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FISICO QUÍMICA ORGÁNICA:
Enlaces, Resonancia, Acidez Luis Eduardo Hernández Parés
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Tipos de Enlaces
• Enlaces Iónicos: separación de cargas
• Enlaces Covalentes: se comparten electrones • Polares
• No Polares
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Tipos de Enlaces
• Elementos del período 1: Completar 2 electrones.
• Elementos del período 2: Completar 8 electrones.
• Elementos del período 3: Completar 8 electrones.
Enlaces iónicos: un metal + no metal
Enlaces covalentes: no metal + no metal
• Dependiendo de los elementos: • Enlace covalente polar
• Enlace covalente no polar
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Enlaces Polares
Los dipoloes tienen magnitud y dirección. De la carga positiva a la negativa. Entre más carga, mayor el dipolo.
+ - Si tuviéramos una separación de cargas negativa y positiva, dichas cargas se atraerían, pero si se pone una separación física entre ellas para que no se atraigan, se formaría un DIPOLO. + -
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Electronegatividad, X
ΔΧ = X elemento1 – X elemento2
Enlaces Covalentes No Polares: ΔΧ entre 0 y 0.5 Enlaces Covalentes Polares: ΔΧ entre 0.6 y 2.0
Enlaces Iónicos: ΔΧ de 2.1 en adelante
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Tipos de Enlaces
Algunos enlaces comunes:
• C – C: ΔX = 0. Enlace covalente no polar
• C – H: ΔX = 0.4 Enlace covalente no polar.
• O – H: ΔX = 1.4 Enlace covalente polar.
• C – O: ΔX = 1.0 Enlace covalente polar.
• C – Mg: ΔX = 1.3 Enlace covalente polar.
• Na – Cl: ΔX = 2.1 Enlace iónico.
• O – Ca: ΔX = 2.5 Enlace iónico.
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Momento Dipolar: 𝝁 = 𝑸 𝒙 𝒓
La polaridad molecular neta se mide usando el Momento Dipolar. El momento dipolar expresa que tan polar es una molécula. Se expresa en unidades Debye, D.
Notar que los dipolos tienen magnitud y dirección.
Átomos con pares de e- libres y/o enlaces polares PUEDEN presentar un dipolo neto… Pero no siempre.
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Enlaces No Polares
Moléculas simétricas y/o con enlaces covalentes no polares, no tienen un dipolo neto y se dice que son moléculas NO POLARES.
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Pregunta Examen
Utilice la tabla de electronegatividad para predecir si los enlaces que se muestra a continuación son covalentes no polares, covalentes polares o enlaces iónicos. Muestre la dirección del dipolo en caso de tenerlo.
C – Cl C – O
N – S N – O
B – Cl N – Cl
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Pregunta Examen
De los siguientes compuestos, prediga si son moléculas polares o no polares. Indique la dirección del dipolo.
CC
O
HH
HH
NH
HH
N N
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
Cl
Cl
H
H
H
H
S
O
O O
C NH OH H H Cl
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Pregunta Examen Indique en las siguientes moléculas la hibridación de los átomos marcados. Identifique también si la molécula tiene enlaces polares.
CH33
NH21
2
OH4
2
Cl4
H1 CH3
3
CH31
2
CH2
O3
SH4
1
OH
2
CH33
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Resonancia: Deslocalización de e-
CH3 CH3
vs
Las dos estructuras son iguales a pesar de que los dobles enlaces están en "posiciones" diferentes
NHH
N+ HH
-
vs
Moléculas neutras pueden tener híbridos de resonancia con separación de cargas. La molécula tiene cargas pero sigue siendo neutra
CH3
O
O-
CH3
O-
O
vs¿Cuál de las dos es la estructura correcta?
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Resonancia: Claves
• Usualmente se ven involucrados orbitales π.
• Para los híbridos de resonancia, los átomos involucrados deben de obtener hibridación sp2 o sp.
