UNIDAD I. ESTRUCTURA DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS QUÍMICA ORGÁNICA. Inicialmente la química orgánica fue definida como la química de los compuestos que provienen de los seres vivos, de allí el término orgánico. Sin embargo, pronto se vio que podían prepararse compu compuest estos os orgán orgánico icoss en el labor laborato atorio rio a partir partir de sustan sustancia ciass que contuv contuvier ieran an carbo carbono, no, procedentes de compuestos inorgánicos. Dado que todos los compuestos orgánicos orgánicos contienen carbono, la química orgánica se define como la química de los compuestos del carbono.
¿Por qué es importante el estudio de los compuestos del carbono? La química orgánica es un campo indispensable para la ciencia y tecnología. Los seres vivos están constituidos fundamentalmente por agua y compuestos orgánicos, casi todas las áreas de estu estudi dio o que que se refi refier eren en a plan planta tas, s, anim animal ales es o micr microo oorg rgan anis ismo moss (med (medic icin ina a y disc discip iplilina nass relacionadas, bioquímica, microbiología, agricultura, entre otras) se basan en los principios de química orgánica. Por otro lado, los colorantes, fibras sintéticas, plástico, papel, tinta, la gasolina, los neumáticos, nuestros alimentos y vestuario son también compuestos orgánicos. Existen miles de compuestos orgánicos, orgánicos, ya que el átomo de carbono es capaz de unirse con otros átomos de carbono formando anillos, cadenas lineales o con ramificaciones, pueden presentarse enlaces sencillos, dobles o triples; además, puede unirse a otros tipos de átomos, como oxígeno, nitrógeno, halógenos. Por esto, es importante conocer la forma en que se distribuyen los átomos dentro de cada compuesto, cómo forman los enlaces, cómo se clasifican, entre otras cosas.
TEORÍA ESTRUCTURAL. Indica la manera de escribir la fórmula estructural de los compuestos. Da un marco de ideas acerca de cómo se unen los átomos para formar moléculas (orden en que se juntan los átomos, electrones electrones que los mantienen unidos, formas y tamaños tamaños de las moléculas, moléculas, modo en que se distribuyen los electrones a su alrededor). Las dos ideas centrales en las que se basa esta teoría son: (a) Los átomos de los elementos en los compuestos orgánicos pueden formar un número fijo de enlaces. La medida de esta capacidad se llama valencia. Por ejemplo: el carbono es tetravalente, es decir, puede formar hasta cuatro (4) enlaces; el oxígeno es divalente; el nitrógeno es trivalente; el hidrógeno y los halógenos halógenos (F, Cl, Br y I) son monovalentes. monovalentes.
(b) Un átomo de carbono puede usar una o más de sus valencias para formar enlaces con otros átomos de carbono, formándose así los llamados enlaces simples, dobles y triples. ENLACES CARBONO-CARBONO
C C
C C
ENLACE SIMPLE
ENLACE DOBLE
C C ENLACE TRIPLE
Es de gran utilidad la teoría estructural pues dos o más compuestos pueden tener la misma fórmula molecular pero diferir en la unión de sus átomos para formar la molécula. Por ejemplo, el alcohol etílico y el éter dimetílico, tienen ambos la misma fórmula molecular, C 2H6O. Sin embargo, difieren en su estructura molecular, por tanto en sus propiedades físicas y químicas.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES: sp3, sp2 y sp. Cuando los átomos se unen para formar las moléculas, generalmente no utilizan los orbitales atómicos (s, p, d, …) en forma aislada o pura, sino que previamente se combinan o mezclan entre sí, antes de unirse con otros átomos, originando orbitales atómicos hibridados.
