Issuu on Google+

Prof .Ing. Agro. Alicia Sulbaran L. Objetivo General. Establecer relaciones entre las propiedades físicas de los compuestos orgánicos y los tipos de fuerzas intermoleculares e intramoleculares que actúan sobre ellos. Objetivos Específicos. 1.- Representar las configuraciones electrónicas de los elementos químicos más comunes en los compuestos orgánicos. 2.- Describir cualitativamente la formación de enlaces iónicos o electrovalentes. 3.- Describir cualitativamente la formación de enlaces covalentes. 4.- Representar gráficamente la formación de enlaces moleculares tipo Sigma y Pi. 5.- Justificar cualitativamente y mediante vectores, la polaridad relativa de las moléculas orgánicas. 6.- Relacionar las propiedades físicas de los compuestos orgánicos con el tipo de fuerzas inter e intramoleculares que actúan sobre ellos.


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Contenido. I.- Generalidades de la Química Orgánica. II.- Estructura del Átomo. III. - Estructura Electrónica del Átomo. Orbitales Atómicos. IV.- Configuración Electrónica de los Átomos. V.- Orbitales Moleculares. Hibridación de Orbitales Atómicos. VI.- Enlace Químico. Tipos de Enlace. VII.- Polaridad de los Enlaces. Fuerzas Intermoleculares.

I.- GENERALIDADES DE LA QUÍMICA ORGÁNICA. Química Orgánica. Concepto. La Química Orgánica se ocupa del estudio de las propiedades y transformaciones de los compuestos que contienen el elemento carbono. El elevado número y complejidad de estos compuestos se debe a las características de enlazamiento del carbono, que puede formar enlaces hasta con cuatro átomos más. El carbono puede formar enlaces estables con muchos átomos distintos de la tabla periódica, además puede formar diferentes tipos de enlaces: simples, dobles o triples. La Química Orgánica, junto con la Bioquímica, es la ciencia básica que permite explicar los procesos químicos que tienen lugar en los organismos vivos. De hecho, el nombre Química Orgánica proviene de la antigua creencia de que ciertas sustancias sólo podían ser producidas por organismos vivos.

Compuestos Orgánicos. Definición. Los compuestos orgánicos, son sustancias químicas que contienen carbono, formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno. En muchos casos contienen oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo, boro, halógenos y otros elementos. Estos compuestos se denominan moléculas orgánicas. No son moléculas orgánicas los compuestos que contienen carburos, los carbonatos y los óxidos de carbono. La principal característica de estas sustancias es que arden y pueden ser quemadas (son compuestos combustibles). La mayoría de los compuestos orgánicos se producen de forma artificial, aunque solo un conjunto todavía se extrae de forma natural. Tipos de Compuestos Orgánicos.

2


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

El carbono es singularmente adecuado para cumplir un papel central en los compuestos orgánicos, por el hecho de que es el átomo más liviano capaz de formar múltiples enlaces covalentes. Una característica general de todos los compuestos orgánicos es que liberan energía cuando se oxidan. En los organismos se encuentran diferentes tipos de moléculas orgánicas:

Glúcidos: Son compuestos orgánicos que tienen en su molécula carbono, hidrógeno y oxígeno. Estos dos últimos elementos suelen estar en la misma proporción que en el agua, es decir, existe el doble de hidrógeno que de oxígeno. De ahí que se les conozca con el nombre de hidratos de carbono o carbohidratos. Los carbohidratos son la fuente primaria de energía química para los sistemas vivos, y también son importantes componentes estructurales.

Fig. 1. Estructura de un Carbohidrato.

Lípidos: Están compuestas principalmente por carbono e hidrógeno y en menor medida oxígeno, aunque también pueden contener fósforo, azufre y nitrógeno. No responden a una estructura química común y sus propiedades biológicas son muy variadas, si bien tienen como característica principal el ser hidrófobas o insolubles en agua y sí en solventes orgánicos como la bencina, el alcohol, el benceno y el cloroformo. Los lípidos cumplen funciones diversas en los organismos vivientes, entre ellas la de reserva energética (triglicéridos), la estructural (fosfolípidos) y la reguladora (esteroides). Algunos de los lípidos más importantes son los ácidos grasos, las grasas, los fosfolípidos o los esteroides.

Fig. 2. Estructura básica de un Lípido.

3


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Proteínas: Son moléculas muy grandes compuestas de largas cadenas de aminoácidos, conocidas como cadenas polipeptícas. A partir de sólo veinte aminoácidos diferentes se puede sintetizar una inmensa variedad de diferentes tipos de moléculas proteínicas, cada una de las cuales cumple una función altamente específica en los sistemas vivos. Las proteínas desempeñan un papel fundamental para la vida. Son imprescindibles para el crecimiento del organismo y realizan una enorme cantidad de funciones diferentes, entre las que destacan: la estructural (colágeno y queratina), la reguladora (insulina y hormona del crecimiento), la transportadora (hemoglobina), la inmunológica (anticuerpos), la enzimática (sacarasa y pepsina), la contráctil (actina y miosina), la defensiva (trombina y fibrinógeno), entre otros.