• Un átomo puede pasar de hibridación sp3 a hibridación sp2 de forma espontánea si eso garantiza un híbrido de resonancia.
• Se usan flechas de doble cabeza para indicar que son estructuras híbridas de resonancia.
CN
N
CH3
CH3 CN
N+
CH3
CH3
-C
N-
N+
CH3
CH3
Las 3 estructuras representan a la misma molécula
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Resonancia: Claves
• Las estructuras de resonancia NO violan la regla del octeto ni tampoco obligan a los átomos a superar la cantidad de enlaces que pueden formar.
• El híbrido de resonancia es MAS estable energéticamente que cualquiera de las estructuras individuales.
• Entre más híbridos de resonancia = más estabilidad. Esto pues los e- se deslocalizan en más átomos. Resonancia lleva a estabilidad energética.
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Resonancia: Claves
OH
vs
OH
Menos estable Más estable
NH2NH2
NH2
Menos estable Más estable
“Estable” no significa que no reacciona, significa que se necesita más energía para hacer reaccionar a la molécula.
OH OH
vrs
Menos estable Más estable
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Pregunta Examen
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
N
CH3CH3O
CH2
NH2
CH3
O
H
CH3
C+
CH3
CH2 CH2
OH
CH3
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Ácidos y Bases de Arrhenius
• Ácidos son sustancias que se disocian en agua aportando iones hidronio.
• Bases son sustancias que se disocian en agua aportando iones hidróxido.
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Ácidos y Bases de Brønsted Lowry
• Ácido Brønsted: Cualquier especie que puede donar un protón
• Base de Brønsted: Cualquier especie que puede aceptar un protón.
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Fuerza de Ácidos
• Constante de disociación ácida, Ka (sólo en agua) • 𝐾𝑎 = 𝐴− [𝐻3𝑂+]/ 𝐻𝐴
• pKa = -log10[Ka]
• La concentración del agua sólo se toma como 1.
• Entre más alta la pKa, menor la fuerza del ácido… Mayor la fuerza de la base conjugada.
H - A + B:-
H - B + A:-
H - A + H2O H
3O+ + A:
-
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Cálculo de pKa
H2O + H
2O H
3O+ + OH- 𝐾𝑎 = 𝑂𝐻 𝐻3𝑂+ /[𝐻2𝑂]
Recordando que la 𝐾𝑤 = 𝑂𝐻 𝐻3𝑂+ = 1.0 𝑥 10−14 y que la [𝐻2𝑂] en 1,0 L de agua es 55,4 mol/L
𝐾𝑎 =1.0 × 10−14
55,4= 1,8 × 10−16
𝑝𝐾𝑎 = −log (1,8 × 10−16) = 15.7
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Pregunta Examen
De acuerdo a la pKa del ácido acético, ¿Cuál es su Ka? Suponiendo un volumen de 100 mL, de concentración inicial de ácido acético 0,25 mol/L, ¿Cuál es la concentración de hidronio en el equilibrio, [𝐻3𝑂+]?
𝐻𝑂𝐴𝑐 + 𝐻2𝑂 𝑂𝐴𝑐− + 𝐻3𝑂+ pKa = 4.76
¿Cuál es la concentración original de HA original en un ácido con pKa= 0? Exprese su respuesta en términos algebraicos generales. Esta es una pregunta conceptual.
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Algunos datos de pKa Especie pKa Especie pKa
HBr -9 Fenol 9.95
HCl -7 Cl3CCH2OH 12.2
H2SO4 -3 (1H), 1.9 (2H) H2O 15.7
HNO3 -1,3 Ciclopentadieno 16
H3O+ -1.7 CH3CH2OH 16
F3CCOOH 0.23 Acetona 20
CH3COOH 4.74 HC≡CH 25
Acetilacetona 8.95 Etileno 44
HN4+ 9.24 Etano 50
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¿Qué hace a un ácido, ácido?