Ahora bien, los orbitales que se combinan siempre deben estar en el mismo nivel de energía. Entonces, dado que el primer nivel de energía sólo contiene un orbital (1s), no es posible en este nivel ninguna hibridación; por otro lado, en el segundo nivel de energía existen un orbital s (2s) y tres orbitales p (2p), por lo que son posibles tres (3) tipos de hibridaciones: sp, sp 2 y sp3. Algo IMPORTANTE que debe tenerse siempre en cuenta, es que en una molécula, los átomos terminales NO presentan hibridación; son los átomos centrales (que se encuentran entre dos o más átomos) los que pueden presentar los diferentes tipos de hibridaciones. Por otro lado, antes de tratar de establecer qué hibridación presenta un determinado átomo, se debe considerar lo siguiente: - Los enlaces sigma ( σ ), son enlaces sencillos de baja energía que se forman con orbitales híbridos. - Los enlaces pi ( π ), son enlaces de alta energía que se forman con orbitales p puros (no hibridados); de tal forma que, en un doble enlace se tienen un enlace σ y uno π ; en cambio, en un triple enlace, se tienen un enlace σ y dos π . Por ejemplo: cuando el átomo de hidrógeno forma parte de una molécula, utiliza su orbital atómico 1s para formar el enlace. La situación es algo diferente con el átomo de carbono: el carbono (C) tiene dos (2) electrones en el orbital 1s que, al estar lleno, no puede ser usado para formar enlaces; son los cuatro (4) electrones del segundo nivel energético los que se usan para tal finalidad. Hay cuatro (4) orbitales atómicos en el segundo nivel: un orbital 2s y tres orbitales 2p. Sin embargo, el carbono no los usa para formar enlaces en su estado original, sino que los combina o hibrida. La configuración electrónica del átomo de carbono es 1s 2 2s2 2p2. Un átomo de carbono en su estado fundamental tendría dos electrones desapareados, tal y como se indica a continuación:
Como el átomo de carbono en su estado f undamental sólo contiene dos electrones desapareados desapareados se debería esperar que, en lugar de formar cuatro (4) enlaces, el carbono se uniera sólo a otros dos átomos. Sin embargo, por adición de energía a un átomo de carbono, uno de los electrones 2s puede puede promoc promocio ionar narse se hasta hasta alcan alcanzar zar el orbita orbitall vacío vacío 2p, 2p, dando dando lugar lugar a la config configura uració ción n electrónica indicada a continuación:
Al promocionar un electrón desde el orbital 2s al 2p el átomo de carbono tiene disponibles cuatro elec electro trone ness para para form formar ar cuat cuatro ro enla enlace cess cova covale lent ntes es y de esta esta form forma a pued puede e cons conseg egui uirr la configuración electrónica de gas noble. Este razonamiento explica por qué el átomo de carbono tiende a ser tetravalente en lugar de divalente. Sin embargo, aún en este estado, el átomo de carbono NO se une a otros átomos. Esto sólo puede lograrlo por hibridación de sus orbitales, lo que da lugar a enlaces más fuertes; para cada caso de hibridación, hibridación, la forma del orbital híbrido es la más favorable para la máxima superposición superposición con el orbital de otro átomo. Y, por último, la geometría o disposición espacial en los tres tipos de orbitales híbridos permite a los grupos unidos al carbono situarse a la máxima distancia entre sí, minimizando minimizando las repulsiones repulsiones mutuas.
HIBRIDACIONES DEL ÁTOMO DE CARBONO.
Hibridación sp:
2 p 2 s Estado Fundamental
2 p 2 s
Estado Excitado
s p
2 p Hibridación
Estos orbitales híbridos se forman por combinación de un orbital atómico 2s con un orbital atómico 2p, en este proceso se generan dos (2) orbitales híbridos sp, quedando sin hibridar dos orbitales atómicos 2p. Para disminuir la repulsión entre los electrones de los orbitales híbridos sp, éstos se colocan en el mismo plano formando entre ellos un ángulo de 180°, como se muestra en la siguiente figura:
Los dos orbitales atómicos 2p que no se han empleado en el proceso de hibridación se colocan perpendiculares perpendiculares entre sí y perpendiculares perpendiculares al sistema de orbitales híbridos sp, tal y como se indica en la figura que se da a continuación:
Este tipo de hibridación es utilizada cuando el carbono forma un triple enlace o enlaces dobles acumulados (dos dobles enlaces en el mismo átomo de carbono), el caso de un alquino o de un dieno, respectivamente. respectivamente. Por ejemplo, para el acetileno se tiene:
EXPERIMENTALMENTE, SE HA DETERMINADO QUE EL ACETILENO ES UNA MOLÉCULA LINEAL CON ÁNGULOS DE 180º, CON LOS ÁTOMOS UBICADOS SOBRE UNA SOLA LÍNEA RECTA (información que concuerda con el tipo de hibridación hibridación de sus átomos centrales).
Hibridación sp2:
2 p
2 p 2 s Estado Fundamental
2 s Estado Excitado
sp2
2 p
Hibridación
Estos orbitales híbridos se forman por combinación de un orbital 2s con dos orbitales 2p, En este proceso se generan tres (3) orbitales híbridos sp 2. Los tres (3) orbitales híbridos sp 2 son idénticos y se encuentran en un plano formando un ángulo de 120° entre ellos.
