ESTRUCTURA DE RESONANCIA

Son las difenrentes estructuras de una misma molecula debido a la deslocalizacion de los electrones el ejemplo mas comun es el benceno, el ozono y el etileno.
cabe destacar que miesntras mas estructuras de resonancia tenga la molecula mas estables es la molecula y mas dificil que reacciones porq los electrones estan menos disponibles

Formulación de Kekulé

En 1866, sólo unos pocos años después de la publicación de sus ideas acerca de lo que hoy conocemos como teoría estructural de la química orgánica. August Kekulé aplicó sus principios a la estructura del benceno. Basó su razonamiento en tres premisas:

• El benceno es C₆H₆.
• Todos los hidrógenos del benceno son equivalentes.
• La teoría estructural requiere que haya cuatro enlaces para cada carbono.

Kekulé aventuró la idea de que los seis átomos de carbono del benceno estaban juntos en un anillo. Los cuatro enlaces de cada carbono podían ser acomodados por un sistema de simples y dobles enlaces alternantes con un hidrógeno en cada carbono.

Pronto fue señalado un fallo en la fórmula de Kekulé del benceno. De acuerdo con la fórmula de Kekulé, la disustitución 1,2 es diferente a la disustitución 1,6. Estas dos fórmulas estructurales difieren en que los dos carbonos sustituidos están conectados por un doble enlace en una y por un enlace simple en la otra. Dado que todos los conocimientos disponibles indicaban que tal isomería no existía, Kekulé modificó su hipótesis y consideró que en el benceno existía una rápida migración de enlace consecuencia de una interconversión de dos estructuras.

La formulación de Kekulé se refiere a la estructura del benceno, pero deja sin resolver importantes preguntas acerca de su reactividad. El benceno no se comporta en la forma que podríamos esperar para el comportamiento del ciclohexatrieno. El benceno no es un ciclohexatrieno estático, el benceno no es un par de isómeros de ciclohexatrieno que se equilibren rápidamente. Quedó para las teorías electrónicas de la química orgánica del siglo XX proporcionar la comprensión acerca del porqué el anillo de benceno es una unidad estructural tan estable.

Numerosos estudios no dejan duda de que el benceno es plano y que su esqueleto carbonado tiene la forma de un hexágono regular. No hay evidencias que soporten las formulaciones estructurales con dobles y simples enlaces alternados. Todos los enlaces carbono-carbono tienen la misma longitud (1.4 Å) y los ángulos de enlace de 120° se corresponden perfectamente con la hibridación sp². Muy interesante es que la distancia de 1.386 Å en el benceno es el punto medio entre la longitud del típico enlace sencillo sp³-sp³ de 1.46 Å y la longitud del doble enlace sp²-sp² de 1.34 Å. Si las longitudes de enlace están relacionadas con el tipo de enlace, ¿qué tipo de enlace carbono-carbono es el que queda a la mitad entre las longitudes de enlace simple y del doble?

Resonancia del benceno

La descripción del siglo XX acerca del enlace en el benceno incluyen dos importantes aproximaciones, los tratamientos por resonancia y por orbitales moleculares, que juntos proporcionan un cuadro bastante claro de la aromaticidad. Empezaremos con la descripción de la resonancia.

Las dos estructuras de Kekulé para el benceno tienen la misma disposición de los átomos pero difieren en el emplazamiento de los electrones. Así, existen formas resonantes entre sí, pero ninguna de ellas representa correctamente por sí misma el enlace en la molécula real. El benceno es un híbrido de las dos estructuras de Kekulé. La estructura híbrida se representa a menudo por un hexágono que contiene un círculo en la parte interna. El círculo nos recuerda la naturaleza deslocalizada de los electrones. fue sugerida por primera vez por el químico Robert Robinson como un símbolo conveniente para el sexteto aromático, los seis electrones pi deslocalizados en el anillo de benceno.

Orbitales moleculares pi del benceno

Después de haber visto al benceno con base en la resonancia, se verá ahora una descripción basada en los orbitales moleculares. La teoría OM describe al benceno de un modo que, en muchos aspectos, es superior a la aproximación simple de la resonancia.

En la representación orbital se ponen de relieve la conjugación cíclica de la molécula de benceno y la equivalencia de los seis enlaces carbono-carbono.

