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“Introducción a la Química Orgánica” Para Ingeniería Metalúrgica 542250
Prof.: Claudia Rodriguez A
PRIMERA UNIDAD
Capítulo 1 Introducción a la Química Orgánica
Compuestos orgánicos: fue definido como un compuesto aislado desde una fuente
natural (planta o animal) y preparado por esta misma fuente. Compuestos inorgánicos: provienen de fuentes no vivientes tales como rocas o depósitos
minerales Combustibles fósiles: tales como el petróleo y carbón proporcionan no solamente energía
sino que son un almacén de compuestos químicos del petróleo, fundamentalmente hidrocarburos
Rol del carbono: En las estructuras orgánicas proporcionan el esqueleto, o armazón de la molécula. Este esqueleto determina el tamaño y en gran medida, la forma de la molécula
en el espacio tridimensional.
El hidrógeno: está presente en casi todos los compuestos orgánicos y la covalencia C -H y C-C es responsable de muchas de las propiedades físicas únicas de las moléculas
orgánicas- Química del carbono,
Repaso química General
Concepto moderno del átomo: Erwin Schrödinger, en 1933 “El concepto queda limitado a una ecuación matemática”
Ψ(x,y,z,t)
Segunda derivadacon respecto a laposición x, y z
energía
Energía potencial
Función de onda
El resultado de esta ecuación matemática son tres números distintos llamados números
cuánticos, n, ℓ y m. n, posee valores enteros mayores que cero y se relaciona con la distancia promedio del
electrón al núcleo del átomo, es decir marca el límite del orbital en el que se encuentra un electrón.
“A mayor n mayor es la distancia desde el núcleo y menor estabilidad del orbital”
ℓ: indica la “forma” de los orbitales y sus valores dependen de n de la siguiente manera: ℓ= 0,1,2,3,……., (n-1)
A los orbitales se les puso nombre:
ℓ = 0 → sℓ = 1 → pℓ = 2 → dℓ = 3 → fℓ = 4 → g
mℓ : describe la orientación del orbital en el espacio, Sus valores dependen de ℓ de la siguiente manera: - ℓ, ……, o, ……+ ℓ
Con estos tres números cuánticos, es posible conocer la ubicación y por lo tanto, la energía de un electrón con respecto a otro mediante el principio de Aufbau.
Principio de Aufbau
El ordenamiento electrónico para un átomo se conoce como configuración electrónica basal. Este corresponde al átomo aislado en su estado de inferior energía o estado no
excitado. Esto significa que los electrones siempre se ordenan de igual manera (de menor a mayor energía), sólo varía el número de electrones que entran y por lo tanto “ Todos los electrones son equivalente en energía para cualquier tipo de átomo”
Propiedades Periódicas
(válido sólo para elementos representativos)
Radio atómico: aumenta con el periodo hacia abajo (a mayor capas de orbitales mayor es el radio y mayor el tamaño atómico).
disminuye con el Z dentro del mismo periodo (el orbital se encoge con la mayor
cantidad de electrones). Electronegatividad: Mide la tendencia relativa del átomo a atraer electrones hacía sí cuando se combinan químicamente con otro átomo.
mientras más chico el átomo más atraen los protones a un nuevo electrón. Para el caso del Carbono, Hidrógeno, Nitrógeno, azufre y oxígeno:
EN para carbono: 2.5
EN para Hidrógeno: 2.1
EN para nitrógeno: 3.0
EN para oxígeno: 3.5
EN para azufre: 2.5
Son EN !!!
Metales, no metales y metaloides: Tanto el C, N, O, H y S son no metales porque se ubican
en la parte superior derecha de la tabla periódica.
Enlace químico y estructura molecular
Enlaces químicos: es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en los compuestos.
Existen tres tipos de enlace químico: a.- El enlace metálico
b.- El enlace iónico c.- El enlace covalente
a.- Enlace metálico: entre átomos de metales, estos comparten los electrones de valencia a su alrededor como una nube.
b.- Enlace iónico: se debe a interacciones entre los iones que pueden formarse por la
“transferencia” de uno o más electrones desde uno o más átomos o grupos de átomos a
otro.
c.- Enlace Covalente: se debe a que se “comparte” uno o más electrones entre átomos. Existen dos tipos de enlace covalente, el covalente apolar y el covalente polar
c.1) enlace covalente apolar (o enlace covalente covalente): entre átomos con la misma o mínima diferencia de electronegatividades entre ellas. Ejemplo: moléculas homonucleares como H2, Cl2, I2.
c.2.- enlace covalente polar: entre átomos con diferentes electronegatividades.
Los enlaces covalentes, independiente de si son polares o apolares, forman compuestos
covalentes
En general, para poder diferenciar los enlaces iónicos de los enlaces covalentes, se usa y calcula la diferencia de electronegatividad (EN) entre los dos átomos que forman el
enlace.
Existen diferentes escalas de EN. La mas usada es la de Pauling, donde el elemento mas EN, Fluor, se le asigna el valor 4.