Fig. 3. Estructura de la Hemoglobina.

Ácidos nucleídos: son macromoléculas, polímeros formados por la repetición de monómeros llamados nucleótidos (que son cinco: la adenina, la guanina, la citosina, la timina y el uracilo). Los ácidos nucleícos forman largas cadenas o polinucleótidos, lo que hace que algunas de estas moléculas lleguen a alcanzar tamaños gigantes (de millones de nucleótidos de largo). Los ácidos nucleícos tienen una enorme importancia, ya que son los responsables de la biosíntesis de las proteínas. Existen dos tipos de ácidos nucleícos: el ácido ribonucleico (ARN) y el ácido desoxirribonucleico (ADN).

4


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Fig. 4. Estructura de los ácidos nucleícos.

II.- ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. En el estudio de la Química Orgánica, el modelo atómico es abordado de una manera diferente a como se había visto anteriormente en Química General; sin embargo, su estructura se conserva como veremos a continuación. Los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. Los protones están cargados positivamente y se encuentran, junto con los neutrones (sin carga) en el núcleo. Los electrones contienen una carga negativa de la misma magnitud que la carga positiva de los protones y se encuentran en el espacio que rodea al núcleo (Figura 5). Cada elemento se caracteriza por el número de protones que tiene en el núcleo (número atómico; Z), el cual tiene gran importancia para la Química, ya que este número constituye la clave de clasificación de los elementos y de sus propiedades reflejadas en la tabla periódica. El número de neutrones normalmente es parecido al número de protones, pero este número de neutrones pueden variar.

Fig. 5. El átomo tiene un denso núcleo cargado positivamente, rodeado de una nube de electrones.

5


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

III. - ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO. Orbitales Atómicos. Las propiedades químicas de un elemento se determinan por el número de protones de su núcleo y el correspondiente número de electrones que hay alrededor del núcleo. Los electrones forman enlaces y determinan la estructura de las moléculas resultantes. Debido a que los electrones son muy pequeños y están en movimiento, se comportan como ondas. Los electrones que se encuentran moviéndose alrededor del núcleo se encuentran en Orbitales. En el contexto de la Mecánica Cuántica, la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de Orbital Atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Sin embargo, el Principio de Exclusión de Heisenberg dice que nunca se puede determinar con exactitud donde se encuentra el electrón; sin embargo, se puede determinar la densidad electrónica, que es la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada zona del orbital. Por tanto, un orbital es un estado de energía permitido para un electrón, con una función de probabilidad asociada que define la distribución de la densidad electrónica en el espacio. Asimismo, los orbitales, se definen como regiones tridimensionales alrededor del núcleo, donde existe una mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales atómicos se agrupan en ―capas‖ o niveles diferentes a distintas distancias del núcleo. Estos niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo son siete, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía). A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. El modelo Mecánico-Ondulatorio describe cada electrón en términos de de cuatro números cuánticos, los cuales permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del núcleo donde se puede localizar. Estos cuatro números cuánticos indican el estado de un electrón. Los números cuánticos son cuatro: n, l, m y s (solución matemática de la ecuación de Schrödinger). Cada capa se identifica por un número cuántico principal n, este número cuántico indica la distancia entre el núcleo y el electrón medida en niveles energéticos, así como el tamaño de la nube electrónica.

6


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

a.- Número cuántico principal (n): Puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7). Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este; también indica el nivel de energía.

Fig. 6. Esquema que muestra las diferentes capas o niveles energéticos de un orbital.

Siendo n = 1, para la capa de menor energía (la que está más próxima al núcleo). Al aumentar n, las capas están más alejadas del núcleo, tienen una energía más alta y pueden contener más electrones. La mayoría de los elementos más comunes de los compuestos orgánicos se encuentran en las dos primeras filas (períodos) de la tabla periódica, lo que indica que sus electrones se encuentran en las dos primeras capas de electrones. La primera capa (n = 1) puede alojar dos electrones y la segunda capa (n = 2) puede alojar ocho. b.- Número cuántico secundario (l): Puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía. Determina el subnivel principal de energía. Indica la forma de la nube electrónica u orbital alrededor del núcleo. c.- Número cuántico magnético (m): Puede tener todos los valores desde – 1 hasta + 1 pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado. d.- Número cuántico de spin (s): Se encuentra relacionado con el movimiento de un electrón sobre sí mismo (giro). Puede tener solamente valores de 1/2 o -1/2 dependiendo de la dirección de la rotación del electrón alrededor de su eje.