El orbital p libre, que no se ha empleado en el proceso de hibridación, se coloca perpendicular al plano que contiene a los tres híbridos sp2, tal y como se indica en la figura que se da a continuación:
Este tipo de hibridación es utilizada cuando el carbono forma un doble enlace. Este es el caso de los alquenos, sus carbonos olefínicos presentan este tipo de hibridación. Por ejemplo, para el etileno se tiene:
Hibridación sp3:
2 p
2 p 2 s Estado Fundamental
2 s Estado Excitado
sp3
Hibridación
Estos orbitales híbridos se forman por combinación de un orbital 2s con uno 2p, En este proceso se generan cuatro (4) orbitales híbridos sp 3. Para disminuir la repulsión entre los electrones de los orbitales híbridos sp 3, éstos se alejan generando un tetraedro perfecto, formando ángulos de 180° entre sí, como se muestra en la siguiente figura:
Este tipo de hibridación es utilizada cuando el carbono forma cuatro (4) enlaces sencillos. En el caso de los alcanos, los carbonos presentan este tipo de hibridación. Por ejemplo, para el metano se tiene:
RESUMEN HIBRIDACIÓN. Cuando se combinan orbitales atómicos para formar orbitales híbridos, el número de orbitales híbridos que resultan es igual al número de orbitales atómicos que se combinan; dentro de cada orbital existe un electrón desapareado, listo para combinarse con el electrón desapareado de otro. Los orbitales adoptan el arreglo que les permita alejarse al máximo entre sí. Cuando un átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos, los enlaces que forma se construyen a partir de cuatro orbitales híbridos sp 3 (enlaces sigma, σ ). Tal átomo de carbono se denomina tetraédrico; los ángulos de enlace resultan ser de 109,5º. Cuando un átomo de carbono se une a otros tres átomos, utiliza orbitales híbridos 2 sp para los enlaces, quedando un orbital p sin hibridar. Los tres orbitales híbridos sp 2 se usan para formar tres enlaces sigma ( σ ) y el orbital p forma un enlace pi ( π ). El átomo de carbono es trigonal, con ángulos entre ellos de aproximadamente 120º. Cuando un átomo de carbono está unido a otros dos átomos, utiliza para los enlaces dos orbitales híbridos equivalentes sp, quedándoles otros dos orbitales p sin hibridar. Con los orbitales sp forma dos enlaces sigma ( σ ) linealmente dispuestos y con los dos orbitales p forma dos enlaces pi ( π ). Para estar lo más alejados posible, los orbitales sp se ubican a lo largo de una línea recta con ángulos entre ellos de 180º.
GRUPO FUNCIONAL. A pesar de que los enlaces Carbono-Carbono (sp 3- sp3) y Carbono-Hidrógeno son los más comunes y abundantes en los compuestos orgánicos, no son los que desempeñan el papel principal en las reacciones orgánicas. En la gran mayoría de los casos, son los enlaces π o los átomos distintos del carbono y del hidrógeno, hidrógeno, los que le confieren a la molécula su reactividad. Es la zona de reactividad química de una molécula la que recibe el nombre de GRUPO FUNCIONAL. Las series de compuestos con el mismo grupo funcional, tienden a experimentar las mismas reacciones químicas. Por lo que, son catalogados como compuestos que pertenecen a una misma familia.
TIPOS DE COMPUESTOS ORGÁNICOS. En un compuesto orgánico se encuentran, principalmente, átomos de carbono e hidrógeno; sin embargo, también pueden encontrarse, oxígeno, nitrógeno, halógenos, entre otros. Depe Depend ndie iend ndo o del del tipo tipo de átom átomos os pres presen ente tes, s, se pued pueden en clas clasifific icar ar en cuat cuatro ro (4) (4) tipo tiposs de compuestos orgánicos, a saber: hidrocarburos, cuando sólo presenten átomos de carbono e hidrógeno; oxigenados, cuando además poseen átomos de oxígeno; nitrogenados, que poseen átomos de nitrógeno; halogenados, en caso de poseer átomos de halógeno. halógeno. En la siguiente tabla se muestran los tipos de compuestos orgánicos y familias.
COMPUESTOS ORGÁNICOS HIDROCARBUROS Familia Alcanos Alquenos Alquinos Aromáticos
Estructura Ge General
Grupo Funcional Ninguno Doble Enlace R
R H R CH CH R C C R
COMPUESTOS ORGÁNICOS (Cont.) HALOGENADOS Familia Halogenuros de Alquilo OXIGENADOS Familia Alcoholes Éteres
Estructura Ge General
R X Estructura Ge General
Grupo Funcional
R OH R O R
Aldehídos R CHO Cetonas R CO R Ácidos Carboxílicos R COOH Derivados de Ácidos Carboxílicos Ésteres R – COOR – COOR Amidas R – CONH – CONH2 Halogenuros de Ácido R – COX – COX Anhídridos de Ácido R – COOCOR – COOCOR NITROGENADOS Familia Estructura Ge General Aminas R NH2 Nitrilos
Grupo Funcional
Grupo Funcional
R C N
Notas:
-
El símbolo R es empleado para designar designar estructuras estructuras generales de moléculas moléculas orgánicas, orgánicas, se utiliza utiliza como símbolo general para representar cualquier grupo alquilo.