Dado que los seis átomos de carbono y los seis orbitales p del benceno son equivalentes, es imposible definir tres enlaces pi de alqueno localizados en los cuales un orbital pi dado se superponga sólo con un orbital p vecino. Más bien, cada orbital p se superpone de igual manera con ambos orbitales p vecinos, lo que da por resultado un esquema del benceno en el que los seis electrones pi se encuentran completamente deslocalizados alrededor del anillo. El benceno tiene, por tanto, dos nubes de electrones en forma de rosquilla, una por encima del anillo y otra por debajo.

http://medicina.usac.edu.gt/quimica/hidrocar/aromaticos/Estructura.htm

CARGA FORMAL

Una carga formal (FC) es una carga parcial de un átomo en una molécula, asignada al asumir que los electrones en un enlace químico se comparten por igual entre los átomos, sin consideraciones de electronegatividad relativa^[1] o, en otra definición, la carga que quedaría en un átomo cuando todos los ligandos son removidos homolíticamente.^[2]

La carga formal de cualquier átomo en una molécula puede ser calculada por la siguiente ecuación: carga formal = número de electrones de valencia del átomo aislado - electrones de pares libres del átomo en la molécula - la mitad del número total de electrones que participan en enlaces covalentes con este átomo en la molécula.

Cuando se determina la estructura de Lewis correcta (o la estructura de resonancia) para una molécula, es un criterio muy significativo en la selección de la estructura final el que la carga formal (sin signo) de cada uno de los átomos esté minimizada.

Ejemplos

carbono en metano(CH4): FC = 4 - 0 - 8/2 = 0

nitrógeno en el grupo nitro NO2-: FC = 5 - 1 - 6/2 = 1

oxígeno unido por enlace simple en el NO2-: FC = 6 - 5 - 2/2 = 0

oxígeno unido por enlace doble en el NO2-: FC = 6 - 4 - 4/2 = 0

DESARROLLO DEL TEMARIO DE QUIMICA ORGANICA I

La química orgánica es la disciplina científica que estudia la estructura, propiedades, síntesis y reactividad de compuestos químicos formados principalmente por carbono e hidrógeno, los cuales pueden contener otros elementos, generalmente en pequeña cantidad como oxígeno, azufre, nitrógeno, halógenos, fósforo, silicio.

Isomero:Esta palabra se refiere a compuestos quimicos que tienen los mismos atomos, pero propiedades diferentes, pues sus atomos estan unidos de distinta forma.

Es una propiedad de ciertos compuestos químicos que con igual fórmula química, es decir, iguales proporciones relativas de los átomos que conforman su molécula, presentan estructuras moleculares distintas y, por ello, diferentes propiedades. Dichos compuestos reciben la denominación de isómeros. Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero diferente fórmula estructural y, por tanto, diferentes propiedades. Por ejemplo, el alcohol etílico o etanol y el éter dietílico son isómeros cuya fórmula molecular es C₂H₆O.

TIPOS DE ENLACES QUIMICOS:

IONICO:  una unión de moléculas que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.

COVALENTE: se produce por el compartimiento de electrones entre dos o más átomos. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe una transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.

ELECTRONEGATIVIDAD:es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.^[1] También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una especie molecular como en un compuesto no molecular.

LEY DE OCTETO:  dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de forma tal que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble,^[1] los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

Limitaciones

Existen excepciones a esta regla. Los átomos que no cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: Carbono, Nitrógeno, Oxigeno y Azufre. En algunos casos estos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el Carbono y el Nitrógeno.

 

CONFIGURACION ELECTRONICA: es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciónes de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado.^{[1] [2]} Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica. ^[3] Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

VALENCIA: también conocida como número de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico.

ENLACE COVALENTE POLAR: En general, cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente se denomina enlace covalente polar .

ENLACE COVALENTE NO POLAR: Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad

 

• Enlace simple
• Enlace doble
• Enlace triple

ALCANO: Cadenas hidrocarbonadas con enlaces sencillos.

ALQUENOS: Tienen enlaces dobles.

ALQUINOS: Tienen enlaces triples.

TIPOS DE ROMPIMIENTOS EN ENLACE COVALENTE SIMPLE:

HOMOLISIS: El rompimiento es igual

HETEROLISIS: El rompimiento es desigual.

