
RCOOH RCOO-Na+
NaOH
HCl
Soluble en AguaInsoluble en Agua
189

1) Desecar
2) Filtrar
3) Evaporar
190

Ejemplo:
OOH
CH3
OH
NH2O
Ácido 4-metilbenzoico
Fenol
Ciclohexanocarboxamida
191

Ejemplo:
192

Ejemplo:
193

NS
Cl
N
ClH
Ejemplo:
 Se tiene una ampolla de un medicamento antípsicotico que se sabe que
contiene disuelto al clorhidrato de clorpromazina en solución acuosa.
Se desea extraer el principio activo.
NS
Cl
N
+
H
+ Na OH NS
Cl
N
Cl
-
194

 Proponga las reacciones ácido-base necesarias para separar una mezcla
conformada por Vitamina B6 y Antraceno.
Antraceno
N
OH
CH2OH
HOH2C
CH3
Piridoxina
(Vitamina B6)
 Proponga las reacciones ácido-base necesarias para separar una mezcla
conformada por Noradrenalina y Ácido Salicílico.
OH
OH
CHCH2NH2
HO
Noradrenalina
COOH
OH
Ácido Salicílico
195

196

197

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