Tipos de Orbitales Atómicos. Los compuestos orgánicos están constituidos principalmente por átomos de C, H, O, N, S y halógenos, los cuales figuran entre los elementos de los tres primeros períodos de la tabla periódica y donde, los electrones solo ocupan orbitales atómicos tipo s y p. a.- Orbital s. La nube electrónica tiene simetría esférica; se ubica en las dos primeras capas de electrones (1s, 2s).

7


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Fig. 7. Grafico y diagrama del orbital 1s y 2s.

b.- Orbitales p: en este caso, la nube electrónica consiste en dos lóbulos alargados entre los cuales se encuentra el núcleo. Tienen mayor energía que los orbitales s. Cada orbital p está orientado en los tres ejes cartesianos; estos tres orbitales reciben el nombre de 2px, 2py, 2pz, según su orientación a lo largo de los ejes X, Y ó Z (Figura 8).

Fig. 8. Orbitales 2p. Hay tres orbitales 2p, con respecto a los otros perpendicularmente.

IV.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS. La configuración electrónica se define como la distribución de los electrones en los distintos orbitales de un átomo. Se comienza con el orbital de energía más baja y se va llenando ordenadamente de menor a mayor energía hasta que se han colocados todos los electrones (Figura 10). Cada subnivel de energía admite una cantidad máxima de electrones (tabla 1). De igual manera, en la tabla 2, se muestra las configuraciones electrónicas en estado fundamental de todos los elementos que forman parte de los dos primeros periodos de la tabla periódica. Tabla 1. Numero de electrones por subniveles de energía. Subniveles de Energía

Cantidad máxima de electrones que acepta

s

2e

-

p

6e

-

d

10 e

8

-


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

f

14 e

-

Fig. 10. Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía. Tabla 2. Configuraciones electrónicas de los elementos del primer y segundo periodo.

La Valencia de un elemento mide su capacidad para combinarse con otros. Está determinada por el número de electrones de la capa exterior de cada átomo de un elemento (Electrones de Valencia). Todos los átomos con dos o más capas de electrones son más estables cuando tienen ocho electrones en su capa exterior (Regla del Octeto). Para determinar la configuración electrónica de un átomo, es necesario tener en consideración: 1.- El Principio de Exclusión de Pauli, el cual dice que dos electrones pueden ocupar el mismo orbital, los electrones se repelen uno a otro, y el apareamiento requiere energía adicional. 2.- La Regla de Hund afirma que cuando hay dos o más orbitales de la misma energía, los electrones preferentemente se alojan en orbitales diferentes antes de aparearse en un mismo orbital.

Ejemplos de la Configuración Electrónica:

9


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

1.- Para los siguientes elementos obtenga su configuración electrónica: a.- Nitrógeno (Z = 7).

c.- Carbono (Z = 6).

b.- Oxigeno (Z = 8).

d.- Cloro (Z = 17).

Solución: a.- Nitrógeno (Z = 7). 1S2 2S2 2P3 1S2 2S2 2Px1 2Py1 2Pz1 ↑↓ ↑↓ ↓ ↓ ↓

3 e- Desapareados; 2 pares de e- apareados.

b.- Oxigeno (Z = 8). 1S2 2S2 2P4 1S2 2S2 2Px1 2Py1 2Pz1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓

2 e- Desapareados; 3 pares de e- apareados.

c.- Carbono (Z = 6). 1S2 2S2 2P2 1S2 2S2 2Px1 2Py1 ↑↓ ↑↓ ↓ ↓ 2 e- Desapareados; 2 pares de e- apareados.

d.- Cloro (Z = 17). 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 1S2 ↑↓

2S2 ↑↓

2P6 ↑↓ ↑↓ ↑↓

3S2 3Px2 3Py2 3Pz1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ 1 e- Desapareado; 8 pares de e- apareados.

V.- ORBITALES MOLECULARES. ORBITALES ATÓMICOS HIBRIDOS. Los orbitales atómicos se pueden combinar y superponer para formar dos tipos de orbitales: orbitales moleculares y orbitales atómicos híbridos. Este proceso se conoce como combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA). El número de orbitales nuevos generados siempre es igual al número de orbitales iniciales.