Ejemplos:
H2.1
Li1.0
Be1.5
B2.0
C2.5
N3.0
O3.5
F4.0
Enlace entre A-B se calcula : ENA- ENB = ΔEN Bajo estos cálculos se tiene que:
1.- Enlace iónico: DEN ≥ 2.0 2.- Enlace Covalente:
2.1.- polar: 0.5 ≤ DEN ≤ 2.0 2.2.- apolar: DEN < 0.5
Regla general para reconocer tipo de compuestos sin conocer sus EN: Metal – metal : compuesto metálico
Metal-no metal : compuesto iónico No metal- no metal : compuesto covalente
“ La química Orgánica, es por lo tanto la química de compuestos covalentes”
Estructuras de Lewis: Se basa en la regla del octeto, donde los elementos representativos
adquieren configuración de gas noble en la mayoría de los compuestos que forman.
Para el carbono:
Estado excitadoEstado basal
Estado híbridode menor energía
Hibridización del tipo sp3
Son cuatro orbitales en total: tetravalencia para el carbono
ENLACE SIGMA (σ)
Se forman entre dos átomos de un compuesto covalente, debido a la superposición directa o frontal de los orbitales; es más fuerte y determina la geometría de la molécula. Dos átomos enlazados comparten un par de electrones de enlace, aportando cada uno de ellos,un electrón al par electrónico de enlace
Hibridización del tipo sp2
Observaciones:
1.- Los orbitales p puros quedan frente a frente pero no se superponen 2.- los enlaces sigma se producen en un mismo plano
Tipos de enlace:
ENLACE π (PI): Se forma después del enlace sigma debido a la superposición lateral de los
orbitales p. Sus electrones se encuentran en constante movimiento. Es menos fuerte, en términos de energía que el sigma Hibridización del tipo sp
Dos enlaces pi y un sigma: triple enlace. La molécula es plana
La geometría molecular se determina según la Teoría VSEPR (Valence Shell Electron Pair
Repulsion): “Se asume que los electrones de valencia se repelen entre sí y que la forma o
geometría tridimensional más estable de la molécula será aquella que hace mínima dichas
repulsiones.”
POLARIDAD MOLECULAR Compuestos con diferencias de EN muy grandes, se genera un dipolo o un momento dipolar
- Los compuestos covalentes constituidos únicamente de enlaces covalentes apolares serán siempre moléculas apolares (caso de la mayoría de los compuesto orgánicos).
- Los compuestos covalentes con enlaces polares pueden ser polares o apolares, DEPENDIENDO DE SU GEOMETRIA MOLECULAR Y DE LA SUMA VECTORIAL DE LOS
MOMENTOS DIPOLARES DE CADA ENLACE:
Si Σμ=0: Molécula Apolar
Si Σμ≠0: Molécula Polar Para el carbono y algunos elementos orgánicos
EN para carbono: 2.5
EN para Hidrógeno: 2.1
EN para nitrógeno: 3.0
EN para oxígeno: 3.5
EN para azufre: 2.5
Se produce un momento dipolar cuando :
carbono - oxígenoOxígeno – hidrógenoNitrógeno - hidrógeno
Fuerzas intermoleculares: Son fuerzas de atracción entre las moléculas. Estas fuerzas son las responsables del
comportamiento no ideal de los gases. Su influencia es más pronunciada en los estados más condensados de la materia
Son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia, ejemplo: tensión superficial, viscosidad, temperaturas de ebullición y de fusión Las principales fuerzas intermoleculares son a.- El enlace de hidrógeno (o puente hidrógeno) b.-Las Fuerzas de Van der Waals:
b.1.- Dipolo - Dipolo.
b.2.- Dipolo - Dipolo inducido ó b.3.- Fuerzas de dispersión o de London.
a.- puente hidrógeno:
El enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno está enlazado a un átomo
fuertemente electronegativo como el nitrógeno, oxígeno o fluor
b.- fuerzas de Van der Waals: También conocidas como “fuerzas de dispersión”, “de London” o “fuerzas dipolo-
transitivas”, corresponden a las interacciones entre moléculas con enlaces covalentes.
b.1.- Dipolo- dipolo: Son las fuerzas de atracción entre moléculas polares
b.2.- dipolo dipolo inducido
No polar, pero polarizable (grande)
dipolo Dipolo inducido dipolo
b.3.- Fuerzas de Dispersión o de London: Existen moléculas apolares pero potencialmente
polares, esto porque una ligera deslocalización de la nube electrónica puede llega a producir un
“dipolo instatáneo” sobre ella.
Observaciones: “Por lo tanto, a mayor tamaño atómico, mayor probabilidad de deslocalización de la nube electrónica, mayor es la fuerza de London”
Y “ a Mayor número de electrones (MA), , mayor probabilidad de deslocalización de la nube
de electrones y mayor es la fuerza de London” c.- Ión dipolo: Se produce por la atracción entre un ión y el polo opuesto de una molécula polar
A estas interacciones
se las llama
“solvatación” o
“hidratación”
específicamente.
