Introducción A La Química Orgánica

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

INDICE

INTRODUCCIÓN.

NOMENCLATURA.

 NOTACIÓN Y CONVENCIONES.

 ALCANOS.

 ALQUENOS.

 ALQUINOS.

 NOMBRES NO NORMALIZADOS.

ALCANOS Y CICLOALCANOS.

 PROPIEDADES FÍSICAS.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

ALQUENOS.

 PROPIEDADES FÍSICAS.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

 ALQUENOS CONJUGADOS.

 SISTEMA ALÍLICO.

 DIENOS CONJUGADOS.

 CONTROL CINÉTICO Y TERMODINÁMICO.

 BENCENO Y AROMATICIDAD.

 PROPIEDADES FÍSICAS.

 REACCIONES.

ALQUINOS.

 PROPIEDADES FÍSICAS.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

GRUPOS FUNCIONALES.

 ORDEN DE PRIORIDAD.

 HALUROS ORGÁNICOS.

 NOMENCLATURA.

 PROPIEDADES FÍSICAS.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

 COMPUESTOS ORGANOMETÁLICOS.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

 ALCOHOLES Y FENOLES.

 NOMENCLATURA.

 PROPIEDADES FÍSICAS.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

 FENOLES.

 ÉTERES.

 NOMENCLATURA.

 PROPIEDADES.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

 ALDEHÍDOS Y CETONAS.

 NOMENCLATURA.

 PROPIEDADES FÍSICAS.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

 ANIÓN ENOLATO.

 ADICIÓN ALDÓLICA.

 CONDENSACIÓN ALDÓLICA.

 COMPUESTOS CARBONÍLICOS INSATURADOS CONJUGADOS.

 REACTIVIDAD.

 ADICIÓN DE MICHAEL.

 ANELACIÓN DE ROBINSON.

 ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y DERIVADOS.

 DERIVADOS.

 NOMENCLATURA.

 PROPIEDADES.

 SÍNTESIS Y REACCIONES.

 CONDENSACIÓN DE CLAISEN.

 CONDENSACIÓN DE DIECKMANN.

 COMPUESTOS 1,3-DICARBONÍLICOS.

 GENERALIDADES.

 SÍNTESIS ACETIL-ACÉTICA.

 SÍNTESIS MALÓNICA.

 PROCESOS DE DIALQUILACIÓN.

 OBTENCIÓN DE CICLOS.

 AMINAS.

 NOMENCLATURA.

 PROPIEDADES.

 SÍNTESIS.

 REACCIONES.

 ELIMINACIÓN DE HOFFMAN.

 REACCIÓN DE SANDMEYER.

REACCIONES.

 CLASIFICACIÓN.

 REACCIONES DE SUSTITUCIÓN.

 REACCIONES DE ELIMINACIÓN.

 CRITERIOS DE REACTIVIDAD.

 INTERMEDIOS DE REACCIÓN.

 ESTABILIDAD DE RADICALES LIBRES, CARBOCATIONES Y CARBANIONES.

ISOMERÍA.

 ISOMERÍA CONSTITUCIONAL.

 ISOMERÍA EN EL ESPACIO O ESTEREOISOMERÍA.

 ISOMERÍA CONFORMACIONAL.

 CONFORMACIONES

 PROYECCIONES DE NEWMAN.

 ANÁLISIS CONFORMACIONAL DEL CICLOHEXANO.

 ISOMERÍA CONFIGURACIONAL.

 CONFIGURACIÓN.

 MOLÉCULAS CUYAS CADENAS TIENEN DOBLES ENLACES.

 SISTEMAS CÍCLICOS PLANOS.

 SISTEMAS CÍCLICOS PLEGADOS.

 NOMENCLATURA R,S.

Introducción.

 Estructuras de Lewis.

Las estructuras de Lewis pueden dibujarse para todos los elementos y compuestos representativos de una molécula unidos mediante enlaces covalentes. Un enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten electrones. Si los dos átomos del enlace son iguales o tienen electronegatividad similar, los electrones son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado no polar. Si los dos átomos tienen electronegatividad significativamente diferente, los electrones no son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado como polar. En un enlace polar, el elemento más electronegativo adquiere una carga parcial negativa, y el elemento menos electronegativo adquiere una carga parcial positiva. Las cargas parciales se denotan comúnmente con la letra griega “delta” ().

