2. Analizar las características de las
interrelaciones de átomos y moléculas y su
influencia en las propiedades físicas y
químicas de los compuestos orgánicos
2
3. Contenido
1.1. Conceptos básicos de la estructura atómica y
molecular
1.1.1. Representación de moléculas orgánicas a
partir de estructuras de Lewis
1.1.1.1. Estructuras de Lewis y resonancia
1.1.1.2. Estructura y propiedades de las moléculas
1.1.1.3. Geometría molecular a partir de estructuras de
Lewis
3
4. Contenido
1.1.2. Modelo de repulsión del par electrónico de la
capa de valencia
1.1.3. Modelo del orbital molecular
1.1.4. Tipos de enlaces existentes en compuestos
orgánicos: C-C, C-O, C-N, C-S y C-H.
Caracterización de cada uno de ellos de
acuerdo a :
1.1.4.1. Longitud de enlace
1.1.4.2. Angulo de enlace
1.1.4.3. Energía de enlace
4
5. Contenido
1.1.5. Polaridad de las moléculas
1.1.5.1. Momento dipolar
1.1.5.2. Interacciones moleculares
1.1.5.2.1. Puente de hidrógeno
1.1.5.3. Fuerzas intermoleculares:
1.1.5.3.1. Fuerzas de Vander-Waals
1.1.5.3.2. Fuerzas dipolo-dipolo
1.1.6. Fuerzas electrostáticas
1.1.6.1. Grupos funcionales
1.1.6.2. Polaridad de los grupos funcionales
5
11. Configuración Electrónica
• Principio de Aufbau:
Colocar primero a
los electrones en los
niveles más bajos de
energía.
• Regla de Hund.
=>
11
14. Los enlaces covalentes polares pueden considerarse
intermedios entre los enlaces covalentes puros(no
polares), en los que el par de electrones se comparten
de igual forma, y los enlaces iónicos puros(en los que
hay transferencia total de electrones de uno al otro
átomo).
Mayor diferencia de Mayor carácter iónico o menor
electronegatividad carácter covalente
Menor diferencia de Menor carácter iónico o mayor
electronegatividad carácter covalente
16. Estructuras de Lewis
Regla del Octeto:
• La regla del octeto establece que, al formarse un enlace
químico los átomos adquieren, pierden o comparten
electrones, de tal manera que la capa externa o de
valencia de cada átomo contenga ocho electrones.
• Debemos considerar que existen excepciones a la regla
del octeto menos de 8e- o mas(10, 12 ó 14e-).
• Los átomos que obedecen a la regla son, por lo general,
los que están alejados en cuatro o menos números
atómicos de la configuración de un gas noble y por lo
tanto pueden lograr más fácilmente la configuración de
un gas noble.
17. PUNTOS DE LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Y
GASES NOBLES
18. Estructuras de Lewis
• Electrones enlazantes
• Electrones No enlazantes o pares libres.
H
H
H C O
H
Satisface la Regla del octeto! =>
18
24. EXISTEN EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
N A
FORMULA ESQUELETO (e- necesarios) (e- disponibles) S=N-A PARES ESTRUCTURA DE ESTRUCTURA DE
LEWIS EN PUNTOS LEWIS EN LINEAS
Borano
H (8x1)+(3x2)= (3x1)+(3x1)=
14-6= 8/2= H H
4
BH3 H B H 14 6 8 H B H H B H
NO SE CUMPLE CON LA REGLA DEL
OCTETO
LAS EXCEPCIONES SON DE TRES TIPOS PRINCIPALES:
Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto.
Moléculas donde un átomo tiene mas de un octeto.
Moleculas con un número impar de electrones.
25. Elementos del tercer periodo o mayores pueden formar
moléculas o iones que exceden la regla del octeto.
26. Calculando la Carga Formal
• Estructura de Lewis válida
3-
H O O
H C C O O P O
H O =>
26
27. Hemos visto algunas moléculas (ESTRUCTURA DE LEWIS)
que presentan cargas, practiquemos un poco colocando las
cargas que sean necesarias en las siguientes estructuras:
28. Resonancia
• Solo se pueden mover los electrones
(generalmente pares de electrones solos o
electrones pi).