10


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

1.- Orbitales Moleculares (OM): ocurren cuando los orbitales de átomos diferentes interaccionan, lo que conduce al enlace (o antienlace). Hay dos tipos de orbitales moleculares: sigma y pi. Los Orbitales Moleculares Enlazantes, tienen menor energía que la que poseen los orbitales atómicos que contribuyeron a su formación. Colaboran en el enlace de manera que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión debido a la atracción que crea la nube electrónica negativa, entre ambos hay una distancia que se conoce como longitud de enlace. Los Orbitales Moleculares Antienlazantes, poseen mayor energía y por es por ello, crean repulsión, al contrario que los enlazantes. 1.1.- Los orbitales sigma (σ): se originan a partir del solapamiento de dos orbitales s, para formar enlace. Se caracterizan por ser cilíndricamente simétrico a lo largo del eje inter nuclear. El enlace que forman se denomina: enlace sigma. Cada orbital molecular sigma puede contener como máximo dos electrones. Ejemplo: Hidrogeno molecular (H2).

Fig. 11. Formación de enlace: molécula de H2. (a) Orbitales s separados. (b) Solapamiento de orbitales s. (c) y (d) El orbital de enlace σ.

Por otra parte, los enlaces sigma también se pueden formar por el solapamiento de un orbital s y un orbital p o de dos orbitales p.

Fig. 12. Orbitales sigma formados a partir de orbitales s y p.

11


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

1.2.- Los orbitales pi (π): se forma por el solapamiento entre dos orbitales p orientados perpendicularmente a la línea que conecta los dos núcleos. Este solapamiento es paralelo, no lineal (como en el enlace sigma), por lo que un orbital molecular Pi no posee simetría cilíndrica.

Fig. 13. Orbitales Pi.

2.- Orbitales Atómicos Híbridos: Cuando interaccionan orbitales (s y p) en el mismo átomo, éstos forman orbitales atómicos híbridos, que separan los pares de electrones en el espacio y conducen a una mayor densidad electrónica en la región enlazantes entre los núcleos; asimismo definen la geometría de las moléculas. Existen tres tipos de orbitales atómicos híbridos: sp, sp2 y sp3. Hibridación sp. Se define como la combinación de un orbital s y un p, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal; con un enlace sigma a la izquierda y otro a la derecha del átomo. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los Alquinos (Figura 14).

Fig. 14. La hibridación de un orbital s con un orbital p da un conjunto de dos orbitales híbridos sp.

Hibridación sp².

12


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Estos orbitales híbridos se llaman sp2, debido a que se consideran generados por la mezcla de un orbital s y dos orbitales p. Se encuentran en un plano que incluye el núcleo atómico y dirigidos hacia los vértices de un triangulo equilátero de modo que el ángulo entre dos orbitales cualesquiera es de 120º. Nuevamente, observamos la geometría que permite la separación máxima posible de los orbitales: en este caso, es una disposición trigonal ―de tres vértices‖ (Figura 15).

Fig. 15. La hibridación de un orbital s con dos orbitales p da un conjunto de tres orbitales híbridos 2

sp .

Hibridación sp3. Muchos compuestos orgánicos contienen átomos de carbono que están enlazados a cuatro átomos. Esta hibridación ocurre por la mezcla de un orbital s y tres orbitales p, originándose cuatro orbitales híbridos sp3, que se separan en el espacio en un ángulo de 109,5º dirigidos hacia los vértices de un tetraedro (Figura 18).

Fig. 18. La hibridación de un orbital s con tres orbitales p da un conjunto de cuatro orbitales 3

híbridos sp .

Ejemplos de Hibridación Molecular. 1.- Obtenga la Hibridación del Metano (CH4).

13


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Solución: Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la molécula de Metano. Para el Carbono: Z = 6 1S2 2S1 2P3 1S2 2S1 ↑↓ ↑

2Px1 2Py1 2Pz1 ↓ ↓ ↓

S

3P

Un Orbital S más 3 orbitales P, resultan una Hibridación tipo SP3.

Para el Hidrógeno: Z = 1 1S1

S. Para este elemento, se tiene solamente un orbital S.

Segundo paso: se elabora la ecuación o fórmula para dibujar la molécula. Para ello se toma cada configuración electrónica de cada elemento y se sustituye en la del Carbono donde hay un electrón desapareado el SP3. Luego se coloca un 4 a la configuración electrónica del Hidrógeno (en este caso) debido a los cuatro átomos de este elemento en la molécula de Metano. 1S2 2S1 2Px1 2Py1 2Pz1 + 1S1 Sustituyendo:

1S2 2(SP3)1 2(SP3)1 2(SP3)1 2(SP3)1 + 4S1

Como se observa, se tienen cuatro uniones del tipo SP3 con cuatro S1. Dibujando la molécula de Metano: S

3

SP

3

3

SP

SP

S 3

SP

S

14

S


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

“Los enlaces que se tienen en esta molécula son cuatro, de tipo sigma (σ). Uno en cada unión SP3- S”.

