Reacciones orgánicas y ácido base (prof. edgar del carpio)

Universidad Central de VenezuelaFacultad de Farmacia

Cátedra de Química BásicaAsignatura de Química Orgánica I

TEMA 5: Reacciones Orgánicas TEMA 6: Acidez y Basicidad

Prof(a). Beth DíazProf. Edgar Del CarpioProf(a). Gricela Lobo

Contenido Programático QUÍMICA ORGÁNICA

Unidad ITema 1: Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos.Tema 2: Estructura, Enlace Químico y Propiedades Físicas.

Unidad IITema 3: Estereoquímica.Tema 4: Teoría del Orbital Molecular. Resonancia. Compuestos Aromáticos.

Unidad IIITema 5: Reacciones Orgánicas.Tema 6: Acidez y Basicidad.

Unidad IVTema 7: Halogenuros de Alquilo

2

Contenido

Tema 5: Reacciones Orgánicas

1. Clasificación de las reacciones orgánicas.2. Diagramas de energía.3. Estado de Transición e Intermediarios de reacción comunes en Química

Orgánica.

SN2 E23

Objetivos Específicos

1. Identificar y clasificar las reacciones orgánicas dependiendo del cambio químico ocurrido.

2. Construir el perfil de energía en función de las coordenadas de reacción para una reacción orgánica determinada.

3. Relacionar la estructura y la estabilidad de los diferentes intermediarios presentes en química orgánica.

4

Referencias Bibliográficas

Stanley Pine. “Química Orgánica”.

Morrison y Boyd. “Química Orgánica”.

Solomons. “Química Orgánica”.

Wade. “Química Orgánica”.

Carey. “Química Orgánica”.

Marcano y Córtes. “Fundamentos de Química Orgánica”.

David Klein. “Organic Chemistry”.

Janice Smith. “Organic Chemistry”.

Fox “Química Orgánica”.

Paula Bruice “Química Orgánica”.

quimicaorganica1farmaciaucv@gmail.comwww.organic-chemistry.orgwww.quimicaorganica.org

Algunos están disponibles en el

grupo de Edmodo vrjf4d

5

mailto:[email protected]

Planificación Docente

2017

Duración del Tema = 6 Semanas

Semana Santa

Parcial 6 (12,50 %)

Parcial 7 (12,50 %)

Horas de ConsultaViernes de 2 a 4 pmLugar Cátedra de Química Orgánica ICanales de ComunicaciónFacebook, Edmodoe-mail: [email protected]

6



TEMA 5: Reacciones Orgánicas

Prof(a). Beth DíazProf. Edgar Del CarpioProf(a). Gricela Lobo

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Reacción Química: Es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactantes, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos. En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen, para dar lugar a la formación de nuevos enlaces en los productos.

El estudio de las reacciones químicas son de gran importancia para:Química Medicinal (Industria farmacéutica)Química Industrial (Industria petrolera (HDS, HDT), industria del plástico, industria cosmética, etc).

Reacciones Químicas

8

¿Qué indica una reacción química?

Los reactivos y productos involucrados en la reacción química.

El estado físico de los reactivos y productos.

(s): Sólido; (l): líquido, (g): gas; (ac): acuoso

La cantidad de reactivos consumidos y la cantidad de productos formados.

Ley de Conservación de la Materia

“La materia no se crea ni se destruye sino que se transforma”


9

Conceptos ImportantesSustrato: Compuesto (orgánico) que experimental algún cambio químico durante el trascurso de la reacción. •Pueden estar involucrados otros compuestos en la reacción química.•En la mayoría de los casos el sustrato es la molécula más compleja del sistema de reacción.

Reactivo: Es toda sustancia que interactúa con el sustrato en una reacción química para dar lugar a otra sustancia con propiedades, características y conformación distinta denominada productos.

Productos: Son los compuestos formados una vez culminada la reacción química o una vez alcanzada la condición de equilibrio químico.

Condiciones de Reacción: Circunstancias bajo las cuales se lleva a cabo la reacción química (Temperatura, presión, solvente, catalizador, etc).

Sustrato

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Tipos de Sustratos y Reactivos

Electrófilo (proviene del griego y significa amante de electrones)•Los electrófilos son sustancias que poseen un déficits de carga parcial o total con al menos un orbital vacío capaz de aceptar electrones.•Electrófilo = Ácido de Lewis.

Los electrófilos pueden ser:•Moléculas cargadas positivamente (iones).•Moléculas neutras con átomos sin completar el octeto.•Moléculas con enlaces muy polarizados que aceptan electrones del sustrato. Ejemplo: Br2

11

Electrófilos

12

SO3

Trióxido de Azufre

Tipos de Sustratos y Reactivos

Nucleófilo (proviene del griego y significa amante de núcleos)•Son compuestos con pares de electrones disponibles capaces de ser donados a centros deficientes de carga.•Nucleófilo = Base de Lewis.

Los nucleófilos pueden ser:•Moléculas neutras o cargadas negativamente.•Moléculas que contienen electrones π (alquenos, alquinos y compuestos aromáticos).

13

Nucleófilos

Nucleófilos Neutros

Nucleófilos Cargados Negativamente

Nucleófilos con electrones π

14

Reacción Química

15

Reacción Química

16


Tipos de Reacciones Químicas

Según la manera en como se forman y se rompen los enlaces. Según el cambio estructural ocurrido en los reactantes. Según la naturaleza del proceso.

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CH3

CH3

CH3

Cl

Tipos Reacciones Químicas(Según la forma como se rompen los enlaces)

+CH3

CH3

CH3

Br (CH3)3C Br+ -

Reacciones Heterolíticas 18

Según la manera en como se forman y se rompen los enlaces:• Rupturas Homolíticas: Son reacciones en las cuales una vez que se

rompen el enlace, cada elemento que conforma el enlace se queda con un electrón.

• Rupturas Heterolíticas: Son aquellas en las cuales los electrones del enlace covalente quedan asociados a un átomo; mientras que el otro compuesto queda con un orbital de valencia vacío. Al proceso inverso, que implica la unión de dos especies iónicas se le denomina coordinación.

hν ó ∆ (CH3)3C Cl+. .Reacciones Homolíticas

Tipos Reacciones Químicas(Según el cambio estructural producido)

Rearreglos o Reagrupamientos

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20


Reacciones de Adición: Las reacciones de adición son aquellas en las cuales el producto de reacción obtenido, se debe a la adición de un reactivo a los átomos de carbono del sustrato, el cual posee insaturaciones.•Ocurren en las moléculas que presentan dobles y triples enlaces.

21


22

Nu Nu


Reacciones de Eliminación: Son reacciones en las cuales el producto obtenido es el resultado de la pérdida de dos o más átomos del sustrato, para lugar a un compuesto insaturado.

23

Esta reacción de eliminación también se conoce como eliminación 1,2.


24


Reacciones de Sustitución: Las reacciones de sustitución son aquellas en las cuales, un átomo o una molécula del sustrato es reemplazado por un átomo o molécula de reactivo.

CH3I + IOH CH3OH +

25


Sustitución Vs Eliminación (Reacciones Competitivas)26


Reacciones de Reordenamiento, Rearreglo o Transposiciones: Son reacciones en las cuales el producto de reacción obtenido se debe a la migración interna de átomos, alterando la secuencia de enlaces pero conservándose la misma fórmula molecular.