FÓRMULAS ESTRUCTURALES. Son representaciones precisas que indican con mayor o menor detalle los átomos que conforman las moléculas, y la forma en que están unidos entre sí por medio de enlaces, es decir muestra lo que se llama la conectividad entre los átomos. Los tipos más comunes de fórmulas son: con guion guiones es o desarr desarrol ollad ladas as, semidesa semidesarrol rrollada ladas s o semicond semicondensa ensadas das, condensadas , moléculas cíclicas, simplificadas simplificadas o fórmula de líneas de enlace y tridimensionales tridimensionales o en perspectiva. Fórmulas Estructurales con Guiones o Desarrolladas. Se indican todos los átomos que conforman la molécula, representándose los enlaces mediante guiones. El tipo de enlace que puede ser sencillo, sencillo, doble o triple, se representa por uno, dos o tres guiones. guiones. La cadena de átomos es recta, aunque se conoce que no lo es exactamente. Se omiten los pares de electrones no-compartidos no-compartidos a menos que sea necesario.
Fórmulas Fórmulas Estructura Estructurales les Semidesa Semidesarroll rrolladas adas o Semicond Semicondensa ensadas. das. Se omiten omiten los guiones que representan los enlaces entre los hidrógenos y carbonos a los que están unidos, pero sí se indica su número empleando subíndices.
Fórmulas Estructurales Condensadas. Se escriben sin mostrar todos los enlaces individuales. individuales. En este tipo de estructura los átomos centrales se muestran junto con los átomos ligados a él, es decir, los átomos enlazados a un átomo central con frecuencia se escriben después de dicho átomo central (como en CH 3CH3 en lugar de H 3C-CH3), aún cuando no sea su orden real de enlace. En muchos casos, si hay dos o más grupos idénticos, se pueden
emplear paréntesis y un subíndice para representarlos. No se representan los electrones nocompartidos. Fórmulas Estructurales Cíclicas. Es la representación de los átomos de carbono orde ordena nado doss en form forma a de anil anillo los, s, los los cual cuales es pued pueden en ser ser mono monocí cícl clic icos os (un (un solo solo cicl ciclo) o) o policíclicos (varios ciclos).
Fórm Fórmul ulas as Estr Estruc uctu tura rale less Simp Simplilififica cada dass o Fórm Fórmul ulas as de Líne Líneas as de Enla Enlace ce.. Se representa el esqueleto carbonado mediante líneas en zig-zag, en las que cada segmento representa un enlace y cada punto de unión un átomo de carbono. Se omiten los átomos de hidrógeno unidos a carbono, pero si se indican los heteroátomos (O, Cl, N) y sus hidrógenos. Los dobles y triples enlaces se representan con dos y tres segmentos respectivamente. respectivamente.
Fórm Fórmul ulas as Estru Estruct ctur ural ales es Trid Tridim imen ensi sion onal ales es o en pers perspe pect ctiv iva. a. Exis Existe ten n dos dos formulaciones formulaciones utilizadas para exhibir la estructura tridimensional tridimensional a una molécula: la primera es la fórmula de cuñas rellenas, líneas y cuñas punteadas, en la cual los átomos que se dirigen fuera del plano del papel están unidos por una cuña rellena, los que se encuentran por detrás del plano están unidas con una cuña punteada y los que están sobre el plano del papel se unen unen por por medi medio o de una una líne línea. a. La segu segund nda a es la repr repres esen enta taci ción ón medi median ante te mode modelo loss moleculares, que se construyen con bolas de distintos tamaños para cada tipo de átomo y varillas que representan los enlaces.