Observación: “ Este tipo de interacción es más fuerte para los iones pequeños y carga
elevada”. Una consecuencia de ello es que los cationes con carga alta a menudo forman compuesto hidratados
Acidos y Bases:
Teoría de BrØnsted-Lowry: en 1923 “un ácido se define como un donador de protones y una base como un aceptor de protones.” Consecuencias: no existe un ácido si no hay una base presente que capte el protón, dicho de otra manera, el ácido es ácido comparado con una base y viceversa. La neutralización es la transferencia de un protón desde un ácido a una base. Como todas las sustancias se disuelven en agua, se pueden apreciar dos condiciones: 1.- que el agua capte un protón comportándose como una base, por lo que está en presencia de un ácido ya que ellos donan protones. H2O + H+ → H3O+ 2.- que el agua done un protón comportándose como ácido, por lo que está en presencia de una base para que esta lo reciba. H2O → OH- + H+ OBS.: el agua puede donar o captar un protón, es decir, puede actuar como ácido o base, es propiedad de una sustancia que actúa así se llama anfoterismo OBS.: Lo importante entonces es quien dona y quien capta el protón para definir quién ácido y quien es básico
Ejemplos:
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
El agua le cedeun protón al NH3
El NH3 recibió un H+, es por lo tanto una base
El agua captó un protón , se comportó como una base
El CH3COOH perdió un protón es un ácido
Aquí es posible hablar de ácidos y bases conjugados, ya que si un ácido cede un protón cuando
reacciona hacia la derecha, si reacciona hacia la izquierda, los captará, ejemplo:
baseácidoÁcido conjugado
Base conjugada
HCl + H2O = Cl- + H3O+
Pierde un protón: se “comporta” como ácido
gana un protón: se “comporta” como base
En general:
Par ácido-base conjugado
Par ácido-base conjugado
Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1
Los pares conjugados de ácidos y bases son especies que difieren por un protón.
Cuánto más débil sea un ácido, mayor será la fuerza de su base conjugada. De manera similar, cuanto más débil sea una base, mayor será la fuerza de su ácido conjugado
Clasificación de los compuestos en química Orgánica
Hidrocarburos
Alifáticos Aromáticos
Alcanos Alquenos AlquinosAlifáticosCíclicos
Capítulo 2 “Alcanos”
Propiedades de los Alcanos: a.- Son Hidrocarburos saturados con enlace sigma e hibridización sp3 b.- Son Hidrocarburos de fórmula general: CnH2n+2
Tridimensionalmente:
“Se asume por convención que el enlace C-C va en el plano del dibujo “
c.- Los alcanos pueden ser lineales o ramificados
d.- Los alcanos presentan isomería estructural
Los isómeros son estructuras químicas que tienen igual MM y que, por lo tanto, pueden presentar propiedades físicas o químicas distintas
Ejemplo: para un alcano con 7 carbonos, se tiene tres posibilidadades, entre otras:
e.- Los Alcanos se nombran de acuerdo a su estructura: Nomenclatura de alcanos
- si son lineales se les da un nombre propio:
Nombre Fórmula P. de fusión (ºC)
P. ebullición (ºC)
Metano CH4 -183 -162
Etano CH3CH3 -172 -88
Propano CH3CH2CH3 -167 -45
Butano CH3CH2CH2CH3 -138 0
Pentano CH3(CH2)3CH3 -130 36
Hexano CH3(CH2)4CH3 -94 69
Heptano CH3(CH2)5CH3 -30 174
Octano CH3(CH2)6CH3
Nonano CH3(CH2)7CH3
Decano CH3(CH2)8CH3
Hexadecano CH3(CH2)9CH3
- Si no son lineales, se deben seguir ciertas reglas:
1.- Encontrar la cadena principal
CH3-CH2-CH2-CH-CH3
CH2CH3
CH3-CH-CH-CH2-CH3
CH2
CH3
CH2-CH2-CH3
Hexano sustituido Heptano sustituido
2.- Si existen dos cadenas distintas de igual longitud, se selecciona el esqueleto carbonado
con el mayor número de sustituciones
CH3-CH-CH-CH2-CH2-CH3
CH3
CH2-CH3
CH3-CH-CH-CH2-CH2-CH3
CH3
CH2-CH3
Hexano di-sustituido Hexano uni-sustituido
3.- La nomenclatura comienza desde el átomo más cercano a una ramificación
CH3-CH-CH-CH2-CH3
CH2
CH3
CH2-CH2-CH2-CH3
CH3-CH-CH-CH2-CH3
CH2
CH3
CH2-CH2-CH2-CH3
1
2
3 4
5 6 7 8
5
1234
6
7
8
4.-Si existen dos ramificaciones a la misma distancia desde las cadenas terminales, se
comienza a enumerar desde el extremo más cercano al segundo punto de ramificación
(regla del menor número)
CH3CH2
CH3-CH-CH2-CH2-CH-CH-CH2-CH3
CH3
CH2CH3
CH3CH2
CH3-CH-CH2-CH2-CH-CH-CH2-CH3
CH3
CH2CH3
123456
89
9876543
21
Sust: 3+4+7=14 Sust: 3+6+7=16
Para nombrar los sustituyentes se consideran los siguientes grupos alquilo (R)
grupo
CH3-CH2-CH3
grupo
CH3-CH2-CH2-CH3
CH3-CH2-CH2-
CH3-CH-CH3
CH3-CH2-CH2-CH2-
CH3-CH-CH2-
CH3
CH3-C-CH3
CH3
CH3-CH-CH2-CH3
Propil
isopropil
butil
secbutil
isobutil
terbutil
5.- se numeran los sustituyentes asignándoles el número correspondiente a su ubicación
en la cadena principal.