NHNH

NH2

NH2

H+ Reordenamiento Bencidímico

O

CH2

OH

CH2

∆ Reordenamiento de Cope

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Tipos Reacciones Químicas(Según la naturaleza del proceso ocurrido)

Proceso Concertado: Son reacciones que ocurren en una solo etapa, sin la presencia de intermediarios de reacción .•De manera simultánea ocurre la formación y ruptura de enlaces, dando lugar a un estado de transición hipotético .•En el estado de transición se forman y se rompen enlaces.

ET: Estado de Transición

Perfil de Energía: Es una gráfica de energía en función de las coordenadas o del grado de avance de la reacción.

28


Los perfiles de energía pueden expresarse en función a:

Entalpía (ΔH) •Reacciones Endotérmicas (ΔH > 0) (consumen energía)•Reacciones Exotérmicas (ΔH < 0) (liberan energía)

Energía Libre (ΔG) ΔG = ΔH – TΔS ΔH ≈ TΔS• Reacción Endergónica (ΔG > 0) (consumen energía)•Reacciones Exergónica (ΔG < 0) (liberan energía)

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Proceso Concertado

30


Proceso Concertado

31


Postulado de Hammond y la forma del Estado de Transición.

Reacción Exotérmica (Exergónica): La energía del estado de transición es más cercana a los reactivos que a los productos, de manera que el estado de transición se alcanza de forma temprana y el mismo es más parecido a los reactivos.

Reacción Endotérmica (Endergónica): La energía del estado de transición es más cercana a los productos que a los reactivos, de manera que el estado de transición se alcanza de forma tardía y es más parecido a los productos.

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Proceso por Etapas o por Pasos: Son reacciones que ocurren bajo una sucesión de procesos elementales, en donde cada etapa tiene su propio estado de transición.

ET: Estado de TransiciónI: Intermediario

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Conceptos ImportantesEstado de Transición: Es un estado hipotético (teórico) de máxima energía en donde ocurre la formación y ruptura de enlaces. No es aislable.

ET de Reacción E2

Intermediario: Es un compuesto que se forma en proceso por etapas.•Son menos estables que los reactivos y productos.•Los intermediarios de reacción son compuestos reales que en algunos casos tienen tiempos de vida lo suficientemente largos como para poder ser aislados.

34


35


36

NuNu

NuNu Nu

Intermediarios de Reacción(Química Orgánica)

Tipos de intermediarios en química orgánica:•Carbocationes•Carbaniones.•Radicales libres.•Carbenos.

Carbocationes: Son cationes cuya carga positiva reside sobre el átomo de carbono.•Tienen una hibridación sp2 adoptando una estructura trigonal planal.

Hibridación sp2

Geometría trigonal planal

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Intermediarios de Reacción(Carbocationes)

Formación de los carbocationes:•Ruptura Heterolítica del enlace C-X, en donde X es un átomo o grupo atractor de electrones.

•Adición de electrófilos a compuestos insaturados.

•Procesos de óxido-reducción que implican la pérdida de ion hidruro que estaba unido a un carbono.

Br

Br+ + -

CH + CrVI

C + CrIII + H-

+

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H+ + +

Estabilidad Relativa de Intermediarios Carbocatiónicos

Intermediarios de Reacción(Carbocationes)

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Intermediarios de Reacción(Carbaniones)

Carbaniones: Son aniones cuya carga negativa reside sobre un átomo de carbono. Formación de carbaniones:•Pérdida de un protón en una reacción ácido-base.

•Adición de especies negativas a ciertos sistemas aromáticos.

•Formación de enlaces metal-carbono.

H3C CH3

O

H3C CH2

O

+ H2O+ OH- -

Cl

NO2

OH-

HO Cl

NO2

-

CH3Br + Mg CH3MgBrBromuro de

Metilmagnesio

Reacciones de Sustitución Nucleofílica Aromática.

40

Intermediarios de Reacción(Carbaniones)

Terciario Secundario Primario No Sustituído

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Intermediarios de Reacción(Radicales Libres)

Radicales Libres: Son compuestos en los cuales el átomo de carbono posee un electrón desapareado.•Tienen carga formal igual a cero.

Formación de radicales libres:•Se forman por la ruptura homolítica del enlace C-X por acción térmica o fotoquímica.

CH3CH2CH3 CH3CH2. + CH3

.Δ ó hν

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Intermediarios de Reacción(Radicales Libres)

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Intermediarios de Reacción(Carbenos)

Carbenos: Son intermediarios conformados por un carbono divalente neutro, el cual tiene un par de electrones no compartidos.•Son intermediarios muy reactivos.•Se representan como :CR2

Formación de Carbenos:•Se forman por la pérdida consecutiva de un átomo o grupos de átomos que dejan sus electrones de enlace unidos al carbono, seguida de la pérdida de otro grupo con su par de electrones.

•Por la descomposición térmica o fotoquímica de moléculas tipo R2C=X, donde X genera una molécula estable como el diazometano (CH2N2).

+OH-/-H2OCHCl3 CCl3 :CCl2- -Cl-

Diclorocarbeno

CH2=N=N :CH2 + N2

hν+ -

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TEMA 6: Acidez y Basicidad

B. Mahan“Probablemente no existe otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”Prof(a). Beth Díaz

Prof. Edgar Del CarpioProf(a). Gricela Lobo

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Tema 6: Acidez y Basicidad

1. Naturaleza de los ácidos y las bases.2. Importancia de los ácidos y las bases desde el punto de vista farmacéutico.3. Concepto de ácidos y bases según Arrhenius, Bronstead-Lowry y Lewis.4. Ventajas y Limitaciones de cada teoría.5. Ácidos y bases conjugadas.6. Fortaleza ácida y básica.7. Escala de acidez.8. Ecuación de Henderson-Hasselbach.9. Relación estructura-reactividad para ácidos y bases: Efectos inductivos, de

resonancia, estéricos y de puentes hidrógeno. 10. Separación de mezclas orgánicas.

Contenido

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Objetivos Específicos

1. Comprender la importancia de los compuestos ácidos y básicos a nivel biológico, químico y farmacéutico.

2. Identificar ácidos y bases aplicando las Teorías de Arrhenius, Bronstead-Lowry y Lewis.

2. Determinar el carácter ácido o básico de un compuesto problema.

3. Relacionar la fortaleza ácida o básica de un compuesto con sus valores de Ka, pKa, Kb y pKb.

4. Comparar la fortaleza ácida o básica de una serie de compuestos orgánicos aplicando conceptos relacionados con efectos inductivos, de resonancia, impedimentos estéricos y puentes de hidrógeno.

5. Plantear el esquema de separación de una mezcla de compuestos orgánicos dependiendo de sus propiedades ácido-base.

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Ácidos y Bases(Compuestos de la Vida Cotidiana)

Ácidos Inorgánicos Comunes

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49


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Naturaleza de los Ácidos y las Bases

Tradicionalmente los ácidos eran sustancias con “sabor” ácido, corroían al metal.

Por otro lado las bases son aquellas sustancias corrosivas de naturaleza alcalina, opuesta a la de los ácidos.