En la tabla que se muestra a continuación, se presentan ejemplos de los distintos tipos de Fórmulas Estructurales
FÓRMULAS ESTRUCTURALES DESARROLLADAS H H H C=C–C–C=C H H H H H
H H H
H
H–C–C–C–C–C–H H H H O H
SEMIDESARROLLADAS CH2 = CH – CH2 – CH = CH2
CH3 – CH2 – CH2 – C – CH3 O
CONDENSADAS CH2 = CHCH2CH = CH2
CH3(CH2)2 COCH3
DE ÁNGULOS Y LÍNEAS O
TRIDIMENSIONALES
POLARIDAD: MOLÉCULAS POLARES Y NO POLARES. La polaridad es una propiedad de las moléculas que representa la desigualdad de las cargas eléctrica eléctricass en la misma. misma. Esta propieda propiedad d se relacion relaciona a con otras otras propieda propiedades des químicas químicas y físicas físicas como la solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición, fuerzas intermoleculares, etc. Es una característica muy importante ya que puede ayudarnos a reconocer moléculas (por ejemplo a diferenciar el trans-dicloroetano trans-dicloroetano que es apolar y el cis-dicloroetano que es fuertemente polar). Para saber si una molécula es polar hay que atender una serie de factores, entre los cuales se encuentran la polaridad de los enlaces enlaces y la estructura de la molécula. molécula.
POLARIDAD DE ENLACES. Cuando se unen dos átomos de igual o muy similar electronegatividad, se dice que el par de elect electron rones es del del enlac enlace e están están repart repartido idoss por igual igual entre entre los átomos átomos,, gener generán ándos dose e un enlace enlace cova covale lent nte e apol apolar ar o no pola polar. r. Por Por otro otro lado lado,, cuan cuando do los los átom átomos os que que se unen unen tien tienen en electronegatividades diferentes, uno de ellos tendrá más tendencia a captar los electrones que el otro, desplazándose el par hacia el átomo que más lo atraiga constituyendo un enlace covalente polar, generándose lo que se conoce como dipolo (el cual se simboliza mediante una flecha dirigida hacia el átomo que más atrae el par de electrones, ). La magnitud de ese dipolo viene definida por lo que se conoce como MOMENTO DIPOLAR ( ) que es igual a la magnitud de la carga (e) multiplicada por la distancia (d) entre los núcleos de los átomos que forman el enlace, = e*d. La unidad de medida medida del momento momento dipolar es el Debye Debye (D). Si una molécu molécula la tiene tiene vario varioss enlac enlaces es con carác carácter ter polar, polar, el momen momento to dipol dipolar ar será será la suma suma vect vector oria iall de los los mome moment ntos os dipo dipola lare ress de cada cada enla enlace ce.. Este Este conc concep epto to impl implic ica, a, no sólo sólo las las magnitudes, sino también las direcciones de los momentos de enlace, lo que indica que el momen momento to dipol dipolar ar es una medida medida de la polari polaridad dad de la molécu molécula. la. Esto Esto puede puede suponer suponer que molécu moléculas las que que posea posean n enlace enlacess polare polaress tenga tengan n momen momento to dipol dipolar ar TOTAL TOTAL cero, cero, debido debido a su geometría simétrica. De esta manera, una molécula que sólo contiene enlaces apolares es siempre apolar, ya que los momen momentos tos dipola dipolares res de sus enlace enlacess son nulos nulos.. En molécu molécula lass diatóm diatómica icass son apolar apolares es las las moléculas formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida. Por ejemplo H 2, O2, N2, Cl2 y Br 2. Serán también apolares las moléculas, que a pesar de tener momentos dipolares de enlace, son simétricas. Por ejemplo, se encuentra que varias moléculas como: CCl 4, CO2, CH4, formadas por más de dos átomos, tienen enlaces polares, pero no tienen momento dipolar neto. Esto se debe a que estas moléculas son simétricas alrededor del carbono. Así, en la adición vectorial se cancelan los momentos de enlace y la resultante es cero. Cl
H
Cl H Cl H
METANO, = 0
H
Cl
TETRACLORURO DE CARBONO, = 0
Por otro lado, moléculas como el cloruro de metilo (CH 3Cl) y el agua (H 2O), son fuertemente polares. polares. En el caso del cloruro cloruro de metilo, metilo, la polarida polaridad d del enlace enlace C-Cl no se anula, anula, por lo que presenta un momento dipolar neto. Como el carbono y el hidrógeno tienen electronegatividades que son casi iguales, la contribución de los tres enlaces C–H al momento neto de la molécula es casi nulo. Sin embargo, embargo, la diferencia de electronegativid electronegatividades ades entre el cloro y el carbono carbono es alta,
por lo que el enlace C–Cl es muy polar, esto explica que la molécula presente un alto momento dipolar neto. En el caso del agua, los momentos dipolares de los enlace se suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos hidrógenos casi sin electrones. Cl
H
H
H
CLORURO DE METILO, = 1,87D
De lo anterior, se verifica que la polaridad de una molécula no sólo depende de la polaridad de sus enlaces individuales, sino también de sus direcciones, es decir de la forma de la molécula.
CONTRIBUCIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES NO–ENLAZANTES. La presencia de un par de electrones no-enlazantes en una molécula, da como resultado que se obtengan momentos dipolares más grandes de lo que se podría esperar de la suma vectorial de sus momentos dipolares de enlace, como en el caso del agua (H 2O) y el amoníaco (NH 3), o más pequeños como en el caso del trifluoruro de nitrógeno (NF 3). Estos pares pares de electron electrones es no–compa no–compartido rtidoss contribu contribuyen yen consider considerabl ablemen emente te a los momentos momentos dipolares de los compuestos; no tiene ningún átomo unido a él que le neutralice su carga negativa. Esta alta densidad densidad electrónica hace que contribuya contribuya con un momento dipolar dipolar alto, el cual está orientado hacia afuera del átomo central.
N
O H
H H µ
= 1.46 D
H H µ
= 1.84 D
Los altos altos momen momentos tos dipol dipolare aress netos netos del del agua agua y del del amonía amoníaco co podrí podrían an consid considera erarse rse como como resultado de los apreciables momentos dipolares de los enlaces O-H y N-H, respectivamente. Sin embargo, los pares no enlazantes ejercen una gran influencia. influencia. Entonces, los pares de electrones no-compartidos contribuyen al momento dipolar de cualquier molécula en la que aparezcan.
Los momentos dipolares dipolares de la mayoría de los compuestos compuestos no han sido medidos nunca, es decir no son datos experim rimentales les; para est estas su sust staancias ias se deb ebee pred redecir cir “cua “cuali lita tati tiva vame ment nte” e” la po pola lari rida dad d co con n ba base se en su suss estr estruc uctu tura ras. s. co con n los los valo valore ress de electronegatividad, se puede estimar la polaridad de los enlaces; con los ángulos de enlace, se puede estimar la polaridad de las moléculas, considerando también los pares de electrones no–enlazantes. FUERZAS INTERMOLECULARES: INTE INTERA RACC CCIÓ IÓN N DIPO DIPOLO LO-D -DIP IPOL OLO, O, PUEN PUENTE TE DE HIDR HIDRÓG ÓGEN ENO, O, FUER FUERZA ZAS S DE VAN VAN DER DER WAALS. Además de los enlaces internos de las moléculas (intramoleculares), (intramoleculares), hay fuerzas de atracción más débiles débiles que existen existen entre entre molécula moléculass (intermo (intermolecu leculare lares), s), las cuales cuales las mantienen mantienen unidos. unidos. Estas
fuerza fuerzass inter intermol molecu ecula lares res débil débiles, es, son las las determ determin inant antes es de las propie propiedad dades es físic físicas as de los compuestos. Hay tres tipos principales de fuerzas de atracción que hacen que las moléculas se asocien para formar sólidos y líquidos: las fuerzas entre dipolos de las moléculas polares (Interacción DipoloDipolo), las fuerzas de London que afectan a todas las moléculas (Fuerzas de Van Der Waals) y los “Puentes de Hidrógeno” que atraen a moléculas que tienen grupos O-H, N-H y F-H.
INTERACCIONES DIPOLO–DIPOLO. Como resultado de los enlaces polares, la mayor parte de las moléculas tienen momentos dipolares (cada uno de los cuales tiene un extremo positivo y uno negativo). Las fuerzas entre dipolos son las fuerzas de atracción intermolecular que provienen de la atracción entre los extremos positivos hacia los negativos de los momentos dipolares de las moléculas polares, por el efecto de la atracción electrostática entre los dipolos. Por ejemplo:
H +
C
H
–
Cl
+
C
–
C
+
Cl
–
Cl
–
Cl
C
H
H H
H
H
H
ATRACCI H ÓN
H
REPULSI ÓN
H
+
H
PUENTE DE HIDRÓGENO. (No es un enlace verdadero. Debe haber en la molécula hidrógeno enlazado directamente a oxígeno, nitrógeno o flúor). Es un tipo de atracción dipolo–dipolo particularmente fuerte, donde un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos fuertemente electronegativos ( O, N, F) sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas. Esto debido a que como estos elementos son suficientemente negativos, hacen al hidrógeno muy positivo, originando la atracción necesaria.
+ O – CH H 3 PUENTE DE HIDRÓGENO
– CH H O 3 +
FUERZAS DE VAN DER WAALS O FUERZAS DE LONDON. Son fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas no–polares. Su origen se atribuye al movimiento desordenado desordenado de los electrones en el átomo o molécula. Este movimiento desordenado de los electrones hace que en un instante en particular se originen dipolos temporales, debido a que la carga no se distribuye con uniformidad. Estos dipolos temporales se atraen uno a otro brevemente antes de desaparecer. Esta fuerza depende de un contacto superficial estrecho de dos moléculas, por tanto, es proporcional proporcional al área superficial molecular.