CH3CH2
CH3-CH-CH2-CH2-CH-CH-CH2-CH3
CH3
CH2CH3
3-etil4-metil7-metil1234567
89
6.-Si existieran dos sustituciones en el mismo carbono, se les asigna a ambas sustituciones
el mismo número
CH3-CH2-C-CH2-CH-CH3
CH3CH3
CH2-CH3
2 - metil4 - metil4 - metil
123456
7.-Se escribe el nombre: si dos o más cadenas laterales están presentes, se usa el orden
alfabético y se escribe el nombre completo del compuesto anteponiendo los prefijos di,
tri, tetra, penta, etc.
CH3-CH2-CH2-CH-CH3
CH2CH3
CH3-CH-CH-CH2-CH3
CH2-CH3
CH2-CH2-CH3
CH3-CH2-C-CH2-CH-CH3
CH3
CH2-CH3
CH3
CH3-CH-CH2-CH2-CH-CH-CH2-CH3
CH3-CH2CH3
CH2-CH3
3-metil hexano 4-etil-3-metil heptano
4-etil-2,4-dimetil hexano 3-etil-4,7-dimetilnonano
123456 1234567
89
12
3456
12
3 4
5 6 7
f.- Propiedades Físicas : -Punto de Ebullición y punto de fusión aumentan , en general, con el
peso molecular o tamaño del alcano debido a que las fuerzas intermoleculares de London
Puntos de fusión (azul) y de ebullición (rojo) de
los primeros 14 n-alcanos, en C.
Conclusión: Para compuestos con distinta masa molar, el de mayor masa molar tiene mayor
temperatura de ebullición. Para compuestos con la misma masa molar (isómeros), el más lineal tiene mayor
temperatura de ebullición. g.- Los alcanos presentan isomería óptica Se presenta cada vez que existe un carbono quiral, C*. Un carbono quiral es aquel que tiene los 4 enlaces distintos
Ejemplo de un carbono con todos los sustituyentes distintos:
Su forma de nombrarlos es indicando el nombre del compuesto y anteponiendo la letra
(R) o (S)
OBS.: TODOS los isómeros ópticos presentan iguales propiedades físicas, pero
distintas propiedades químicas
h.- Los alcanos no son polares, son casi totalmente insolubles en agua y otros solventes
polares.
i.- Los alcanos también pueden formar ciclos, los Cicloalcanos (CnH2n)
1,. Se nombran de acuerdo al número de átomos de carbono en el anillo y se antepone el
prefijo “ciclo”.
CH2
CH2 CH2
CH2
CH2
CH2 CH2
CH2
CH2
CH2
ciclobutano ciclohexano
2- Ciclo con 1 sustituyente, se antepone el nombre del sustituyente seguido del nombre
del ciclo
3- Si hay mas de 1 sustituyente, se numera el ciclo de manera que los números
localizadores sean los mas pequeños.
1,2-Dietilciclohexano
1
2
1
2
1-etil-2-metilciclopentano
4.- Si los sustituyentes son diferentes, se asigna el numero 1 al carbono del ciclo que tiene
el sustituyente prioritario : numero atómico mayor relacionado con el tamaño
1,2-Dietilciclohexano
1
2
1
2
1-etil-2-metilciclopentano
5.- Los cicloalcanos presentan isomería geométrica, cis -trans, la cual debe ser indicada
Etilciclohexano
Cis-ciclobutano trans-ciclobutano
6-Cuando la cadena lineal tiene mas átomo de carbono que el ciclo, se toma el ciclo como
sustituyente:
i.- Todos los Alcanos dan reacciones de sustitución
OBS.: Los alcanos son en general muy pocos reactivos, ya que están saturados
a.- Reacciones de Halogenación: son reacciones en cadena y las sustituciones son difíciles
de controlar
CH4 + Cl2 CH3Cl + HClhn
D
CH3CH2CH3 + Cl2hn
D
CH3-CH2-CH2Cl + CH3-CHCl-CH3
Regla: en esta reacción, el producto principal se obtiene por la halogenacion del Carbono menos hidrogenado
b.- Reacciones de combustión: en realidad la presentan cualquier hidrocarburo y los
productos son siempre los mismos, CO2 y H2O
2-ciclopropilbutano
Capítulo 2
Alquenos y alquinos
a.- Cuando no son cíclicos, la fórmula general es:
CnH2n para alquenos y
CnH2n-2 para alquinos
b.- Tanto alquenos como alquinos son compuestos apolares y tienen las mismas
propiedades físicas que alcanos
Alquenos: presencia de C=C (olefinas)
Alquinos: Presencia de C≡C
Presentan insaturaciones
c.- tienen su propia Nomenclatura
1.- Identificar la cadena más larga que contenga la insaturación. Si la insaturación es
doble, se sustituye la terminación del nombre por el sufijo “eno” y si es triple “ino”.