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Ácidos Bases

Tienen sabor agrio Tienen sabor amargo

Son corrosivos para la piel Suaves al tacto pero corrosivos a la piel

Disuelven sustancia, especialmente metales Disuelven grasas

Atacan a ciertos metales desprendiendo hidrógeno

Precipitan sustancias disueltas en ácido

Cambian el color del papel tornasol a rojo

Cambian el color del papel tornasol a azul

Pierden sus propiedades al reaccionar con bases

Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos

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Ácidos y Bases presentes en Medicamentos Comunes

Vitamina C (ácido ascórbico)

Hidróxido de Aluminio eHidróxido de Magnesio

Ácido Acetil SalicílicoMg(OH)2

Ácidos y Bases presentes en Medicamentos de Uso Común

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Ácido carboxílico extendido

Factores que influyen en la degradación de medicamentos

•pH•Temperatura•Catálisis•Luz•Oxígeno-Aire•Humedad-Hidrólisis•Incompatibilidad Principio Activo-Excipiente

pH: Es el factor más importante en la velocidad de degradación de muchos medicamentos. Algunos medicamentos pueden ser estables a un pH determinado, pero el contacto con otras regiones del organismo a un pH diferente puede generar la descomposición del medicamento.

La aspirina es suministrada con una cubierta entérica, contiene reguladores que ayudan a evitar la irritación estomacal por la acidez del grupo carboxilo.

Ácidos y Bases presentes en Medicamentos de Uso Común

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Ácidos y Bases (Compuestos presentes en el Cuerpo Humano)

Sistema Tampón (Pulmones, Sangre)

Absorción de Aminoácidos

(Intestino Delgado)

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Aminoácidos

56

Aminoácidos

Único AA no quiral

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Robert Boyle (1627-1691)

Fue el primero en denominar a las sustancia como ácidos y bases.

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Teorías Ácido-Base

Teoría de Faraday.

Teoría de Arrhenius.

Teoría de Brönsted-Lowry.

Teoría de Lewis.

Teoría de Usanovich.

Teoría de Lux-Flood.

Teoría de Duros y Blandos de Pearson.

Para que exista un equilibrios ácido-base, siempre debe existir tanto un ácido como una base.

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Teorías Ácido-Base de Faraday

“Los ácidos, bases y sales son electrólitos”

Michael Faraday (1834)

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Teoría Ácido-Base de Arrhenius

Ácido: Los ácidos de Arrhenius son compuestos que tiene hidrógeno en su estructura y al ionizarse incrementan la concentración de protones (H+) en el medio.

Ácidos de Arrhenius ceden H+

Bases: Las bases de Arrhenius son compuestos que en su estructura química tienen iones hidroxilo (OH-) y al ionizarse incrementan la concentración de iones OH- en el medio.

Bases de Arrhenius ceden OH-

Svante August Arrhenius(1859-1927)Premio Nobel de Química (1903)

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Teoría Ácido-Base de ArrheniusVENTAJAS:

Es una teoría muy sencilla para reconocer ciertos ácidos y ciertas bases.

LIMITACIONES:

Solo se limita a soluciones acuosas.

El protón solo existe en forma aislada (H+) y no en forma hidratada (H3O+).

No asigna ninguna participación al medio (un ácido siempre es un ácido).

La Teoría no explica por que ciertos cationes se hidrolizan en agua comportándose como ácidos débiles.

No explica como ciertas bases neutras como las aminas (NRH2, NR2H, NR3) que no tienen grupos hidroxilos en su estructura aumentan la concentración de iones OH- en solución.

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Teoría Ácido-Base de Brönsted-Lowry

Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

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Teoría Ácido-Base de Brönsted-Lowry

Ácido de Bronsted-Lowry: Un ácido es una especie que cede protones (H+)

Base de Bronsted-Lowry: Una base es una especie que acepta protones (H+)

La Teoría Ácido Base de Brönsted-Lowry se fundamenta en la transferencia de Protones

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La química de los ácidos y bases es la química de las reacciones en las cuales se transfieren protones.

Ion hidronio o ácido de Brønsted -Lowry

SUSTANCIA ANFOTÉRA

Aquellas sustancias que pueden tanto ceder como aceptar un protón H+

Teoría Ácido-Base de Bronsted-Lowry

HCO3-

+ H2O H2CO3 OH-

CO32- H3O+

+

HCO3-

+ H2O + CO2

CO2 + H2O

Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada

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Teoría Ácido-Base de Bronsted-LowryVENTAJAS:

Toma en cuenta la participación del medio de reacción.

Debido a que la Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry considera la transferencia de protones entre un ácido y una base, no se limita solamente a disoluciones acuosas.

Explica el comportamiento básico de ciertas especies como por ejemplo el amoníaco y las aminas alifáticas y aromáticas.

LIMITACIONES:

La Teoría de Bronsted-Lowry solamente es aplicable a reacciones que involucren la transferencia de protones.

No explica la formación de aductos ácido-base. Ni la hidrólisis de ciertos cationes en agua.

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Bases Fuertes Comunes Bases Fuertes “No tan Comunes”

Bases Metales Alcalinos:LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH

Bases de Metales Alcalinotérreos:Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2

Óxidos Básicos:Na2O,CaOHidruros:

NaH

Teoría Ácido-Base de Bronsted-Lowry(Compuestos Inorgánicos)

HCl, HBr, HI, HClO3,HClO4,HNO3

Ácidos Monopróticos (Tienen un solo protón acídico)

H2SO4

Ácido Poliprótico (Tienen más de un protón acídico)

Solo la primera ionización es completaH2SO4(ac) + H2O(l) HSO4

-(ac) + H3O+

(ac)

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Teoría Ácido-Base de Bronsted-Lowry(Compuestos Orgánicos)

Los ácidos orgánicos son principalmente ácidos de Bronsted-Lowry. Existen determinados grupos funcionales que le imparten propiedades ácidas a las moléculas orgánicas.

ÁcidosSulfónicos

ÁcidosCarboxílicos Fenoles Sulfonamidas

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Enoles Tioles Tiofenoles Imidas

Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

Teoría Ácido-Base de Lewis

Un Ácido de Lewis es una sustancia que acepta un par de electrones (es una especie deficiente de electrones).

Una Base de Lewis es una sustancia capaz ceder un par de electrones (es una especie rica en electrones).

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N

H H

H

:

B

H

HH

N+

H H

H

B-

H

H H

N+

H H

H

B-

H

H H

HOMO

LUMO

Highest OccupiedMolecular Orbital

Lowest Unoccupied Molecular Orbital

Base de Lewis

Ácido de Lewis

Áducto Ácido-Base

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Éter metílico (base donador de electrones. Nucleófilo)Trifluoruro de boro (ácido aceptor de electrones. Electrófilo)

Nota:Las flechas curvas muestran

el movimiento de electrones,

desde el donador hasta el

aceptor de electrones.


La reacción entre un ácido y una base de Lewis siempre da lugar a la formación de un nuevo enlace covalente.

71


: :

+ ZnCl2H3C OH

: : H3C O

:

H

ZnCl2+ -

Donante de electrones

Aceptor de electrones

72


VENTAJAS:

Se puede aplicar a disoluciones no acuosas.