Acido pKa
H – F 3.2
H – Cl - 7
H – Br - 9
H – I - 10
HCl HBr
HI
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Ácido pKa Electronegatividad
HClO4 -8 Cl = 3.16, O = 3.44
H2SO4 -3 S = 2.58
HNO3 -1.5 N = 3.04
HNO2 3.4
¿Qué hace a un ácido, ácido?
ClO
O
O
OH
SOH
O
O
O
H
N+O
O-
O
H
NO O
H
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Ácido pKa
Ácido Acético 4.75
Ácido cloroacético 2.87
Ácido tricloroacético 0.77
Ácido trifluoroacético 0.0
¿Qué hace a un ácido, ácido?
CH3
C
O
O
H
CH2
C
O
O
HClC
C
O
O
H
Cl
Cl
Cl
C
C
O
O
H
F
F
F
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Ácido pKa
Ciclopentadieno 16
Fenol 9
Acetilacetona 9
Ácido Ascórbico 4.1
¿Qué hace a un ácido, ácido?
O
O
OH
OH
OHOH
OH
CH3
O O
CH3
H H
HH
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¿Qué hace a un ácido, ácido? Ácido pKa
Etanol en agua 16
Etanol en DMSO 28
Etanol en DMF 31
Etanol en estado gaseoso 50
CH3
S
CH3
O
HO
H H
O
N
CH3
CH3
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Ácidos y Bases de Lewis
• Ácido de Lewis es aquel que acepta un par de electrones.
• Base de Lewis es aquel que dona un par de electrones.
Ácidos de Lewis Bases de Lewis
BH3 NH3
AlCl3 Etileno
Fe2+, Fe3+ Acetaldehído
Zn2+ Fenol, carbono #2
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Ácidos y Bases Lewis: Ejemplos
Elemento Boro, B
Electrones 5
De Valencia 3
Orbitales s y p
BOrbitales sp2 Orbitales sp2
Orbital p libre
B
H
H
H
Ácido Lewis Base Lewis
B-
H
HH
C H+
CH3
"Reacción" ácido-base
B
CH3
CH3
CH3O
CH3
H
B-
CH3
CH3CH3
O+
CH3H
Hidroboración Alquenos
Alcohólisis de boranos
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Ácidos y Bases Lewis: Ejemplos
Elemento Zinc, Zn
Electrones 30
De Valencia 2
Orbitales s, p y d
Zn
Orbitales sp3 Orbitales libres
ZnCl Cl
O
H
H
O
H
H
ZnCl Cl
OH2OH2
ZnCl
Cl
O-
O
CH3
ZnCl
Cl
O
O-
CH3
Ácido Lewis Base Lewis "Reacción" ácido-base
Hidratación de sales
Quelatación
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Ácidos y Bases Lewis: Ejemplos
Elemento Hierro, Fe
Electrones 26
De Valencia 2 (s) + 1 (d) = 3
Orbitales s, p y d
FeBr
BrBr
Actuando con orbitales s y p
FeBr
Br
Br
Actuando con orbitales d
Orbital híbrido sp3
Orbitales hibridos spd
FeCl
ClCl
Br Br Fe-Cl
ClCl
Br+
Br
FeN
NH
NHO-
O
CH3
H2O
OH2
FeN
NH
NH
OH
OCH3
Ácido Lewis Base Lewis "Reacción" ácido-base
Activación de halógenos
Quelatación de hierro
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Referencias
• Atkins, P. W. Química Física. 6ª Edición, Ediciones Omega, Barcelona, 1999.
• Petrucci, R.; Harwood, W.; Herring, G. Química General, 8ª Edición, Pearson Educación, Madrid, 2003.
• McMurry, J. Química Orgánica, 7ª Edición, Cengage Learning, México, 2008.
• Organic Chemistry Portal. Consultado, 7 de mayo, 2015.
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Luis Eduardo Hernández Parés
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