• La posición de los núcleos y los ángulos de
enlace permanecen igual.
• El número de electrones desapareados
permanece igual.
• La Resonancia causa una deslocalización de
la carga eléctrica.
Ejemplo=>
28
29. Ejemplo de Resonancia
_ _ _
O O O
N N N
O O O O O O
• La estructura real es un híbrido de resonancia.
• Todas las longitudes de enlace son las mismas.
• Cada oxígeno tiene un -1/3 de carga eléctrica.
=>
29
33. Forma Resonante Principal
• Tiene el mayor número de octetos.
• Tiene la mayor cantidad de enlaces.
• Tiene la carga negativa en el átomo más
electronegativo.
• Tiene la menor separación de cargas.
Ejemplo=>
33
34. Contribuyente Mayor?
H + H H + H
C N C N
H H H H
Mayor Menor,
el carbono no
tiene su octeto
=>
34
35. Contribuyentes mayores y contribuyentes menores en resonancia
Dos o más estructuras de Lewis correctas para el mismo compuesto podrán o
no representar distribuciones electrónicas de igual energía.
Ión Acetato ( CH3CO2- ):
H O H O
H C C H C C
H O H O
Ambas estructuras cumplen con la regla del octeto y además son
equivalentes (Igual energía).
36. Ión Ciano [H2CN2 ] + :
H H
C N H C N H
H H H H
•No cumple con la regla del •Si cumple con la regla del octeto
octeto
•Hay separación de carga
•Hay separación de carga
•6 enlaces sencillos
•5 enlaces sencillos
•Presenta una menor energía
•Presenta una mayor energía
•Es mas estable
•Es menos estable
CONTRIBUYENTE CONTRIBUYENTE
MENOR MAYOR
37. Formaldehído CH2O :
H H
C O C O
H H
•Si cumple con la regla del octeto •No cumple con la regla del
octeto
•No hay separación de carga
•Hay separación de carga
•2 enlaces sencillos y 1 doble
•3 enlaces sencillos
•Presenta una menor energía
•Presenta una mayor energía
•Es mas estable
•Es menos estable
CONTRIBUYENTE CONTRIBUYENTE
MAYOR MENOR
38. CH2=CH-NO2 :
H H O H H O H H O
C C N C C N +C C N
H O H O H O
Equivalentes •No cumple con la regla del octeto
•6 enlaces sencillos y 1 enlace
•Si cumple con la regla del octeto doble
•5 enlaces sencillos y 2 dobles •Hay separación de 4 cargas
•Hay separación de 2 cargas •Presenta una mayor energía
•Presenta una menor energía •Es menos estable
•Es mas estable
CONTRIBUYENTE CONTRIBUYENTE
MAYOR MENOR
39. Ejercicios
Escribir las estructuras resonantes para cada molécula
1.-
2.-
3.-
4.-
5.-
6.-
60. Benceno: Un caso especial de enlaces p
• Es el miembro más sencillo del grupo de sustancias
conocidas como compuestos aromáticos.
61. Modelo de Repulsión del Par de
Electrones en la Capa de
Valencia
• RPECV es un modelo para predecir la
formula de las moléculas y de iones en
los cuales los pares de electrones de
valencia son arreglados alrededor de los
átomos minimizando las repulsiones.
62. La determinación geométrica en una
molécula es mas complicada si el átomo central
presenta tanto pares enlazantes como pares
libres presentándose tres tipos de enlaces de
repulsión:
Repulsión Repulsión
Repulsión
Par libre-Par libre > Par enlazante - Par
libre
> Par enlazante – Par
enlazante
63.