Explica la formación de aductos ácido-base y de compuestos de coordinación.

Es aplicable para ácidos de Lewis distinto a los protones.

LIMITACIONES:

No define una escala para la fortaleza ácida y básica.

A pesar de ser una Teoría ácido-base bastante completa, en disoluciones acuosas en donde abundan los protones, la Teoría de Brönsted-Lowry tiene aplicaciones más importantes.

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RESUMEN

Teoría Arrhenius Bronsted–Lowry Lewis

ÁcidoTodo compuesto o ión que produce iones hidronio en solución acuosa.

Toda sustancia que en disolución acuosa cede un protón.

Receptor de un par de electrones.

BaseToda sustancia que disuelta en agua se disocia y produce iones hidroxilo (OH-).

Toda sustancia que en disolución acuosa acepta o recibe un protón.

Sustancia capaz de ceder un par de

electrones.

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Pares Ácido-Base ConjugadosPara que ocurra una reacción ácido-base debe existir tanto un ácido como una base.

Un ácido y su base conjugada.

Una base y su ácido conjugado.

Todo ácido tiene su base conjugada, y toda base tiene su ácido conjugado75

Pares Ácido-Base ConjugadosEjemplo 1

Ejemplos 2

76

Pares Ácido-Base Conjugados

77

Ejemplo 3

Ácidos y Bases Conjugados

OH-

Grupos Funcionales Presentes en Fármacos

Ácido 2-(acetiloxi)-benzoico

OH O

O CH3

O

NaO O

O CH3

O+ NaOH (5%)

+ H2O

Acetilsalicilato de sodio

78


Enalapril (Antihipertensivo)

Existen fármacos que poseen varios grupos funcionales y entre estos grupos, se encuentran grupos funcionales que le otorga propiedades ácidas y básicas a la molécula.

79

Enalapril (Antihipertensivo)


80

pH

Fue desarrollada en 1909 por Sören Peter Lauritz Sörensen.

Escala desarrollada para simplificar la forma de trabajar con disoluciones acuosas, debido a que en agua la concentración de iones H3O+ es muy pequeña.

En una solución neutra la [H3O+] = [OH-] = 1*10-7 M

pH = -log10[H3O+](Medida de la acidez del medio)

pH: Potencial del ión hidrógeno.

[H3O+] = 1*10-6 M pH = -log10[H3O+] = -log10(1*10-6 M/1 M) = 6,0 [H3O+] = 1*10-7 M pH = -log10[H3O+] = -log10(1*10-7 M/1 M) = 7,0

Un cambio en la [H3O+] por un factor de 10 produce un cambio en el pH de una unidad

pH Letra “p” en minúscula, letra “H” en mayúsculaph, Ph, PH (Formas incorrectas de escribir)

81

pOH

pOH: Potencial de iones Hidroxilo

Escala empleada para reportar la concentración de iones hidroxilo en el medio.

Se utiliza para evitar trabajar con [OH-] pequeñas.

pOH = -log10[OH-](Medida de la basicidad del medio)

pOH Letra “p” en minúscula y letras “O” y “H” en mayúsculapoh, Poh, pOh, poH, POH (Formas incorrectas de escribir)

pKW = pH + pOH = 14

Relación entre el pH y el pOH

82

Escala de pHEscala de pH va desde cero (0) hasta catorce (14).

Escala desarrollada para disoluciones acuosas, carece de significado en otros solventes diferentes al agua. (NO SE APLICA A SOLVENTES ORGÁNICOS)

La escala de pH se emplea con mucha más frecuencia que la escala de pOH.

83

Escala de pH y de pOH

Soluciones muy ácidas pueden tener pH < 0 Ejm: Solución de HCl (2,0 M) (pH = -0,30)

Soluciones muy básicas pueden tener pH > 14Ejm: Solución de KOH (2,0 M) (pH = 14,30)

Escala de pH y pOH son opuestas entre sí

84

Constantes de Ionización Ácida y Básica La fortaleza de un ácido o una base en disolución se mide por el valor numérico de la constante de ionización del equilibrio químico involucrado.

PARA ÁCIDOS SE HABLA DE CONSTANTE DE IÓNIZACIÓN ÁCIDA (Ka)

Mide la fortaleza del ácido respecto al agua

Empleando la Ley de Acción de Masas:

PARA LAS BASES SE HABLA DE CONSTANTE DE IONIZACIÓN BÁSICA (Kb)

Mide la fortaleza de la base respecto al agua

B:(ac) + H2O(l) BH+(ac) + OH-

(ac)

Empleando la Ley de Acción de Masas:

Kb = [BH+]*[OH-] [B:] 85

pKa y pKb

Una forma alternativa de expresar los valores de las constantes de ionización ácida y básica es mediante los valores de pKa y pKb

El pKa y pKb son escalas “p” y se calculan mediante el logaritmo negativo de las constantes de ionización ácida o básica según sea el caso.

Es una forma conveniente de expresar magnitudes de cantidades pequeñas.

Para ácidos Para bases

En equilibrios en solución la escala “p” de la magnitud X viene dada por:

86

Relación entre Ka-pKa y entre Kb-pKb

Como los valores de pKa y pKb son obtenidos por el logaritmo negativo de las constantes de ionización ácida (Ka) y básica (Kb), respectivamente guardan entre sí una relación inversa.

Compuesto Ka pKa

Ácido Fluorhídrico 6,8*10-4 3,17Ácido Benzoico 6,5*10-5 4,19Ácido Acético 1,8*10-5 4,74

Fenol 1,3*10-10 9,90

Ka pKa

Base Kb pKb

Metilamina 4,4*10-4 3,36Carbonato 1,8*10-4 3,74Amoníaco 1,8*10-5 4,74

Piridina 1,7*10-9 8,77

Kb pKb

87

Relación entre Ka-pKa y entre Kb-pKb

Ka pKa

Kb pKb

A menor pKa

Mayor Ácidez

A mayor pKaMayor Basicidad

A menor pKb

Mayor Basicidad

La escala de pKa es más utilizada que la escala de pkb

88

Ecuación de Henderson-Hasselbach(Medio Ácido)

HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A-

(ac)

[H3O+] = Ka [HA] (2) [A-]

[H3O+] [A-] [HA]

Ka = (1)

Aplicando el –log10() a ambos lados de la ecuación (2):

-log10[H3O+] = -log10Ka –log10 [HA]EQ (3) [A-]EQ

pH = -log10[H3O+] (4)pKa = -log10Ka (5)

Sustituyendo las ecuaciones (4) y (5) en la ecuación (3):

pH = pKa – log10{[HA]EQ/[A-]EQ} (6)

pH = pKa – {log10[HA]EQ – log10[A-]EQ} (7) 89

Ecuación Henderson-Hasselbach pH = pKa + log10 [A-]EQ (8)

[HA]EQ

Ecuación de Henderson-Hasselbach

Como existe efecto de ión común en una solución reguladora (Ka << 1)

Inicial Y M -------------- Z M 0 MEquilibrio (Y – X) M -------------- (Z + X) M X M

[HA]EQ = [HA]O – X ≈ [HA]O (9)[A-]EQ = [A-]O + X ≈ [A-]O (10)

pH = pKa + log10 [A-]O (11) [HA]O


Ecuación de Henderson-Hasselbach(Aproximada)