CH3-CH=CH-CH2-CH-CH3
CH3
hexeno
2.- Asignar el menor número a la insaturación
2 - hexeno
4 – hexeno
3.- Nombrar y numerar los otros sustituyentes de la cadena de acuerdo a la prioridad
asignada en el punto anterior: 5-metil-2-hexeno
4.- Para el caso de alquinos se procede exactamente como en el caso anterior, salvo por la
terminación “ino” que deben llevar todos.
3HC-CH-C C-CH-CH2-CH3
CH3CH3
2,5-dimetil-3-heptino
d.- Presentan isomería cis-trans con respecto al doble enlace
1.- Para el caso de alquenos que presenten isomería cis-trans o E-Z, debe, en primer lugar,
existir una estructura espacial. Para poder normbrarlos
CH3-CH=CH-CH2-CH(CH3)-CH3
CH2-CH-CH3
CH3
CH3
C
H
H
C
Misma molécula con y sin su forma espacial en torno al
soble enlace
2.- Se utiliza isomería cis-trans cuando existen dos pares de grupos (por cada carbono
insaturado) que son iguales.
CH2-CH-CH3
CH3
CH3
C
H
H
C
CH3
CH3
C
H
H
C
Existe un par de grupos del doble enlace distintos entre sí
Los dos pares de grupos al doble enlace son iguales
3.- Si ambos pares de grupos están al mismo lado, a la estructura se le antepone el prefijo
“cis”, de lo contario, se le antepone el prefijo “trans”.
trans-2-buteno
CH3
CH3
C
H
H
C
Ambos pares de grupos están en
dirección opuesta con respecto al
doble enlace
d.- Presentan isomería E-Z con respecto al doble enlace
Se utiliza isomería E-Z cuando existe una estructura espacial en torno al doble enlace, y al
menos un par de grupos asociaodos al carbono son diferentes entre sí .
CH2-CH-CH3
CH3
CH3
C
H
H
C
Existe estructura espacial en torno al doble enlace, pero un par de grupos son distintos entre sí. ¿E o Z?
E- 5-metil-2-hexeno
Para determinar si la estructura es E o Z, se deben analizar los grupos más pesados de
cada uno de los carbono del doble enlace. Si los grupos más pesados están al mismo lado
de la insaturación, se antepone el prefijo “Z” al nombre completo de la molécula, de lo
contrario la palabra “E”.
CH2-CH-CH3
CH3
CH3
C
H
H
CMM:15 gr/mol MM:57 gr/mol Ambos grupos
pesados están a distinto lado de la insaturación
OBS.: La isomería cis-trans o E-Z no se presenta en alquinos.
e- Los alquenos también se presentan como ciclos
Para nombrar ciclos insaturados, se procede de la manera habitual con la condición de
que el carbono 1 es siempre para el carbono con la insaturación.
4-metil-ciclohexeno 4-metil-ciclopentino
e- Los alquenos y alquinos son muy reactivos
Alquenos y alquinos son compuestos extremadamente reactivos debido a que son
compuestos insaturados.
Su reactividad está controlada por el enlace doble o triple de la siguiente manera
Por lo tanto se desprende que: 1.- en presencia de un electrófilo (E) los dobles enlaces son muy reactivos 2.- el ataque electrófilo se produce siempre sobre el carbono menos sustituido, mientras que el nucleofilo sobre el más sustituido
3.- la reacción de una molécula apolar (sin ataque electrófilo) necesitara necesariamente de un catalizador para ocurrir.
OBSERVACION:
ELECTROFILO: especie o parte de una molécula deficiente en electrón . Es una acido de
lewis (cationes, o atomos con +) NUCLEOFILO: especie o parte de una molécula rico en electrones. Es una base de lewis
(aniones, o atomos con -) Lo mismo para el enlace triple con hibridización sp. Ambos compuestos a diferencia de los alcanos producen reacciones de adición:
4 enlaces sigma:
Compuesto insaturado
6 enlaces sigma:
compuesto saturado
La forma de reaccionar para el enlace π es la siguiente:
C = C C - C-
+
1.- la carga positiva se forma en el carbono más sustituido, es decir, el que tiene menos
hidrógenos unidos a él.
H2C = C(CH3)2
Carbono más sustituido
H2C - C(CH3)2+-
2.- la parte positiva del reactivo (electrofilo) reacciona con el carbono más negativo del
doble enlace. Y la parte negativa (nucleofilo) del reactivo con la parte más positiva del
doble enlace.
H2C - C(CH3)2+
-H2C = C(CH3)2
H2O/H+OH-/H+
H2C - C(CH3)2
OH
H
Regla de Markovnikov
Reacciones de adición al enlace π
C=C
X2 H2/Pt
H2O/H+
HOX
HX
C – C
X
X
C – C
H
H
C – C
OH
H
C – C
OH
X
C – C
H
X
OBS.:
1.- X: corresponde a un halogenuro, ej.: Cl, Br. I, F.
2.- Otra forma de escribir la reacción con el agua es H3O+, el protón proviene del ácido y actúa sólo como catalizador.