*Radicales libres: especies muy reactivas con e- desapareado.





 

ESTRUCTURA DE LEWIS:

O puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o ALDA representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

HIBRIDACION

Cuando un átomo de carbono se combina con otros cuatro átomos, además de la promoción  de un electrón desde elorbital 2s hasta el 2p vacío, experimenta la hibridación sp3 o tetragonal, consistente en la mezcla o hibridación del orbital 2s con los tres orbitales 2p para originar cuatro orbitales híbridos idénticos, llamados orbitales híbridos sp3:

Cada orbital híbrido es 25 por 100 s y 75 por 100 p y tienen forma bilobulada.

Uno de los dos lóbulos de un orbital sp³ es mucho mayor que el otro y puede por lo

tanto superponerse mejor con otro orbital cuando formaun enlace. Como resultado, los

orbitales híbridos sp³ forman enlaces más fuertes que los orbitales no híbridos s o p. El

concepto de hibridación explica cómo forma el carbono cuatro enlaces tetraédricos equivalentes, pero no por qué lo hace.

La sección transversal de un orbital híbrido sp³ sugiere la respuesta:

En los átomos de carbono de los compuestos orgánicos son posibles otros tipos de hibridación. En la hibridación sp2 o trigonal la mezcla o hibridación tiene lugar únicamente entre el orbital s y dos orbitales p, quedando el tercer orbital p sin hibridar. Cada orbital híbrido es 33 por 100 s y 67 por 100 p.

Los tres orbitales híbridos se encuentran en el mismo plano formando ángulos de 120º entre sí, con el orbital p restante perpendicular al plano sp² , como se muestra a continuación:

Finalmente, el tercer tipo de hibridación que puede experimentar un átomo de carbono en sus combinaciones, es la hibridación sp o digonal, consistente en la hibridación del orbital s con sólo uno de sus tres orbitales p. Cada orbital híbrido es 50 por 100 s y 50 por 100 p.

En este caso, los dos orbitales híbridos resultantes, que son como en las hibridaciones anteriores también bilobulados, se orientan en línea recta, formando un ángulo de 180º, quedando los dos orbitales p sin hibridar formando ángulos de 90º entre sí y con el eje de los dos orbitales híbridos sp:

TEMARIO

OBJETIVOSEl alumno identificará las moléculas orgánicas, a través de las propiedades de los recursos funcionales y el manejo de los mismos, sentendo las bases para el estudio posterior de los procesos bioquímicos.

CONTENIDO
1. Formulación y Nomenclatura de los Compuestos Orgánicos. 5 horas.

1.1 Alcanos, alquenos, alquinos, compuestos aromáticos, haluros de alquilo y de arilo, alcoholes, fenoles, aldehídos, cetonas, ácidos, carboxílicos, aminas.

2. El enlace Químico en los compuestos orgánicos. 4 horas.

2.1 Enlace covalente, enlace iónico y enlace covalente coordinado.
2.2 Polaridad del enlace covalente y su efecto sobre las propiedades de los compuestos químicos punto de fusión, punto de ebullición y su solubilidad.
2.3 Rompimiento del enlace covalente: Homólisis y heterólisis.
2.3.1 Homólisis: formación de radicales libres, su estructura y reactividad factores que catalizan la homólisis. Efectos de los radicales libres sobre los organismos vivos.
2.3.3 Heterólisis. Formación de iones. Producción de carbocationes y carbaniones como consecuencia de la heterólisis en los compuestos orgánicos. Factores que catalizan la heterólisis. Los ácidos y las bases como ejemplo de compuestos de comportamiento heterolítico.

3. Alcanos. 3 horas.

3.1 El metano como alcano típico, su estructura, tipo de enlaces.

La hibridación sp3 característica del carbono de los alcanos.
Orbitales sigma y sus propiedades.
3.2 Reacciones de los alcanos.
3.2.1 Sustitución por radicales libres, halogenación.
3.2.2 Pirólisis ("cracking").
3.2.3 Combustión.