HA(ac) + H2O(l) A-(ac) + H3O+

(l)

90

Ecuación Henderson-Hasselbach(Medio Básico)


(ac)

[BH+] [OH-] [B:]

Kb = (1) [OH-] = Kb [B:] (2) [BH+]

Aplicando el –log10() a ambos lados de la ecuación (2):

-log10[OH-] = -log10Kb –log10 [B:]EQ (3) [BH+]EQ

pOH = -log10[OH-] (4)pKb = -log10Kb (5)


pOH = pKb – log10{[B:]EQ/[BH+]EQ} (6)

pOH = pKb – {log10[B:]EQ – log10[BH+]EQ} (7) 91

pOH = pKb + log10 [BH+]EQ (8) [B:]EQ

Como existe efecto de ión común en una solución reguladora (Kb << 1)

Inicial Y M -------------- Z M 0 MEquilibrio (Y – X) M -------------- (Z + X) M X M

[B:]EQ = [B:]O – X ≈ [B:]O (9)

[BH+]EQ = [BH+]O + X ≈ [BH+]O (10)


pOH = pKb + log10 [BH+]O (11) [B:]O

pOH = pKb + log10 [Ácido]O (12) [Base]O

pH + pOH = 14,00


(l)

Ecuación Henderson-Hasselbach(Medio Básico)

92

Ecuación Henderson-Hasselbach

El pH depende del pKa y de las concentraciones de ácido y de base.

La ecuación de Henderson solo es válida cuando:•La relación entre la [Base Conjugada]/[Ácido] esté dentro de los límites:

0,10 < [Base Conjugada] < 10

[Ácido]

•La Molaridad de ambos componentes de la solución reguladora superen el valor de la constante de ionización ácida (Ka) en al menos un factor de 100.

•La ecuación es solamente válida en aquellos casos donde M – X ≈ M[Base Conjugada]EQ ≈ [Base Conjugada]O

[Ácido]EQ ≈ [Ácido]O93

Biología

•Sangre: La sangre es un sistema biológico regulado a un pH entre 7,35 y 7,45 por el sistema ácido carbónico-bicarbonato. Cualquier alteración de pH fuera de este intervalo puede alterar la estabilidad de la membrana celular, la estructura de la proteína y la actividad enzimática.

Ecuación de Henderson-Hasselbach y Soluciones Buffer en Sistemas Biológicos

Ácido Fuerte y una Base FuerteNO FORMAN UN BUFFER

94

Plasma sanguineo (pH= 7,35 sistemas amortiguadores HCO3-/CO2)

Anhidrasa Carbónica(1) CO2(ac) + H2O(l) H2CO3(ac)

(2) HHb(ac) H+(ac) + Hb-

(ac)

Hemoglobina

Oxihemoglobina(3) HHbO2(ac) H+

(ac) + HbO2-(ac)

(4) H2CO3(ac) H+(ac) + HCO3

-(ac)

Anhidrasa Carbónica

Oxihemoglobina(5) H+

(ac) + HbO2-(ac) HHbO2(ac)

(6) HHbO2(ac) HHbO2-(ac) + O2

En el interior del eritrocito(7) HHb(ac) + HCO3

- Hb-

(ac) + H2CO3(ac)

Anhidrasa Carbónica(9) H2CO3(ac) H+

(ac) + HCO3-(ac)

(8) Hb-(ac) + O2 HbO2

-

(ac)

Difusion a los Pulmones

95

Aplicaciones de la Ecuación Henderson-Hasselbach a Medicamentos

Determinar si un ácido débil en medio acuoso, como el ácido acetilsalicílico (aspirina), con un pKa=3,6 podrá absorberse a nivel estomacal, en un estómago vacío con un pH a 1,0

pKa + log pH=[A-][HA]

[A-][HA]

= 0,002511

Si se absorbe el porcentaje de ionización es de apenas el 0,25%

96

Aplicaciones de la Ecuación Henderson-Hasselbach a Medicamentos

El sulfato de atropina inyectable es un medicamento que se emplea para aliviar dolores y cólicos; la atropina base en forma de sulfato (sal), tiene un pKa =4,35. Una vez inyectado el fármaco alcanza el torrente sanguíneo que se encuentra en un pH =7,2. Se desea saber ¿Cuál es la especie predominante en este medio (la sangre)?

pH + pOH = 14,0pOH = 14 – pH = 14,0 – 7,2 = 6,8pKa + pKb = 14,00pKb = 14,00 – pKapKb = 14,00 – 4,35 = 9,65

[BH+]/[B:] = 0,00141

97

Fortaleza Ácida(Ácidos Fuertes)

Ácidos Fuertes: Se ionizan totalmente cediendo sus protones acídicos.

•El equilibrio de ionización esta completamente desplazado hacia los productos.

•Posen bases conjugadas débiles, por lo tanto no se protonan nuevamente. (Cl-, Br-, I-, NO3

-, ClO3-, ClO4

- y HSO4-).

•Ka >> 1 (Ka → ∞) (Generalmente no aparece reportada en la literatura).

•pKa < 0 98

Fortaleza Ácida(Ácidos Débiles)

Ácidos Débiles

Ácidos Débiles: Se ionizan parcialmente en disolución acuosa.

•Tienen bases conjugadas moderadamente fuertes.

•Ka < 1

•pKa > 0La Fortaleza Ácida y Básica depende del Medio de Reacción.

99

Fortaleza Ácida

Explicar hacia donde se encuentran desplazados los siguientes equilibrio en solución.

+ H COO-

CH3 COOH H COOH + CH3 COO-

pKa = 4,75 pKa = 3,75

+ +pKa = 10,0

pKa = 9,24

OH NH3 O-

NH4+

100

Fortaleza Ácida y Básica(Efecto del Medio de Reacción)

Efecto del Solvente

El disolvente ejerce una influencia sobre la ionización del ácido.El agua es el disolvente ionizante más utilizado:•Alta constante dieléctrica.•Elevada capacidad solvatante.•Es conocido como el solvente Universal.

A mayor constante dieléctrica de un disolvente, mayor será la capacidad de solvatar, separar y estabilizar cargas, aumentando de está manera la ácidez, debido a una mayor estabilidad de la base conjugada.

101

Fortaleza Ácida y Básica(Efecto del Medio de Reacción)

HA + H2O H3O+A-Efecto del Solvente

Agua (ε =78)DMSO (ε = 47)ACN ( ε =37)

ACN DMSO agua

Ácido p-toluenosulfónico 8.5 0.9 fuerte

2,4-Dinitrofenol 16.66 5.1 3.9

Ácido Benzoico 21.51 11.1 4.2

Ácido Acético 23.51 12.6 4.756

Fenol 29.14 18.0 9.99

Valores de pKa

Ácido p-toluenosulfónico

102

Fortaleza Ácida y Básica(Efecto del Medio de Reacción) O

O

HH

H

H

OHH

H

O

+ H2O + H3O+

-

Dioxano

103

Características Estructurales para Determinar la Fuerza de un Ácido

HA + H2O H3O+A-

Fuerza del enlace HA.Estabilidad de la base conjugada (A-):

• Tamaño de la base.• La electronegatividad de la base conjugada• Efecto de hibridación.• Efectos inductivos y de resonancia.• Efectos de solvente.• Efectos estéricos.• Puente de hidrógeno.