2.- Obtenga la Hibridación del Etileno (CH2 = CH2). Solución: Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la molécula del Etileno. Para el Carbono: Z = 6 1S2 2S1 2P3 1S2 2S1 ↑↓ ↓

2Px1 2Py1 2Pz1 ↓ ↓

S

2P

Un Orbital S más 2 orbitales P, resultan una Hibridación tipo SP2.

Para el Hidrógeno: Z = 1 1S1

Para este elemento, se tiene solamente un orbital S.

↓ Segundo paso: se elabora la ecuación o fórmula para dibujar la molécula. Para ello se toma cada configuración electrónica de cada elemento y se sustituye en la del Carbono donde hay un electrón desapareado el SP2. Luego se coloca un 2 a la configuración electrónica del Hidrógeno (en este caso) debido a los dos átomos de este elemento en la molécula de Etileno. 1S2 2S1 2Px1 2Py1 2Pz + 1S1 Sustituyendo:

1S2 2(SP2)1 2(SP2)1 2(SP2)1 2Pz + 2S1

Como se observa, se tienen tres uniones del tipo SP2 con dos S1. Dibujando la molécula se tiene:

15


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

π S Pz

Pz SP

2

S 2

SP

σ 2

SP

2

SP

2

2

SP

SP

S

Pz

Pz

S

“Los enlaces en esta molécula son: dos de tipo pi (π), uno en cada unión Pz- Pz. Y cinco enlaces tipo sigma (σ): cuatro en cada unión SP2- S y uno, en la SP2 – SP2”. 3.- Obtenga la Hibridación del Etino (CH Ξ CH). Solución: Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la molécula del Etino. Para el Carbono: Z = 6 1S2 2S1 2P3 de donde, 1S2 ↑↓

2S1 ↓

2Px1 2Py1 2Pz1 ↓ S

P

Un Orbital S más 1 orbital P,

resultan una Hibridación tipo SP.

Para el Hidrógeno: Z = 1 1S1

Para este elemento, se tiene solamente un orbital S.

Segundo paso: se construye la ecuación o fórmula para dibujar la molécula. Para ello se toma cada configuración electrónica de cada elemento y se sustituye en la del Carbono donde hay un electrón desapareado el SP. Luego se coloca un 2 a la configuración electrónica del Hidrógeno (en este caso) debido a los dos átomos de este elemento en la molécula de Etino. 1S2 2S1 2Px1 2Py1 2Pz + 1S1 Sustituyendo:

1S2 2(SP)1 2(SP)1 2Py1 2Pz1 + 2S1

16


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Como se observa, se tienen dos uniones del tipo SP con dos S1. Dibujando la molécula se tiene: π Pz

Py

Py

Pz

σ SP

S

SP

SP Py

Pz

SP

Pz

S

Py

―En molécula de Etino, observamos cuatro enlaces tipo pi (π), uno en cada unión Py- Py y Pz - Pz. Tres enlaces tipo sigma (σ): dos en cada unión SP- S y uno, en la SP – SP‖.

4.- Obtenga la Hibridación del Amoníaco (NH3). Solución: Primer paso: Determinación de la Configuración electrónica y tipos de orbitales atómicos de cada elemento que conforma la molécula del amoniaco. Para el Hidrógeno: Z = 1 1S1

Para este elemento, se tiene solamente un orbital S.

↓ Para el Nitrógeno: Z = 7 1S2 2S2 2P3 de donde: 1S2 2S1 ↑↓ ↑ S

2Px1 2Py1 2Pz1 ↓ ↓ ↓ 3P

Un Orbital S más 3 orbitales P, resultan una Hibridación tipo SP3.

Segundo paso: se elabora la ecuación o fórmula para dibujar la molécula. Para ello se toma cada configuración electrónica de cada elemento y se sustituye en la del Carbono donde hay un electrón desapareado el SP3. Luego se coloca un 3 a la configuración electrónica del Hidrógeno (en este caso) debido a los tres átomos de este elemento en la molécula de amoniaco. 1S2 2S1 2Px1 2Py1 2Pz1 + 1S1

17


Química Orgánica.

Sustituyendo:

Modulo 1. Enlace Químico.