64. Moléculas en las que el átomo central no tiene pares de electrones libres
AB2 A B A B B A B Lineal
B B
AB3 A A Plana Trigonal
B A B
B B
B B
AB4 A B A B A
B B
B Tetraédrica
B
B B B
AB5 A B A B BipiramideTr
A
B B B
B igonal
B
B
B B B B Octaédrica
AB6 A B A
B A
B B B B
B
65. Moléculas en las que el átomo central si tiene pares de electrones libres
Pares PC PL Estructura Teórico Real
AB2E 3 2 1 A Plana Trigonal Angular
B B
AB3E 4 3 1 A Tetraédrica Piramidal
B B Trigonal
B
AB2E2 4 2 2 A Tetraédrica Angular
B
B
B
B Bipiramidal Tetraedro
AB4E 5 4 1 A
B Trigonal distorcionado
B
B
Bipiramidal
AB3E2 5 3 2 A B Trigonal Forma de T
B
B
Bipiramidal
AB2E3 5 2 3 A
Trigonal Lineal
B
B B Octaédrica Piramidal
AB5E 6 5 1 A
Cuadrada
B B
B
B B Octaédrica Cuadrada
AB4E2 6 4 2 A
Plana
B B
66.
67.
68.
69.
70.
71.
72.
73. Teoría del Orbital Molecular
• La Teoría de Enlace de Valencia explica la
estabilidad de los enlaces covalentes utilizando
el traslape de orbitales atómicos generando la
HIBRIDACIÓN.
• Sin embargo la teoría de enlace de valencia no
puede explicar el orden de enlace o
propiedades magnéticas.
• http://youtu.be/KcGEev8qulA
74. • En la T.O.M. se utiliza el término diamagnético
para las moléculas que tienen todos sus electrones
apareados.
Nitrógeno líquido
75. • En la T.O.M. se utiliza el término paramagnética
para aquellas moléculas que presentan electrones
desapareados.
Oxígeno líquido
76. • La Teoría del orbital molecular (O.M.) establece que el traslape de los
orbitales 1s de los átomos de hidrógeno conduce a la formación de
dos orbitales moleculares: UN ORBITAL DE ENLACE Y UN ORBITAL
DE ANTIENLACE.
• La formación de orbitales moleculares de enlace corresponde a una
interferencia constructiva y los orbitales de antienlace a una
interferencia destructiva :
77. Según esta teoría los enlaces pueden
formarse por el traslape de orbitales:
s-s
s-p
p-p
83. Al comparar las estabilidades de algunas
especies surge la necesidad de establecer un
ORDEN DE ENLACE (OE) el cual proporciona
una medida de las fuerzas de los enlaces, el OE
se obtiene de la siguiente forma:
Número de e- Número de e- en
en orbitales de orbitales de
-
enlace antienlace
OE =
2
84. EJEMPLO: Apoyándose de la teoría OM Obtener la configuración electrónica, Orden
de enlace y carácter magnético para la molécula de Li2 .
*2px Li2 presenta 6 e-
*2py , *2pz
Conf. Electrónica:
2px (1s )2, (*1s)2, (2s)2
2py , 2pz
Orden de enlace:
*2s [4-2]/2 = 1
2s
Todos los e- están apareados por lo
*1s tanto la molécula presenta
propiedad Diamagnética.
1s
85. Ejercicios
Apoyándose de la teoría OM Obtener, para las siguientes moléculas, la
configuración electrónica, orden de enlace, carácter magnético, además
ordenarlas de mayor a menor longitud de enlace y diga usted cual molécula es la
más estable y cual la mas inestable:
B2 N2 Be2 O2 He2 O2+
*2px
*2py , *2pz
2px
2py , 2pz
*2s
2s
*1s
1s
94. Energía de Enlace
• ΔH para romper un
enlace, depende del
tipo de átomos que
forman el enlace y del
orden de enlace.
• Es inversamente
proporcional a la
longitud de enlace.
94
97. Momento dipolar
• Una medida cuantitativa de la polaridad de
un enlace es su MOMENTO DIPOLAR ()
que viene siendo el producto de la carga
“q” y la distancia “r” entre las cargas.
99. La polaridad de una molécula se da con una
diferencia de electronegatividades entre los
átomos que la componen.
= 4.8 x (electron charge) x d(angstroms) = debyes (D)
100. El momento dipolar de una molécula formada por 3 o
más átomos va a estar determinada por la polaridad de sus
enlaces y su geometría.
El momento de enlace es una cantidad vectorial y tiene
tanto magnitud como dirección, es por eso que el momento
dipolar es la suma vectorial de los momentos de enlace.
101.
102. I. Fuerzas Intermoleculares – Son fuerzas de atracción
entre átomos y/ moléculas debido a
interacciones electrostáticas.