104


Tamaño de la Base Conjugada

A medida que aumenta el tamaño de la base conjugada (A-) el ácido es más fuerte, debido a que su base conjugada es más estable, ya que distribuye la carga negativa sobre una mayor superficie.

La repulsión de los electrones en la base conjugada disminuye a medida que esta es mas grande.

HA + H2O H3O+A-

A- B-

H-A H-B

Menor relación q/r Mayor relación q/r

Mayor Afinidad Protónica

105


Tamaño de la BaseEjemplo: Serie de los halogenuros de hidrógeno

Aumento de la acidez

Basicidad

Hidrácido pKa

HF 3HCl -7HBr -9HI -11

106


A medida que aumenta la electronegatividad del elemento A, el hidrógeno unido a esta especie es más fácil de extraer y aumenta el carácter ácido.

Electronegatividad

Fr

F

HA + H2O H3O+A-

107


Electronegatividad

Ejemplo:

O

H

HF

H

C

H

H H

H

N

H

HH

Enlace Covalente No Polar

Enlace Covalente Polar

Escala de Electronegatividad de Linus Pauling

108


Electronegatividad

Ejemplo:

109


Electronegatividad HA + H2O H3O+A-

110


HA + H2O H3O+A-Efecto de Hibridación

La acidez de un enlace C-H varía con la hibridación del átomo de carbono.La acidez aumenta cuando el carácter “s” del átomo de carbono aumenta (sp > sp2 > sp3), debido a que los electrones pasan más tiempo cercano al núcleo del átomo de carbono.El protón acetilénico (carbono sp) es 1019 veces mas ácido que el vinílico (sp2).

Hibridación Porcentaje de carácter s

sp3 25,0%sp2 33,3%sp 50,0%

111


HA + H2O H3O+A-Efecto de Hibridación

112


Ácido acéticopKa = 4,74

Ácido cloroacéticopKa = 2,86

Grupos atractores de electrones cercanos al grupo carboxilo.

Efecto Inductivo Se relaciona con la tendencia de un sustituyente a donar o atraer la densidad electrónica a través de los enlaces sigma de la molécula.

Efecto Electrostático

113


HA + H2O H3O+A-Efecto Inductivo

A mayor dispersión de la carga negativa de la base conjugada, mayor la estabilidad de la misma (MAYOR

ÁCIDEZ)

114


Efecto Inductivo Es aditivo

Ácido cloroacético

Ácido dicloroacético

Ácido tricloroacético115


Efecto Inductivo •Disminuye con la distancia.•Es permanente.

Ácido-2-clorobutanoíco

Ácido-3-clorobutanoíco

Ácido-4-clorobutanoíco116


Efectos Inductivos de Diferentes Grupos

117


El efecto de resonancia permite la deslocalización de la carga sobre más de un átomo, haciendo mas estable a la base conjugada, aumentando la acidez.

HA + H2O H3O+A-Efecto de Resonancia

Efecto de Conjugación

OH

N+

O-

O

+OH2

O-

N+

O-

O

OH3++

Ejemplo:

118



119



120



Características del Efecto de Resonancia:

•Es acumulativo.

•No depende de la distancia.

•Es permanente.

•Su magnitud es mucho mayor al efecto inductivo (R >> I).

121


Efecto los Sustituyentes sobre la Resonancia

En sistemas aromáticos podemos encontrar grupos sustituyentes que influyen en el grado de acidez mediante el efecto de resonancia.

122



Comparando la estabilidad de las bases conjugadas:

Base Conjugada más Estable

123



Valores de pKa

OH

R

124


Efectos de Resonancia de Diferentes Grupos

CHO: Grupo Funcional Aldehído

125


Hiperconjugación o Resonancia de No Enlace

Es un fenómeno de deslocalización electrónica, de los electrones del enlace σ a través de un enlace π adyacente.

Solo con fines informativos

Hiperconjugación (Resonancia de No Enlace)

126


Es el efecto que tienen los grupos voluminosos cercanos al centro de reacción que alteran el comportamiento natural de la molécula.

HA + H2O H3O+A-Efecto Estérico

Efecto Espacial

Puede afectar la solvatación, debido al tamaño de los grupos que rodean a la función ácida.Puede afectar la deslocalización electrónica (resonancia), disminuyendo la estabilidad de la base conjugada.En consecuencia disminuye la acidez.

127


Efecto EstéricoSe puede afectar la solvatación.

Menos Ácido128


Efecto Estérico

129


Efecto Estérico

2,6-Dimetil-4-NitrofenolpKa = 7,16

3,5-Dimetil-4-Nitrofenol pKa = 8,24

Los grupos metilo sacan del plano al grupo Nitro de la

posición 4.

Inhibición Estérica a la Resonancia

130


Inhibición Estérica a la Resonancia

Pérdida de la Coplanarridad

131


HA + H2O H3O+A-Puentes de Hidrógeno

Es un tipo especial de interacción electrostática observada entre un átomo de Hidrógeno unido a un elemento electronegativo (N, O, F) y un elemento electronegativo (N,O,F).

Los puente de hidrógeno intramoleculares también puede influir en la acidez: •En ciertos casos, se puede formar el puente de hidrógeno intramolecular antes de extraer el protón, lo cual dificulta la salida del mismo, disminuyendo la ácidez.•En otros casos el establecimiento de un puente de hidrógeno intramolecular, en la base conjugada, aumentando su estabilidad y por lo tanto incrementa la acidez.

Enlace de Hidrógeno Intermolecular

132


Puente de Hidrógeno

O

N+

O-

O

H


IntramolecularPuente de Hidrógeno Intramolecular dificulta ligeramente la salida del protón

acídico.133



Puente de Hidrógeno Intramolecular estabiliza la base conjugada e incrementa la acidez.

Generalmente el efecto estabilizador de la base conjugada por parte de los puentes de hidrógeno intramoleculares es mayor.

134



pKa de Distintos Ácidos Dicarboxílicos

135


Puente de HidrógenopKa Ácido Propanóico = 4,87

pKa1 = 2,83

Ácido PropanodioicopKa2 = 5,69

Ácido Propanodioico

pKa1 FavorablePuentes de Hidrógeno

Intramoleculares

pKa2 DesfavorableRepulsión Electrostática

Cargas Negativas Adyacentes136

Formación de Sales de Ácidos Carboxílicos

HA + NaOH H2ONaA

El Ácido Láurico forma un jabón.

137

Formación de Sales y Solubilidad

Relación Propiedades Estructurales y Solubilidad

Insoluble en agua Soluble en agua

Insoluble en agua Soluble en agua

138

Formación de Sales de Ácidos Carboxílicos

Medicamento antiinflamatorio, también sirve para el tratamiento de reacciones alérgicas y para tratar de ciertas enfermedades autoinmunes.

139

Una forma de hacer mas soluble a un fármaco consiste en introducir un grupo funcional al ácido carboxílico.