1S2 2(SP3)1 2(SP3)1 2(SP3)1 2(SP3)1 + 3S1

Como se observa, se tienen cuatro uniones del tipo SP3 con tres S1. Dibujando la molécula de Amoniaco:

“Los enlaces que se tienen en esta molécula son tres, de tipo sigma (σ). Uno en cada unión SP3- S”. VI.- ENLACE QUÍMICO. Toda consideración de la estructura de las moléculas debe comenzar con un estudio de los enlaces químicos, las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en una molécula a través de sus electrones de valencia desapareados. Ejemplos:

H – H (H2); O = O (O2); H – O – H (H2O) Un enlace químico está formado por un par de electrones, de tal manera que en las moléculas cada átomo se rodea de ocho electrones (a excepción del H, el cual se rodea sólo de dos) adquiriendo la configuración de un gas noble como el He; Ne o Ar. A este principio se le dio el nombre de la Regla del Octeto, debido a que una capa llena implica ocho electrones de valencia para los elementos de la segunda fila de la tabla periódica. En las reacciones químicas, el número de protones y de neutrones del núcleo de un átomo no cambia, sólo varía el número de electrones de valencia cuando el átomo cede (pierde), gana o comparte tales electrones, para la formación del enlace químico. De allí que el enlace químico se clasifica en: 1.- Enlace Iónico o Electrovalente. 2.- Enlace Covalente.

18


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

1. - Enlace Iónico o Electrovalente. Se origina por la transferencia de electrones desde átomos de poca afinidad electrónica hasta átomos de gran afinidad electrónica, formando iones (aniones y cationes) de cargas opuestas los cuales se atraen eléctricamente entre sí (ver fig.19).

Fig. 19. Formación del enlace iónico entre un átomo de Litio y uno de Flúor.

Recordando, se tiene que los átomos de poca afinidad electrónica, son aquellos elementos se encuentran a la izquierda de la tabla periódica (metálicos o electropositivos): Li, Na, K, Mg, Ca, entre otros. (Grupos I y II). Y los átomos de gran de afinidad electrónica, están representados por los elementos del extremo derecho de la tabla periódica (no metálicos o electronegativos): F, Cl, Br, I (grupo VII). Por otra parte, para entender mejor como se forma un enlace iónico se muestra a continuación el siguiente ejemplo con la molécula de Cloruro de Sodio (NaCl): En primer lugar, se debe determinar la Configuración electrónica de cada elemento: Sodio (Z = 11).

1S2 2S2

2

1S

2

2S

6

1

2P 3S →

2P6 3S1

Cloro (Z = 17).

1S2 2S2

1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 →

2P6 3S2 3P5

Como se puede observar, los electrones del último nivel de cada elemento son los que permiten que se forme el enlace químico; asimismo se cumple con la regla del Octeto, es decir, con la configuración electrónica de un gas noble. 2.- Enlace Covalente. Se origina por el compartimiento de electrones entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es nula o pequeña. Este tipo de enlace se forma generalmente, entre los

19


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

elementos centrales de la tabla periódica. Las estructuras utilizadas para representar el compartimiento de electrones (enlace covalente) en las moléculas se denominan Estructuras Electrónicas de Lewis, en donde los electrones de valencia se representan por puntos (.), por círculos (0), o equis (x), alrededor del símbolo químico de cada átomo. Ejemplo: representación de la formación de la molécula de Hidrogeno (H2):

Por otro lado, según la teoría de orbitales atómicos para que se forme un Enlace Covalente, deben ubicarse dos átomos de manera tal que el orbital de uno de ellos solape al orbital del otro; cada orbital debe contener solamente un electrón. Cuando sucede esto, ambos orbitales atómicos se combinan para formar un solo orbital de enlace ocupado por ambos electrones, que deben tener espines opuestos, es decir, deben estar apareados.

Esta disposición de electrones y núcleos contiene menos energía, es decir, es más estable que la disposición en los átomos aislados; como resultado, la formación de un enlace va acompañada de liberación de energía. La cantidad de energía (por mol) desprendida durante la formación del enlace (o la cantidad necesaria para romperlo) se denomina Energía de Disociación del Enlace. Para un par dado de átomos, cuanto mayor sea el solapamiento de orbitales atómico, más fuerte será el enlace. Por lo que, se puede concluir que un enlace covalente resulta del solapamiento de dos orbitales atómicos para formar un orbital de enlace ocupado por un par de electrones.

El enlace covalente es típico de los compuestos del carbono; el enlace de mayor importancia en el estudio de la química orgánica. Con cuatro electrones de valencia, la capa de valencia del carbono se encuentra semi llena (o semi vacía). Los átomos de carbono no presentan gran tendencia a perder todos sus electrones (y convertirse en C4-) ni tampoco presentan una fuerte tendencia a ganar cuatro electrones (y convertirse en C4+). Al situarse en el medio de la tabla periódica, el carbono no es, ni fuertemente electropositivo, ni fuertemente electronegativo. Debido a esto, por lo general, forma enlaces covalentes con otros átomos compartiendo electrones, ejemplos:

20


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

En las sustancias covalentes, los átomos que conforman las moléculas pueden compartir entre sí uno, dos, tres o más pares de electrones para alcanzar una configuración electrónica estable. Dependiendo del número de pares de electrones que se comparten entre dos átomos, el enlace covalente puede ser simple, doble, triple o dativo. a.- Enlace Covalente Simple: se origina cuando cada átomo aporta un electrón para formar el enlace químico. Ejemplos: Ácido Clorhídrico, Metano.

b.- Enlace Covalente Doble: se origina cuando los átomos comparten entre sí, cuatros electrones, es decir, cada átomo aporta un par de electrones al enlace químico. Ejemplos: Oxigeno, Dióxido de Carbono.

c.- Enlace Covalente Triple: se forma cuando los átomos comparten entre sí, seis electrones; es decir, cada átomo contribuye con tres electrones al enlace químico. Ejemplos: Acetileno, Dimetilacetileno, Acetonitrilo.