Una regla para determinar si un enlace covalente va a ser polar o no polar es como se explica a continuación:

Si las casillas de la tabla periódica en las que se encuentran los elementos que forman el enlace covalente tienen un lado común (boro y carbono, por ejemplo), la diferencia de electronegatividades es, en general, lo suficientemente pequeña como para que el enlace entre estos dos elementos sea considerado no polar. Si las casillas de los átomos no tienen ningún lado en común (carbono y oxígeno, por ejemplo), entonces cualquier enlace entre estos elementos es considerado como polar. Las cargas parciales en este último enlace pueden representase por:

C – O 

Cuando se aplica esta aproximación, el hidrógeno (electronegatividad 2.1) debería situarse entre el boro y el carbono.

 Método para el dibujo de las estructuras de Lewis.

1. Se cuenta el número de electrones que tiene cada átomo en su capa exterior y se obtiene el número total de electrones que tiene la molécula en su capa exterior.

2. Se determina el número de enlaces que tiende a formar cada átomo considerando la regla del octeto.

3. Se coloca el átomo que tiende a formar más enlaces en el centro.

4. Se coloca el hidrógeno, flúor, bromo, cloro en el exterior.

5. Una vez colocados los átomos, conectarlos mediante enlaces simples.

6. Se colocan los electrones en los átomos exteriores para satisfacer la regla del octeto para cada uno de estos átomos.

7. Si hay electrones disponibles, se añaden al átomo central para que se cumpla la regla del octeto.

8. Se crean los enlaces múltiples (dobles y triples) necesarios entre los átomos exteriores y centrales para satisfacer la regla del octeto moviendo los electrones no compartidos para formar pares de enlace. Pongamos el ejemplo del cianuro de hidrógeno (HCN):

ÁTOMO ELECTRONES EN CAPA EXTERNA ENLACES A FORMAR

H 1 1

C 4 4

N 5 3

Se dibuja el esqueleto con los átomos conectados por enlaces simples. Puesto que el carbono es el que más enlaces requiere, se coloca en el centro.

H – C - N

Se añaden los electrones restantes a los átomos más exteriores hasta llegar a los 10 electrones totales.

H – C - N

El carbono no cumple la regla del octeto (pero el hidrógeno y el nitrógeno sí). Se mueven los electrones de valencia desde el nitrógeno para formar un enlace múltiple entre el carbono y el nitrógeno (triple).

H – C  N

 Carga formal.

Los átomos más comunes en los compuestos suelen formar un número determinado de enlaces (el carbono 4 enlaces, el nitrógeno 3, el oxígeno 2, el hidrógeno y los halógenos 1 enlace). Cuando dichos átomos forman un número de enlaces que no es el indicado, para que la contabilidad de electrones sea coherente, es necesario colocar en ellos una carga formal que se indica mediante un signo + o un signo – en las cercanías del átomo correspondiente.

Se calcula tomando el número del grupo del átomo en la tabla periódica, o lo que es lo mismo, número de electrones de valencia en un átomo libre neutro, y restando el número de electrones asociados con él mediante la fórmula:

Carga formal = número de grupo o nº de electrones de valencia – ½ (nº de electrones compartidos) – (nº de electrones no compartidos)

La suma aritmética de todas las cargas formales debe ser igual a la carga total en la molécula o ion. Por ejemplo:

H + Para el Hidrógeno: CARGA FORMAL =

H N H electrones libres (1) - electrones asignados (1) = 0

H Para el Nitrógeno: CARGA FORMAL =

electrones libres (5) – electrones asignados (4) = + 1

CARGA EN EL ION = (4) x (0) + 1 = +1

 Resonancia.

Existen diversas moléculas cuyos electrones no parecen estar localizados en posiciones fijas (dadas por las estructuras de Lewis) sino dispuestos en diferentes posiciones. La teoría de la resonancia explica esto suponiendo que dichas moléculas son un compuesto intermedio entre una serie de estructuras moleculares llamadas formas resonantes. Cada una de ellas, por sí misma, no existe, existe el conjunto llamado híbrido de resonancia.

Por ejemplo, los electrones en el ion acetato (CH3CO2-) pueden considerarse como localizados en dos diferentes disposiciones:

H O H O

H – C – C H – C – C

H O H O

El híbrido de resonancia posee una menor energía (y por tanto es más estable) que cada una de las formas resonantes.

Las distintas formas canónicas o resonantes deben tener el mismo número y la misma clase de núcleos de átomos y el mismo número de electrones. La diferencia entre unas formas canónicas y otras se encuentra exclusivamente en la posición de los electrones.

Para que exista resonancia deben existir al menos dos formas resonantes que tengan energía similar si no la molécula perfectamente representada por la de menor energía que sería la predominante.

Cuanto mayor sea el número de formas resonantes la molécula será más estable.

Toda molécula que sólo posea enlaces simples no tiene formas resonantes. Las moléculas con enlaces múltiples pueden tener formas resonantes o no.

La resonancia estabiliza las moléculas

...