Absorción de un Fármaco

En primer lugar el fármaco debe absorberse.•Absorción: Proceso mediante el cual un fármaco pasa desde su forma de administración al organismo (sangre).•Una vez que se ha absorbido el fármaco ocurren los procesos de distribución o movimiento de las moléculas del fármaco a través de los tejidos del organismo y el de metabolismo con transformaciones enzimáticas, para su posterior excreción.

Factores que afectan el acceso del fármaco al sitio activo:•Solubilidad •Polaridad.

140

Absorción de un Fármaco

Absorción:•Los fármacos deben absorberse para poder actuar en la vía sistémica o general.•La absorción depende del Log P (coeficiente de distribución aceite-agua) Log P > 1 Compuesto liposoluble (alta absorción) Log P < 1 Compuesto hidrosoluble (baja absorción)•Estómago pH = 1-3.•Intestino delgado pH = 8.•Sangre pH de 7,35 a 7,45.•La absorción de ácidos y bases depende de su pKa y del pH del medio.

Membrana

Zona Extracelular

Zona Intracelular

141

Tablas de pKa

142

Tablas de pKa

143

Tablas de pKa

144

Características Estructurales para Determinar la Fuerza de una Base

BOH + H2O OH-B+

Una Base Fuerte se ioniza completamente en el medio de reacción (agua) produciendo iones OH- y su respectivo ácido conjugado (catión).Las bases fuertes aceptan protones fácilmente.

145

Las Bases Débiles se ionizan parcialmente en el medio de reacción, estableciendo equilibrios químicos.

Las bases orgánicas generalmente son bases débiles (Ejemplo: Aminas).

pKb = 4,75


Centros Ácidos Presentes en Moléculas Orgánicas

Centros Básicos Presentes en Moléculas Orgánicas

•OH (Ácidos Carboxílicos, Fenoles y Alcoholes).•NH (Imidas, Amidas y Aminas).•SH (Tioles).•CH (protones α carbonílicos, hidrocarburos).

•Grupos Funcionales con Heteroátomos (N, O, S).•Dobles y Triples enlaces.•Hidrocarburos Aromáticos.•Átomos Cargados Negativamente.

Dependen de la Fortaleza de la Base146

Amoníaco Piridina Metilamina

Bases Débiles de Brönsted-Lowry

Bases Fuertes Comunes Bases Fuertes “No tan Comunes”

Bases Metales Alcalinos:LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH

Bases de Metales Alcalinotérreos:Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2

Óxidos Básicos:Na2O,CaOHidruros:

NaH


Bases Inorgánicas Comunes

Bases Orgánicas147

Tipos de Aminas

Alifáticas

Aromáticas o Arilaminas

Aminas Heterocíclicas


148


La fuerza relativa de una base se mide:

•Por la capacidad de la base para aceptar un protón en un medio determinado.•La constante de equilibrio o de basicidad (Kb)

•El pOH se determina como:

pOH = -log10 [OH-]


(ac)

149


pKb = -log10 Kb

CONSTANTE DE BASICIDAD


(ac)

Base Fuerte

150


Ejemplo: Ordene los siguientes compuestos de forma decreciente, de acuerdo a su carácter básico. Justifique su respuesta.

NH

NH2

O

CH3 NH2

Pirrol (14,0) Anilina (3,36) Acetamida (14,5)

pKb

151

Relación entre Ka y Kb

pKa + pKb = pKw = 14

152


CH3NH2 + CH3COOH CH3NH3+ + CH3COO-

pKa = 4,75 pKa = 10,64

pKa + pKb = 14

¿Hacia donde se desplazaran los siguientes equilibrios?

1

2

153


B + H2O OH-BH+

La fuerza de una base depende principalmente del grado de disponibilidad del par de electrones presentes en el o en los centros básicos de la molécula.

•Tamaño de la base.•Hibridación del átomo de nitrógeno.•Efectos inductivos y de resonancia.•Efectos del solvente.•Efectos estéricos.•Puentes de Hidrógeno.

154


Tamaño de la Base.

CH3

O

CH3Dimetiléter

CH3

S

CH3Dimetilsulfuro

pKb = 17,5 pKb = 19,0

Un par de electrones contenido dentro de un mayor volumen se encuentra más disperso y en consecuencia, está menos disponible (menos básico).

155


Hibridación del Nitrógeno.

En el orbital sp2 los electrones se encuentran más cercanos al átomo de nitrógeno y están menos disponibles para ser compartidos, por lo tanto la basicidad disminuye.

•A medida que aumenta el carácter s del orbital híbrido la basicidad disminuye.•Nsp3 > Nsp2 > Nsp

156


Para los siguientes compuestos ordene los átomos de nitrógeno de acuerdo a su carácter básico.

Guanidina

A

Guanina

B

157


Para los siguientes medicamentos ordene los átomos de nitrógeno de acuerdo a su carácter básico.

Licodina

A

pKa = 8,08 pKb = 5,92

pKa = 3,97 pKb = 10,03

Flurazepam

B

pKa = 8,20 pKb = 5,80

pKa = 1,90 pKb = 12,1

No apreciable

158


Efecto Inductivo. El efecto inductivo dador de electrones sobre el átomo de nitrógeno aumenta la basicidad.

159


Efecto Inductivo. El efecto inductivo en las bases también depende de la distancia.El efecto inductivo –I del grupo CN disminuye la disponibilidad del par de electrones sobre el átomo de nitrógeno en mayor medida, conforme se acerca al centro de reacción.

160


Efecto de Resonancia. El efecto de resonancia puede aumentar o disminuir la basicidad de la molécula, ya que la deslocalización electrónica aumenta o disminuye la disponibilidad del par de electrones.•Si la resonancia aumenta la disponibilidad del par de electrones (Aumenta la Basicidad).•Si la resonancia disminuye la disponibilidad del par de electrones (Disminuye la Basicidad).

AcetamidapKb = 14,50

MetilaminapKb = 3,36

En este caso la resonancia disminuye la basicidad

161


Efecto de Resonancia. La resonancia también puede en algunos casos incrementar la basicidad, como ocurre en la Guanidina.

162


Efecto de Resonancia.

pKb = 3,36Ciclohexilamina

pKb = 9,40Anilina

163


Efecto de Resonancia. pKa + pKb = 14

164


Efecto de Solvente.

El disolvente ejerce una influencia sobre el grado de ionización de la base, incluso invirtiendo el orden de basicidad esperado.

B: + H2O OH-BH+

pKb1 < pkb2 < pKb3

165


Efecto de Solvente.En soluciones acuosas debido a la pérdida progresiva de la capacidad de estabilización por solvatación del catión proveniente de nitrógeno se refleja en una disminución de la basicidad.

Ion Metilamonio Ion Dimetilamonio Ion Trimetilamonio

166


Efecto Estérico.

Están relacionados con el tamaño o el volumen de los sustituyentes cercanos al centro de reacción de la molécula.

El impedimento estérico a la dispersión de los electrones no enlazantes en un sistema π incrementa la basicidad.

pKb1 pKb2

pKb1 > pkb2

167

Efecto Estérico.


2,6-dimetilanilina

168


Efecto Estérico.

CH3

CH3

N

CH3

CH3

No hay deslocalización del par de electrones del nitrógeno al anillo aromático.

Pérdida de la coplanaridad.Inhibición estérica a la resonancia.

N,N-dimetil-2,6-dimetilanilina

169


Formación de Puentes de Hidrógeno.