3.- En la hidrogenación el Pt cumple funciones puramente catalíticas, y se puede sustituir por Pd también.
4.- los únicos carbonos que reaccionan son los del doble enlace.
5.- HOX equivale a HO-/X+
OBS.:
Los alquinos poseen las mismas reacciones que alqueno. Un alquino, sin embargo, puede
reaccionar una o dos veces sobre la misma insaturación ya que posee dos enlaces pi.
f.- Algunos alquinos dan Reacciones específicas
- Hidroboración de alquenos: Se obtiene un alcohol menos sustituido (la reacción es
antimarkovnikov)
La hidroboración es una reacción con regioselectividad opuesta a la regla de Markovnikov
(antiMarkovnikov).
Ejemplos:
- Adición de KMnO4 diluido y frio: Se obtiene un diol
Capítulo 3
Alcoholes
a.- Poseen en su estructura hidrocarbonado el grupo funcional OH (hidroxilo).
Comparando con el agua:
b.- Tiene una temperatura de ebullición mayor que alcanos y alquenos simples, debido a
que los grupos OH forman puentes hidrógeno entre sí.
c.- El enlace OH es altamente polar lo que le confiere ciertas propiedades de solubilidad
a los alcoholes.
d.- Son de naturaleza ligeramente ácida
e.- Los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios
f.- Nomenclatura de alcoholes
1.- se nombran como derivados de la cadena carbonada más larga que contiene el grupo
OH más la terminación “ol”
Ejemplos Nº de Carbonos nombre alcano Nombre alcohol cadena principal 5 carbonos pentano pentanol 7 carbonos heptano heptanol
2.- La cadena es numerada desde el lugar que asigna al grupo OH con el número más
pequeño
CH3CHCH2CHOH
CH3CH3
CH3CHCHCH2CHCH3
CH3OHCl
OH
4-metil-2-pentanol 2-cloro-5-metil-3-hexanol
3,4 – dimetil-cilcohexanol
3.- Cuando existen otros grupos funcionales como dobles o triples enlaces formando parte
de la cadena, el OH tiene la preferencia en la numeración.
CH2 = CCH2CH2OH
CH3
3-metil-3-buten-1-ol
C Ξ CCH2CHCH3
OH
5-fenil-4-pentin-2-ol
g.- Los alcoholes se pueden extraer de productos naturales distintos del petróleo
(mediante fermentación), o bien ser sintetizados a partir de otros hidrocarburos.
Fermentación alcohólica:
Síntesis de alcoholes
a.- a partir de la hidratación de alquenos
CH3CH = CH2
H2O/H+CH3CHCH3
OH
Da como resultado un Alcohol sustituido
b.- a partir de la hidroboración de un alqueno
CH3CH = CH2
1.- B2H6 ó`[BH3]2
2.- OH-/H2OCH3CH2-CH2-OH
Da como resultado un alcohol menos sustituido
c.- a partir de alquenos con permanganato frío y diluido
CH3CH = CH2
KMnO4 (fío, dil) CH3CH-CH2-OH
OH
Da como resultadoUn diol
i.- Los alcoholes dan reacción de oxidación
Los oxidantes más comunes son: KMnO4 y K2Cr2O7/H+
Con PCC (cloruro de piridinio) en un solvente anhídro (CH2Cl2 u otro) se forma sólo el
aldehído
j.- Los alcoholes dan reacción de deshidratación para formar alquenos (síntesis de
alquenos)
Capítulo 4
Aldehídos y Cetonas
a.- La química de aldehídos y cetonas está determinada por la naturaleza del grupo
carbonilo (C=O).
La diferencia entre un aldehído y una cetona es la naturaleza de los grupos unidos al grupo
funcional principal, el carbonilo:
C = O grupo carbonilo
H-C-H
´
O
R-C-H
O
R-C-R
O
aldehídos cetona
b.- Las cetonas y el aldehídos son polares.
“tienen puntos de ebullición más altos que sus respectivos alcanos, pero puntos de
ebullición más bajos que sus alcoholes,”
c.- Los aldehídos y cetonas de bajo peso molecular son solubles en agua
d.- Nomenclatura para aldehídos
1.- se nombran como derivados del hidrocarburo base de cadena más larga que contiene
al grupo aldehído, más la terminación “al”
2.- el carbono 1 corresponde al carbono aldehído y los sustituyentes s e numeran
consecutivamente
CH3CHCH2CH2-C-H
CH3
O
4-metil-pentanol
CH3CH=CHCOH 2-buten-ol
e.- Nomenclatura para cetonas
1.- se nombran como derivados del hidrocarburo base de cadena más larga que contiene
al grupo aldehído, más la terminación “ona”
2.- la numeración corresponde a aquella que asigne el menor número para el carbonilo.
Los sustituyentes se nombran de acuerdo a esa numeración.