21


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Otros ejemplos:

d.- Enlace Covalente Dativo o Coordinado: Se origina cuando uno de los átomos es el que aporta el par de electrones para formar el enlace químico y el otro átomo lo recibe. Ejemplos:

HClO4

22


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

HClO3

Por otra parte, de acuerdo a la electronegatividad de los átomos que forman la molécula, los enlaces covalentes se clasifican en: 1.- Enlaces Covalentes No Polares. 2.- Enlaces Covalentes Polares. 1.- El Enlace Covalente es No Polar (Apolar), cuando los electrones del enlace son atraídos con igual intensidad por los átomos que forman la molécula. Es decir, cada átomo atrae la mitad de los electrones compartidos. Este tipo de enlace se origina entre átomos idénticos o entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es nula (cero) o muy pequeña. Ejemplos:

2.-

El

Enlace

Covalente

Polar,

se

origina

entre

átomos

de

diferentes

electronegatividades. A mayor diferencia de electronegatividades de los átomos, mayor será la polaridad del enlace. Ejemplos:

H - F

H3 C - Br

(2.1) (4.0)

(2.5) (2.8)

VIII.- POLARIDAD DE LOS ENLACES. POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS. Como se mencionó en la sección anterior, los enlaces químicos se pueden formar por dos vías: a.- Por Transferencia de electrones (enlace iónico). b.- Por Compartición de electrones (enlace covalente).

23


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

Una de las características importantes del enlace covalente es su Polaridad, la cual está íntimamente relacionada con la electronegatividad de los átomos unidos por dicho enlace. La electronegatividad, es la capacidad que tiene el núcleo de un átomo para atraer los electrones del enlace covalente en una molécula. En la tabla periódica, la electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha en un período horizontal y disminuye de arriba hacia abajo, en un una columna vertical. Dentro de la Química Orgánica, el orden de electronegatividad de los elementos más frecuentemente presentes en los compuestos orgánicos, es el siguiente:

F > O > N = Cl > Br > C > H Dos átomos unidos por un enlace covalente comparten electrones, y sus núcleos son mantenidos en la misma nube electrónica, Pero en la mayoría de los casos estos núcleos no comparten los electrones por igual: la nube es más densa en tomo a un átomo que en torno al otro. En consecuencia, un extremo del enlace es relativamente negativo y el otro, relativamente positivo, es decir, se forma un polo negativo y otro positivo. Se dice que este es un enlace polar o que tiene polaridad. Podemos indicar la polaridad empleando los símbolos + y que indican cargas parciales + y - (Se dice ≪delta mas≫ y ≪delta menos≫.) Por ejemplo:

Las polaridades de los enlaces están íntimamente ligadas tanto a las propiedades físicas como a las químicas. La polaridad de los enlaces puede conducir a polaridades de moléculas afectando considerablemente a los puntos de fusión y ebullición, y a la solubilidad. La polaridad también determina el tipo de reacción que puede suceder en ese enlace, e incluso afecta a la reactividad de tos enlaces cercanos.

POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS. Se dice que una molécula es Polar cuando el centro de la carga negativa no coincide con el de la positiva. Tal molécula constituye un dipolo:

24


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

dos cargas iguales y opuestas separadas en el espacio. Para saber si una molécula es polar o no, se debe determinar su Momento Dipolar (μ), que es igual a la magnitud de la carga (e) multiplicada por la distancia (d), entre los centros de las cargas: μ = e * d; μ = unidades de Debye. Ejemplos:

CH4 (Metano)

μ=0

Molécula Apolar.

NH3 (Amoníaco)

μ = 1.46

Molécula Polar.