4. Alquenos. 6 horas.

4.1 Estructura. La hibridación sp2 del carbón. Formación del enlace Pi.
4.2 Isometría cis-trans. Propiedades del enlace Pi.
4.3 Reacciones características.
4.3.1 Adición electrofílica.
4.3.2 Adición por radicales libres.
4.3.3 Polimerización de alquenos.
4.4 Preparación de alquenos.
4.4.1 Deshidratación de alcoholes.
4.4.2 A partir de compuestos halogenados.

5. Resonancia. 2 horas.

5.1 Definición.
5.2 Reglas de la resonancia. La adición 1,4 en los dienos explicada en función de la resonancia. Resonancia del ion carbonato.
Resonancia de los sistemas conjugados.

6. Hidrocarburos Aromáticos. 6 horas.

6.1 Benceno: estructura y tipos de enlaces. Resonancia en el benceno. Energía de resonancia. Aromaticidad. Características estructurales y de enlace que presenta un compuesto aromático. Regla Hückel.
6.2 Compuestos aromáticos fundamentales: antraceno, fenantreno y pireno.
6.3 La sustitución electrofílica como reacción característica de los compuestos aromáticos.
6.3.1 Halogenación.
6.3.2 Alquilación.
6.3.3 Nitración.
6.3.4 Sulfonación.
6.3.5 Orientación de la sustitución en función de los grupos presentes en el anillo de benceno: activadores y desactivadores.

7. Derivados halogenados de los hidrocarburos. 4 horas.

7.1 Estructura.
7.2 Obtención.
7.3 Reacciones principales: Sustitución, eliminación.

8. Alcoholes.
7 horas.

8.1 Propiedades físicas.
8.2 Clasificación de alcoholes.
8.3 Etanol y Metanol como alcoholes típicos.
8.4 Reacciones fundamentales.
8.4.1 Formación de haluros de alquilo.
8.4.2 Deshidratación.
8.4.3 Reacciones con metales.
8.4.4 Formación de éteres.
8.4.5 Oxidación.
8.5 Preparación de alcoholes: a partir de haluros de alquilo, como ejemplo de sustitución nucleofílica. Sustitución vs Eliminación.
8.6 Diferencia entre alcoholes y fenoles.
8.7 Polioles (carbohidratos, glicerol).

9. Ácidos carboxílicos. 8 horas.

9.1 Acidez en función de la resonancia.
9.2 Propiedades físicas.
9.3 Propiedades químicas.
9.3.1 Formación de sales.
9.3.2 Esterificación.
9.3.3 Glicéridos.
9.3.4 Saponificaión. Propiedades de un jabón. Detergentes aniónicos, catiónicos y neutros.

10. Aminas. 7 horas.

10.1 Propiedades físicas.
10.2 Clasificación de aminas.
10.3 Reacciones.
10.3.1 Formación de sales.
10.3.2 Conversión a amidas.
10.3.3 Enlace peptídico como base de la estructura protéica.

11. Aldehídos y cetonas. 8 horas.

11.1 Estructura, resonancia del grupo carbonilo.
11.2 Propiedades físicas.
11.3 Propiedades químicas.
11.3.1 Equilibrio ceto-enólico.
11.3.2 Adición nucleofílica. Ejemplos: reacción con derivados del amoniaco, su uso en la identificación de aldehídos o cetonas.
11.3.3 Reacción con alcoholes: formación de hemiacetales y acetales, estructura cíclica de carbohidratos.
11.3.4 Oxidación de aldehídos; reactivo de Tollens y reactivo de Fehiling.

MODALIDAD DE CONDUCCIÓN DEL PROCESO ENSEÑANZA-APRENDIZAJE
Exposición del profesor con participación del alumno.

MODALIDAD DE EVALUACIÓN
La evaluación global consistirá:

a) Un mínimo de tres evaluaciones periódicas.
b) Acreditación de la parte práctica.

Evaluación de recuperación.

BIBLIOGRAFÍA NECESARIA O RECOMENDADA
Morrison R. T. y R. N. Boyd, 1990, "Química Orgánica", Addison Weslely Latinoamericana 5a. ed.

Solomons T. W. G., 1992, "Química Orgánica", Limusa, S. A. De C. V.

Wade L. G., 1993, "Química Orgánica", Prentice Hall Hispanoamericana, S. A., 2a. ed.

Holum J. R., 1986, "Química Orgánica", Limusa, S. A. de C. V.

TRIMESTRE EN QUE SE IMPARTE
II