+ –– + –– + – + + En térm término inoss ge gene neral rales es,, la inten intensid sidad ad de las fuerz fuerzas as inte intermo rmolec lecula ulares res,, co comp mpara arand ndo o compuestos que tienen masas molares semejantes, aumenta en el siguiente orden: Fuerzas de Van Der Waals < Interacciones Dipolo-Dipolo < Puentes de Hidrógeno
PROPIEDADES FÍSICAS: PUNTO DE FUSIÓN, PUNTO DE EBULLICIÓN, SOLUBILIDAD. Como resultado de las interacciones dipolares, las moléculas polares generalmente se unen entre sí más firmemente o con mayor intensidad que las no–polares de masa molecular comparable; esto influye en las propiedades físicas (puntos de fusión y ebullición, ….) que tienden a ser más altas en los compuestos polares que las de las sustancias no–polares. Por Por otro otro lado lado,, los los puen puente tess de hidr hidróg ógen eno o expl explic ican an el hech hecho o de que que aún aún cuan cuando do algu alguno noss compu compuest estos os posee poseen n la misma misma masa masa molec molecul ular, ar, posee poseen n puntos puntos de ebulli ebullició ción n difere diferente ntes; s; por ejemplo, el alcohol alcohol etílico (C 2H6O) tiene una temperatura de ebullición mucho más alta (+78.5ºC) que el éter dimetílico (C 2H6O) (-24.9 ºC); esto se debe a que las moléculas de alcohol etílico, tienen un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo de oxígeno y pueden formar puentes de hidrógeno entre sí.
PUNTO DE FUSIÓN. El punto de fusión de un sólido cristalino se define como la temperatura a la cual los estados sólido y líquido de dicha sustancia se encuentran en equilibrio, a presión atmosférica. El punto de fusión se refiere al cambio desde una disposición muy ordenada de partículas en el retículo cristalino al más desordenado desordenado que caracteriza a los líquidos.
LAS UNIDADES ESTRUCTURALE S SON MOLÉCULAS
FUSI ÓN
Sólido
Líquido
En las las molécu molécula las, s, para para que ocurra ocurra la fusió fusión, n, deben deben ser supera superadas das las fuerza fuerzass que las mantienen unidas. unidas. Por ejemplo, ejemplo, para fundir el el metano (CH 4), no se necesita romper el enlace covalente entre átomos de carbono e hidrógeno, basta con proporcionar suficiente energía para separar moléculas de metano entre sí (CH 4, pto de fusión = - 183ºC).
PUNTO DE EBULLICIÓN. La temperatura de ebullición de un líquido, es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión atmosférica que actúa sobre él. Debido a esto, las temperaturas de ebullición de los líquidos dependen de la presión, y siempre se reportan a una presión espe especí cífifica ca.. Por Por tant tanto, o, esta esta temp temper erat atur ura a es dire direct ctam amen ente te prop propor orci cion onal al a una una pres presió ión n determinada; una vez que se alcanza esta temperatura, permanece constante. constante.
Para Para que que una una sustan sustancia cia alcan alcance ce la ebull ebullici ición, ón, es necesa necesario rio que la energ energía ía térmic térmica a que que absorben las partículas por efecto del calor suministrado, supere las fuerzas de atracción que las mantiene en estado líquido.