• Son las responsables de las propiedades físicas como
punto de fusión, ebullición ya que se deben de romper las
atracciones moleculares para cambiar de estado.
• Determinan la solubilidad de sólidos, líquidos y gases en
diferentes solventes.
• Controlan la estructura y función de la mayoría de las
macromoléculas biológicas, como son el DNA y las
proteínas.
• La polaridad de las moléculas es el factor principal que
controla las fuerzas intermoleculares.
103. Tipes de Fuerzas Intermoleculares
A) Ion-Dipolo: Fuerzas de atracción entre iones y
moléculas polares.
B) Dipolo-Dipolo: Fuerzas de atracción entre moléculas
con dipolos permanentes.
C) Puentes de Hidrógeno: Tipo especial de interacciones
dipolo-dipolo. Se presentan cuando
átomos de H están unidos a átomos
altamente electronegativos y con
pares de e-s no enlazantes.
D) Fuerzas de Dispersion: Fuerzas de atracción causadas
por la inducción de un dipolo en
moléculas no polares.
106. C. Puentes de Hidrógeno
• Fuerzas de atracción dipolo-dipolo muy
fuertes.
• Las moléculas orgánicas deben de poseer
enlaces O-H o N-H.
• El H de una moléculas es atraído por el
par de electrones no enlazantes de la otra
molécula.
• O-H es más polar que N-H por lo tanto sus
puentes de H son más fuertes.
112. Puentes de H y las propiedades inusuales del agua
113. D. Fuerzas de Dispersión (de London)
• Presencia de momentos dipolares inducidos en
moléculas no polares debido a la distorsión de la nube
electrónica.
• Existen en todas las sustancias.
• Dos tipos de Fuerzas de dispersión:
1) Dipolo/Dipolo Inducido
2) Dipolo Induced/Dipolo Induced
114. D. Fuerzas de Dispersión
1) Dipolo/Dipolo Inducido
a) Polarización –Proceso de inducir un dipolo en una molécula.
b) Polarizabilidad –Facilidad con la que una carga eléctrica
externa puede distorsionar la nube electrónica
de una molécula (Incrementa con el PM)
115. D. Fuerzas de Dispersión
1) Dipolo inducido/Dipolo Inducido
116. • Los átomos más grandes son más
polarizables.
• Las ramificaciones disminuyen el p.e.
debido a que disminuye la superficie de
contacto entre las moléculas.
CH3
CH3
H3C C CH3
CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 CH3 CH CH2 CH3
n-pentane, b.p. = 36°C isopentane, b.p. = 28°C CH3
neopentane, b.p. = 10°C
=>
116
117.
118. Puntos de ebullición y
Fuerzas intermoleculares
CH3 CH2 OH CH3 O CH3
ethanol, b.p. = 78°C dimethyl ether, b.p. = -25°C
H3C N CH3 CH3CH2 N CH3 CH3CH2CH2 N H
CH3 H H
trimethylamine, b.p. 3.5°C ethylmethylamine, b.p. 37°C propylamine, b.p. 49°C
CH3 CH2 OH CH3 CH2 NH2
ethanol, b.p. = 78°C
=>
ethyl amine, b.p. 17°C
118
119. Solubilidad
• “Lo semejante disuelve a lo semejante”
• Solutos polares se disuelven en
solventes polares.
• Solutos no polares se disuelven en
solventes no polares.
• Moleculas con fuerzas intermoleculares
similares se mezclan fácilmente.
119
120. Solutos ionicos con
solventes polares
La hidratación libera energía.
La entropía se incementa.
120
128. Orden de prioridad de los
Grupos funcionales
1.Ácidos 7. Alquenos
2.Esteres 8. Alquinos
3.Aldehídos 9. Alcanos
4.Cetonas 10.Éteres
5.Alcoholes 11.Halógenos
6.Aminas
128
138. Compuestos Multifuncionales
• El grupo funcional de mayor prioridad
determina el nombre base.
• Acido > ester > amida > nitrilo >
aldehído > cetona > alcohol > amina >
alqueno > alquino.
O
C o-cianobenzoato de etilo
OCH2CH3
CN
138