FUERZAS INTERMOLECULARES. ¿Qué tipo de fuerzas mantienen juntas las moléculas neutras? Al igual que las inter iónicas, estas fuerzas parecen ser de naturaleza electrostática, en las que cargas positivas atraen cargas negativas. Hay dos clases de fuerzas intermoleculares: Interacciones DipoloDipolo y Fuerzas de Van der Waals. a.- La interacción Dipolo-Dipolo, es la atracción que ejerce el extremo positivo de una molécula polar por el negativo de otra semejante. Como resultado de esta interacción dipolodipolo, las moléculas polares por lo general se unen entre sí más firmemente que la no polares de peso molecular comparable; esta diferencia entre la intensidad de las fuerzas intermoleculares se refleja en las propiedades físicas de los compuestos implicados. En el cloruro de hidrogeno, por ejemplo, el hidrogeno relativamente positivo de una molécula es atraído por el cloro relativamente negativo de otra:

Un tipo de atracción dipolo-dipolo particularmente fuerte es el enlace por Puente de Hidrogeno, en el cual un átomo de hidrogeno sirve como puente entre dos átomos electronegativos sujetando a uno con un enlace covalente, y al otro, con fuerzas puramente electrostáticas. Cuando el hidrogeno se encuentra unido a un átomo muy electronegativo, la nube electrónica se distorsiona considerablemente hacia este, exponiendo el núcleo del hidrogeno. La fuerte carga positiva del escasamente protegido núcleo del hidrogeno es atraída por la carga negativa del átomo electronegativo de una segunda molécula. Esta atracción tiene una fuerza de unas 5 kcal/mol, por lo que es mucho mas débil que el enlace covalente —unas 50-100 kcal/mol— que lo mantiene unido al primer átomo electronegativo. Es, sin embargo, bastante más fuerte que otras atracciones dipolo - dipolo. En las formulas, los enlaces por puentes de hidrogeno se indican generalmente por una línea de puntos:

25


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

b.- Las Fuerzas de Van der Waals, son fuerzas muy débiles que se originan por la atracción y repulsión de moléculas no polares cuando se aproximan entre sí, polarizándose las moléculas momentáneamente. Estas fuerzas se encuentran presentes en compuestos orgánicos no polares, tales como los hidrocarburos (alcanos, alquenos, alquinos, entre otros), y en los halogenuros de alquilo. Ello explica por qué este tipo de compuestos presentan puntos de fusión y ebullición relativamente bajos y sean insolubles en agua. A mayor peso molecular del compuesto no polar, mayor es el área de superficie de contacto entre ellos y en consecuencia las fuerzas de Van der Waals son más efectivas. Por tanto, se necesitará más energía calórica para romper estas fuerzas y transformar las moléculas liquidas en moléculas gaseosas.

Fuerzas de Van der Waals en la molécula de Agua.

Actividad de Repaso: 1.- Dé un concepto breve de los siguientes términos que se indican a continuación: a.- Química orgánica

f.- Orbital s y p

k.- Enlace iónico

b.- Molécula orgánica

g.- Electrones de valencia

l.- Enlace covalente

c.- Átomo

h.- Configuración electrónica

m.- Fuerza intermolecular

26


Química Orgánica.

Modulo 1. Enlace Químico.

d.- Numero Atómico

i.- Enlace químico

n.- Fuerzas de Van der Waals

e.- Orbital Atómico

j.- Polaridad

o.- Puente de Hidrogeno

2.- Explique en forma clara y breve cada uno de los siguientes términos. Dé un ejemplo en cada caso: a.- Orbitales Moleculares. b.- Orbitales Atómicos Híbridos. c.- Enlace Covalente Simple, Doble, Triple, Dativo. d.- Estructuras de Lewis.

Ejercicios Propuestos: 1.- Obtenga las configuraciones electrónicas de: Al; Si; P; S; Br; Ar; Ca; Cu. 2.- Determine la Hibridación y dibuje la molécula de: a.- Etano (CH3-CH3). c.- Flúor (F2).

b.- Agua (H2O). d.- Fluoruro de Berilio (BeF2).

e.- HC Ξ C – CH = CH – CH3

f.- Hidruro de Boro (H3B).

g.- Acetonitrilo (CH3 – C = N:).

h.- Acetaldehído (CH3 CHO).

3.- Escriba una estructura de Lewis para cada una de las especies: a.- N2H4.

b.- H2SO4.

c.- CH3OH.

d.- CH3 NCO.

e.- NH2 - NH2. 4.- Para cada compuesto, diga si el enlace es covalente, iónico o intermedio entre covalente e iónico: a.- NaCl.

b.- CH3Li.

c.- CH2Cl2.

d.- CF4

Tomado de: Carroz U, D. 1997. Química orgánica. 2º ed. Universidad de los Andes. Ediciones del Rectorado, Vicerrectorado Académico, Consejo de Publicaciones. Mérida, Venezuela. L G, Wade. 2004. Química orgánica. 5ta ed. Pearson, Madrid, España. 1296 pág. Morrison, R; Boyd, R. 1998 Química Orgánica. 5ta ed. Pearson. México, México.

27


Guía módulo 1 Enlace Químico