CH3CH2CH2-C-CH3
O
2-pentanona
CH2=CHCOCH2CH2CH31-hexen-3-ona
f.- Tanto aldehídos como cetonas se pueden sintetizar a partir de otros hidrocarburos
i) Ozonólisis
1.- O3
2.- Zn/H2O
+C = C
O=CC =O
H2C = C - CH3
CH3
H2C=O + O=C- CH3
CH3
ii) Oxidación de alcoholes
Reactivos usados: KMnO4/OH- ó K2Cr2O7/H+
[O]
aldehídos
R-CH-R´
OH
[O]
cetonas
R-C-H
O
RCOH
H
H
R-C-R
O
CH3CH2C-OH
H
H
[O]CH3CH2CH
O
[O]CH3CH2CHCH2CH3
OH
CH3CH2CCH2CH3
O
iii) Oxidación con KMnO4 (conc, D)
iv) Oxidación de los alquenos por Ozonólisis O3
O3 +C = C
O=CC =O
Aldehídos o/y cetonas
H2C = C - CH3
CH3
H2C=O + O=C- CH3
CH3
O3
aldehído cetona
Con este método de oxidación de los alquenos, se puede obtener aldehídos sin que sufran
otra oxidación para formar ácidos carboxilicos
g.- Los aldehídos y Cetonas dan reacciones de adición
Como el oxígeno es más electronegativo que el carbono, el grupo carbonilo está
polarizado, así, la forma reactiva del grupo carbonilo es la siguiente:
C = O C - O+ -
Nucleofiloelectrofilo
C - O+ -
H2/Pt
NH3
H2O/H+
ROH
HCN
C
OH
H
C
OH
NH3
C
OH
OH
C
OH
OR
C
OH
CN
Reacciones:
cianohidrina
hemiacetal
formación de cianohidrinas
ii) Reacciones de reducción
iii) Reacciones de oxidación
Al contrario que las cetonas, los aldehídos se pueden oxidar fácilmente a ácidos
carboxílicos utilizando oxidantes comunes, como el ácido crómico, trióxido de cromo,
permanganato y peroxiácidos. Como los aldehídos se oxidan tan fácilmente, agentes
oxidantes tan débiles como el Ag2O los pueden oxidar selectivamente en presencia de
otros grupos funcionales.
Capítulo 5
Aminas
a.- Son compuestos derivados del amoniaco
b.- Las aminas se pueden subclasificar de acuerdo a su estructura en:
-Aminas no cíclicas: átomo de N enlazado a un grupo alquilo
- Aminas cíclicas: átomo de N enlazado a un ciclo
- Aminas aromáticas: átomo de N enlazado a un ciclo aromático
- Aminas como Heterociclos: átomo de N incluido en un ciclo cualquiera ( aromático o no)
c.- Las aminas son moderadamente polares
Las aminas de baja masa molecular son solubles en agua
d.- Las aminas primarias y secundarias forman puentes hidrógeno
En consecuencia las aminas primarias y secundarias tienen temperaturas de ebullición
superiores a las terciarias
e.- Las aminas son compuestos que presentan una leve basicidad
En general:
Se esperaría que como los grupos alquilos (R) son donadores de electrones (efecto inductivo) a
más sustitución del nitrógeno por estos grupos mayor sería la tendencia a formarse la sal y más
alta sería la basicidad
La basicidad se mide también por la accesibilidad al par electrónico libre del N cuando se
acerca un acido. Debido a la presencia de 3 grupos alquilos sobre el nitrógeno, esta
accesibilidad es difícil y impide el acercamiento de ácidos (se habla de impedimento
estérico).
R-NH2
[R-NH2]
+ R-NH3+ + OH-H2O Kb =
[R-NH3+] [OH-]
NR
R
R
Acido de Lewis
f.- Nomenclatura de las aminas
i).- Caso de aminas primarias: se agregar la terminación “amina” al nombre del grupo
alquilo de cadena mas larga. El átomo de carbono enlazado al Nitrógeno lleva el numero
localizador 1.
CH3-NH2 metilamina o metanamina
CH3-CH2-NH2: etilamina o etanamina
(CH3)2CH-CH2-NH2 2-metil-1-propanamina
ii).- Caso de aminas secundarias y terciarias: Para las moléculas simétricas, se usa los
prefijos di-, tri-, etc
CH3CH
2-NH-CH
2-CH
3 CH3
CH3
NH3C
Dietilamina Trimetilamina
iii).- Para las moléculas no simétricas: se usa el nombre de una amina primaria (la cadena
más larga) indicando la sustitución presente en el átomo de “N”. Las otras cadenas se
nombran por orden alfabético poniendo previamente la letra N
CH3CH2-N-CH3
N-metil etanamina
N-metil-2-metilpropanamina
N-etil-N-metil propanamina
iv).- -Aminas aromáticas y heterocíclicas:
Fenilamina o Anilina
Piperidina
Piridina
Pirrol
V).- Para moléculas complejas: cuando el grupo NH2 no es prioritario, puede ser tomado
como grupo de sustitución y designado como grupo “amino”
3-amino-2-pentanol
Capítulo 6
Ácidos carboxílicos
a.- Contienen el grupo
- COOH
=
O
- C-OH
b.- Son menos polares que los alcoholes pero más que aldehídos y cetonas (por el grupo
OH)
Parte hidrofílicaParte hidrofóbica
Cuando R es pequeño, el
ácido es soluble en
agua (R < 4)
Forma general de un ácido graso y de una molécula anfipática
c.- Forman puente hidrógeno entre sí o con otras moléculas y tienen T°eb más elevadas
que sus alcoholes
Formación de dos puentes hidrógeno
d.- Son compuestos más ácidos que los alcoholes, su pKa es cercano a 5
Esta acidez se explica porque el anión que se forma (carboxilato) es estable gracias a sus
formas resonantes
Si se estabiliza el carboxilato, entonces tenemos mayor acidez
Compuesto pKa
CH3COOH 4,75
ClCH2COOH 2,86
Cl2CHCOOH 1,26
Cl3CCOOH 0,64
F3CCOOH 0,23
En general, comparando la acidez de otros grupos funcionales, se tiene lo siguiente:
Aumenta la acidez, disminuye el pKa
Disminuye la acidez, aumenta el pKa
e.- Se nombran como ácidos: Nomenclatura de ácidos orgánicos:
• Se nombra la cadena más larga, considerando el carbono del COOH como el carbono número 1.