Líquido
Gas
En el estado líquido, las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas (intermoleculares) son fáciles de vencer, comparadas con las considerables fuerzas interiónicas de los compuestos iónicos, por lo que la ebullición se produce a temperaturas mucho más bajas. Por ejemplo, para el metano, CH 4, Peb = -161,5ºC. Los compuestos no–polares, cuyas fuerzas intermoleculares son muy débiles, por lo general hierven a temperaturas bajas, incluso a presión de una atmósfera. Sin embargo, debido a factor factores es como como efecto efectoss de la masa masa y el tamaño tamaño molecul molecular, ar, las moléc molécula ulass más pesadas pesadas requiere requieren n mayor mayor energía energía térmica térmica para adquiri adquirirr velocida velocidades des suficient suficientemen emente te grandes grandes para escapar de la superficie superficie del líquido y debido a que sus áreas áreas superficiales superficiales comúnmente son mucho mayores, también las fuerzas de atracción intermolecular de Van Der Waals son más grandes y, por ende, también son elevados sus puntos de ebullición. Por otro lado, los líquidos cuyas moléculas se mantienen unidas por Puentes de Hidrógeno (denominados líquidos asociados) requieren una energía considerable, por lo que un líquido asociado tiene un punto de ebullición que es muy elevado para un compuesto de su masa molecular y momento dipolar. Por ejemplo, el ácido fluorhídrico, H-F, hierve a una temperatura de 100ºC, más alta que el ácido clorhídrico, H-Cl, (Peb=48ºC). (Peb=48ºC). Pero en el primer caso, H-F, es un líqu líquid ido o asoc asocia iado do mien mientr tras as que que en el segu segund ndo o caso caso,, H-Cl H-Cl,, no lo es. es. Tamb Tambié ién n hay hay compuestos orgánicos que presentan puentes de hidrógeno (O-H, N-H); está el caso de los alcoholes, por contener el grupo hidroxilo, O-H, presentan puntos de ebullición anormalmente elevados. Los puntos de ebullición de los compuestos orgánicos rara vez pasan por encima de los 350ºC; a temperaturas más elevadas, comienzan a romperse los enlaces covalentes dentro de las moléculas, con lo que compiten la descomposición con la ebullición. Para disminuir el punto de ebullición de compuestos orgánicos y así minimizar su descomposición, se destilan a presión reducida.
En términos generales, debido a que los puntos de ebullición y de fusión dependen de las fuerz fuerzas as de atracc atracció ión n inte intermo rmole lecul culare ares, s, al co comp mpara ararr co comp mpue uest stos os de masas masas mo molar lares es semejantes, presentarán valores más altos de dichas propiedades, aquellos compuestos que presenten Puentes de Hidrógeno y, valores más pequeños, los que presenten fuerzas de Van Der Waals. SOLUBILIDAD. Es la cantidad de una sustancia que podría disolverse en otra. Cuando se disuelve un sólido en un líquido, las unidades estructurales (iones o moléculas) se sepa separa ran n unas unas de otra otrass y el espa espaci cio o entr entre e ella ellass pasa pasa a ser ser ocup ocupad ado o por por molé molécu cula lass de disolvente. Durante la disolución, al igual que en la fusión y la ebullición, debe suministrarse energía para vencer las fuerzas interiónicas o intermoleculares.
En las moléculas, moléculas, las características de solubilidad están determinadas fundamentalmente fundamentalmente por su polaridad. Una regla práctica útil en la predicción de la solubilidad es: “ una sustancia disuelve a otra similar” o “semejante disuelve a semejante”. De acuerdo a esta regla: compuestos polares tiende disolventes polares. En Los compuestos tienden n a disol disolver verse se en disolventes general, los líquidos polares son miscibles entre sí. Los sólidos no–polares comúnmente son solubles en disolventes no–polares y los líquidos no–polares son miscibles entre sí. La razón de ello es comprensible: si se entiende que cuando se mezclan sustancias de polaridades polaridades similares, las “nuevas” fuerzas intermoleculares intermoleculares que se forman en la solución, son muy semejantes a las que existen en las sustancias separadas.
NOTAS IMPORTANTES: Para que un compuesto orgánico sea soluble en agua (H 2O) debe ser polar o estar presente el grupo O-H o N-H; sin embargo, deben aplicarse los siguientes lineamientos: lineamientos:
ÁTOMOS DE CARBONO
SOLUBILIDAD EN AGUA
1–3
COMPLETA
4–5
PARCIAL
6 - MÁS
NULA
Estos Estos linea lineamie miento ntoss se deben deben a que que a medida medida que aumen aumenta ta la cadena cadena carbonad carbonada, a, el compuesto tiende a parecerse más a un hidrocarburo (compuesto No Polar), por tanto va a disolverse en uno semejante. Los azúcares (sacarosa, C 12H22O11) a pesar de tener 12 átomos de carbono, tienen muchos grupos hidroxilo (O-H); entonces son muy solubles en agua.
Los hidroc hidrocarb arburo uros, s, que posee poseen n enlace enlacess C-C y C-H, C-H, y no contien contienen en grupos grupos hidroxilo (-OH), son completamente distintos al agua y no se disuelven en ella; pero pueden disolverse en solventes no polares. Además, los hidrocarburos se disuelven unos a otros.
EN GENERAL, LOS QUÍMICO ICOS ORGÁN GÁNICOS DEFINE INEN COMO UN COMP CO MPU UESTO ESTO SOLU SOLUBL BLE E EN AGUA AGUA SI POR POR LO MENO MENOS S TRES TRES (3) (3) GR GRAM AMOS OS DEL DEL COMPUESTO ORGÁNICO SE DISUELVEN EN CIEN (100) MILILITROS DE AGUA.