La formación de puentes de hidrógeno intramoleculares, fija la posición del nitrógeno de la amina permitiendo una mejor deslocalización de los electrones haciéndo a la o-nitroanilina menos básica que la anilina.

170


NH3

:

HO-NH2

:

H3C-NH2

:

Ejercicio 1

Ejercicio 2N N

H NH2

NH

CH3

CH3

Ejercicio 3 4-dimetilaminobenzaldehido y N,N-dimetilanilina

Ordene los siguientes compuestos de forma creciente de acuerdo a su carácter básico.

171

Generalidades

Los hidrocarburos son ácidos muy débiles y se necesitan bases muy fuertes para extraer el protón.

Los ácidos orgánicos más fuertes son los compuestos orgánicos protonados y los ácidos más fuertes entre todos son los ácidos inorgánicos minerales.

Para una serie de compuestos orgánicos con esqueleto similar, los alcoholes son más ácidos que las aminas y estos a su vez son más ácidos que los hidrocarburos.

Compuesto pKa

Etanol 16

Etilamina 35

Etano 50

172

Generalidades

El medio de reacción influye sobre los procesos de ionización y de disociación. En un medio de reacción como el agua, el proceso de ionización es favorable por su elevada constante dieléctrica (εH2O = 82) y su capacidad para solvatar aniones y cationes, además de formarse puentes de hidrógeno.

Se necesitan 2 grupos nitro en posiciones orto y para, para disminuir el pka del fenol a 4.

Las aminas alifáticas son más básicas que el amoníaco, por el efecto inductivo +I del o de los grupos alquilo.

Las aminas aromáticas son bases más débiles que el amoníaco, por el efecto +R del grupo amino conjugado al anillo aromático.

173

Energía Libre y Reacciones Ácido-Base

Energía Libre de Gibbs (ΔG): Función Termodinámica de Estado encargada de indicar la espontaneidad de un proceso a presión y temperatura constante.

ΔGºR = ΔHºR – TΔSºR (1)

∆GºR = -R*T*LnK (2)

Donde:•R: Constante de los Gases (R = 8,314 J/K*mol)•T: Temperatura Absoluta en K (T(K) = T(ºC) + 273,15)•K: Constante de ionización ácida o básica.

• Reacción Endergónica (ΔG > 0) (consumen energía)•Reacciones Exergónica (ΔG < 0) (liberan energía)

174


pKa ó pKb > 0 (Ácidos y Bases Débiles)Reacción Endergónica

∆GºR > 0

pK = -LogK ∆GºR = -R*T*LnK

175


pKa ó pKb > 0 (Ácidos y Bases Débiles)Reacción Endergónica

∆GºR > 0

El efecto inductivo (–I) del cloro incrementa la acidez y disminuye el GAP de energía existente entre productos y reactivos.

Productos

Reactivos

176

pK = -LogK ∆GºR = -R*T*LnK

pKa ó pKb < 0 (Ácidos y Bases Fuertes)Reacción Exergónica

∆GºR < 0


NH2

NO2

NO2O2N

+ H3O+

NH3

NO2

NO2O2N

+ H2O

+

Reactivos

Productos

∆GºR < 0

177

Separación de Mezclas de Compuestos

Mezclas: Son combinaciones de dos o más sustancias puras, en la cual cada sustancia conserva sus propiedades físicas y químicas.

Las Mezclas se pueden separar mediante Procesos Físicos y Químicos

Mezclas Homogéneas: Son mezclas uniformes en los cuales los constituyentes de la mezcla no pueden diferenciarse a simple vista.•Las mezclas homogéneas están conformadas por una sola fase. Ejemplos: Aire, enjuague bucal, agua saborizada.

Mezclas Heterogéneas: Son mezclas que no son uniformes y en la cual los componentes constituyentes de la mezcla pueden generalmente diferenciarse a simple vista.Las mezclas heterogéneas están conformadas por dos o más fases.Las mezclas heterogéneas pueden ser gruesas o discretas.

178

Métodos de Separación de Mezclas:Decantación.Filtración.Evaporación. Destilación.Cromatografía.Extracción en Medio Líquido.


179

Separación de Mezclas de CompuestosLos Métodos de Separación se basan en diferencias entre las propiedades físico-químicas de los componentes de una mezcla, tales como:•Punto de Ebullición.•Densidad.•Presión de Vapor.•Punto de Fusión.•Solubilidad.

Disolventes polares apróticos1,4-Dioxano

Acetato de etiloTetrahidrofurano (THF)Diclorometano (DCM)

AcetonaAcetonitrilo (MeCN)

Dimetilformamida (DMF)Dimetil sulfóxido (DMSO)

Disolventes polares próticosÁcido acético

n-ButanolIsopropanol (IPA)

n-PropanolEtanol

MetanolÁcido fórmico

Agua

Disolventes no polaresHexano

BencenoTolueno

Éter dietílicoCloroformo

180


181

Extracción en Medio Líquido •Es la técnica más empleada para separar un producto orgánico con propiedades ácido-base de una mezcla de reacción.


182


Ley de Distribución

Coeficiente de Reparto

K = [A0]/[Aw]

2 Líquidos Inmiscibles

183


Materiales Necesarios para la Separación: Equipo de laboratorio (en la práctica).

Soluciones de:• HCl al 5 ó 10%.• NaOH al 5 ó 10%.• NaHCO3 al 10%.• NaCl saturada.

Solventes orgánicos.• Éter etílico.• Diclorometano.• Cloroformo.• Diclorometano.• Agua.

184


Reglas básicas para la separación de mezclas

Compuesto HCl NaOH NaHCO3 Agua Solvente Orgánico

Ácido Fuerte - + + - +

Ácido Débil - + - - +

Base + - - - +

Neutro - - - - +

+ = Soluble- = Insoluble

Solvente Orgánico Sirve para disolver a todos

los componentes de la mezcla.

185


Ejemplo:

186


Ejemplo:

187


1) Desecar2) Filtrar3) Evaporar


188


Ejemplo:

RCOOH RCOO-Na+NaOH

HClSoluble en AguaInsoluble en Agua

189



190


Ejemplo:OOH

CH3

OHNH2O

Ácido 4-metilbenzoico

Fenol Ciclohexanocarboxamida

191


Ejemplo:

192

Ejemplo:


193


NS

Cl

NClH

Ejemplo: Se tiene una ampolla de un medicamento antípsicotico que se sabe que contiene disuelto al clorhidrato de clorpromazina en solución acuosa. Se desea extraer el principio activo.

NS

Cl

N+H

+ Na OH NS

Cl

NCl

-

194

Separación de Mezclas de Compuestos Proponga las reacciones ácido-base necesarias para separar una mezcla conformada por Vitamina B6 y Antraceno.

AntracenoN

OH

CH2OH

HOH2C

CH3

Piridoxina(Vitamina B6)

Proponga las reacciones ácido-base necesarias para separar una mezcla conformada por Noradrenalina y Ácido Salicílico.

OH

OH

CHCH2NH2

HO

Noradrenalina

COOH

OH

Ácido Salicílico

195

Fin de la Unidad III



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Respaldo



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Reacciones orgánicas y ácido base (prof. edgar del carpio)

Science

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