• Se enumeran los sustituyentes
• Se deben nombrar cómo ácidos (prefijo ácido).
• Se agrega la terminación “oico” a la cadena principal.
Ejemplo: CH2OHCH2CH2-COOH
Corresponde al “ ácido 4-hidroxi-butanoico “
OBS.: el grupo OH en un ácido siempre se nombre como un sustituyente de tipo “hidroxi”
f.- Los ácidos carboxílicos se pueden sintetizar a partir de otros compuestos
i.- Oxidation de los alquenos con KMnO4
ii.- oxidación completa de un alcohol primario
g.- Los ácidos carboxílicos se pueden reducir:
Un ácido (compuesto completamente oxidado) se puede reducir a un alcohol mediante
un buen agente reductor:
h.- Dan reacciones de sustitución nucleofílica
Se forma agua por eliminación
Es un equilibrio reversible
A estas reacciones específicas se les llama “Reacciones de Condensación” porque
eliminan agua como producto secundario.
Tienen dos características principales:
-Son reacciones reversibles
-Se producen en presencia de ácidos
- Algunas de las más importantes es la formación de nuevos productos como las “amidas”, “esteres” y “anhidros de ácido”
• Ejemplos de reacciones de condensación con aminas:
+ R – C – N - R´R- C - OH
=
O
H – N - R´
-
R”
=
O
-
R”
+ H2O
OH- + H+ → H2O
H+
Enlace amida
• Ejemplos de reacciones de condensación con alcoholes:
+R- C - OH
=
O
HO – C - R´
-
R”
OH- + H+ → H2O
R – C – O - C - R´
=
O
-
R”
+ H2OH+
Enlace ester
-
R¨¨
-
R¨¨
6.1.- Las amidas
a.- son compuestos de naturaleza polar, explicada por efecto resonante
b.- forman puente hidrógeno
Tiene temperaturas de ebullición superiores a los ácidos carboxílicos equivalentes
c.- Nomenclatura: Las amidas primarias se nombran sustituyendo la terminación “oico” del ácido
por la terminación “amida”
H-CO-NH2 metanamida
CH3-CO-NH2 etanamida
CO-NH2
CH3
CH3-CH-C-NH
2
O
2-metilpropanamida benzamida
6.2.- Ésteres
a.- Los esteres son compuestos polares, pero no forman puente hidrógeno: Las temperaturas de
ebullición de los esteres son menores que los de los ácidos de pesos moleculares similares. Pero
son comparables a los de los aldehídos y cetonas de mismo PM.
b.- Síntesis directa por condensación: “Esterificación de Fischer”
c.- La hidrólisis básica se llama saponificación y es una de las reacciones más importantes de los
ésteres :
d.- Nomenclatura: se nombran como derivados del ácido sustituyendo la terminación “oico” por
“ato”
Ejemplos:
Butanoato de metilo
6.3.- anhidros
a.- Son compuestos polares, más que los esteres, no forman puentes hidrógeno entre sí: Tienen
temperaturas de ebullición similares a los esteres con MM parecida, pero la solubilidad en agua de
estos compuestos es levemente mayor a la de los esteres.
b.- Nomenclatura: se sustituye la palabra “ácido” por “anhidro”
CH3-CO-O-CO-CH3 anhídrido etanoico
CH3-CO-O-CO-CH2-CH3 anhídrido etanoico propanoico
CH3-CO-O-CO-CH-CH
3
CH3
anhídrido etanoico 2-
metilpropanoico
6.4 éteres
(no son derivados de los ácidos carboxílicos)
a.- Los éteres son moléculas levemente polares y no forman puente hidrógeno entre sí.
b.- Nomenclatura: Se nombran los sustituyentes más la terminación “eter”
Cuando el éter tiene una estructura compleja, el grupo O-R puede ser nombrado como grupo
sustituyente, usando el termino alcoxi:
c.- Síntesis de Éteres
-Por deshidratación intermolecular de alcoholes
-A partir de halogenuros de Alquilo y alcoxido de sodio Sintesis de Williamson
R-ONa + R-X R-O-R + NaX