3. QUÍMICA: ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia y los cambios que ésta sufre . Química Inorgánica Química Química Orgánica Berzelius en 1807 (siglo XIX) sugiere la existencia de dos tipos de materias en la naturaleza, la materia orgánica o materia propia de los seres vivos, y la materia inorgánica. Para justificar las diferencias entre ambas se admitió que la materia orgánica poseía una composición especial y que su formación era debida a la intervención de una influencia singular o «fuerza vital» exclusiva de los seres vivos y cuya manipulación no era posible en el laboratorio.
4. Wöhler en 1828, (discípulo de Berzelius) en forma accidental preparó urea al calentar cianato de potasio, una sustancia inorgánica o mineral. O ІІ NH 4 CNO H 2 NCONH 2 H 2 N – C - NH 2 Cianato de Urea amonio Este experimento y otros parecidos desacreditaron poco a poco la teoría de la fuerza vital y abrieron el camino para la moderna química orgánica sintética.
5. Solubilidad en agua Química Productos Alta Estabilidad Inorgánica minerales Reacciones instantáneas 30.000 compuestos Solubilidad(alcohol, éter, etc) Química C, H, O, N Baja Estabilidad Orgánica minerales Reacciones lentas 800.000 compuestos Enlaces covalentes
6. CO 2, H 2 O, N 2 Compuesto Multienzimáticos, Ribosomas. Cromosomas Membranas, Estructuras Sistemas Contráctiles Núcleos Mitocondrias Células Tejidos Organos O R GA N I S M O S (Individuo) Nº Compuestos 3 30 10 3 10 12 20 Aminoácidos 5 Bases Nitrogenadas y Ribosa Glucosa Palmitato Glicerol Colina Amino Acido Nucleótidos Azúcares Lípidos Proteínas Acidos Nucleícos Polisacáridos Lípidos
7. GLUCOSA 690 Kcal Autotróficos Luz Solar O 2 690 Kcal Heterotróficos H 2 O CO 2
8.
9. Configuraciones Electrónicas: No se puede predecir la órbita de un electrón alrededor del núcleo porque no sigue las mismas pautas que la órbita de un planeta alrededor del Sol. La combinación de los números cuánticos n , l y m nos permite conocer los estados de energía permitidos para los electrones de un átomo, es decir, los orbitales. Como existe incertidumbre sobre la posición de un electrón en un instante dado, hablaremos siempre de nube electrónica para referirnos a esa zona difusa. La representación gráfica del orbital delimita una zona en la que existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón.
11. Cuando tratamos de explicar los enlaces y la geometría de muchas moléculas a través de la unión de orbitales puros, nos encontramos con modelos que no están de acuerdo con la realidad. El primer caso que trataremos será el de los compuestos carbono-hidrógeno. En el diagrama electrónico vemos que el carbono (Z=6) puede adquirir la covalencia 4 con un salto de un electrón al subnivel 2p z .
12. S i los enlaces C-H se formasen a partir del orbital 1s del hidrógeno y de los orbitales s y p del carbono, la molécula de metano tendría tres enlaces de igual energía (s-p) y otro de distinta energía (s-s). El comportamiento químico del CH4 nos permite asegurar que todos los enlaces C-H son idénticos. Por tanto, el carbono ha de disponer de orbitales de igual energía.
13. M ediante un procedimiento de HIBRIDACIÓN , un grupo de orbitales de valencia de diferentes energías, dan otro número igual de orbitales, de características híbridas, y de la misma energía. En general, a partir de orbitales puros heterogéneos (s, p, d...) se pueden obtener orbitales híbridos homogéneos (p.ej: sp3d, etc). En el caso que nos ocupa, hemos obtenido 4 orbitales homogéneos llamados sp3 debido a la proporción existente entre los puros (un 25% de características s y un 75% de p ).
14. Hibridación Sp 3 ORBITAL sp3 Según pone de manifiesto el estudio matemático del proceso, los ejes de sus cuatro lóbulos mayores se dirigen hacia los vértices de un tetraedro regular:
15. Esta hibridación, típica de todos los átomos de carbono unidos a otros cuatro átomos cualesquiera, supone la situación más perfecta para que el solapamiento de cada uno de los cuatro orbitales híbridos con el correspondiente orbital de los átomos unidos al átomo de carbono tetraédrico sea máxima. Ello es debido a que la forma tetraédrica supone la mayor distancia posible entre los cuatro orbitales híbridos y, por tanto, entre los cuatro enlaces covalentes resultantes, con lo que sus repulsiones mutuas serán mínimas y el solapamiento o interpenetración mayor. Con ello, de acuerdo con el principio de Pauling de que a mayor solapamiento corresponde mayor fuerza del enlace, los enlaces s resultantes son muy fuertes y estables.
16. Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp 3 y una estructura tetraédrica.
17. Así son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas, entre otros. Todos estos compuestos tienen estabilidad suficiente como para poder ser almacenados sin problemas especiales. Molécula de etano
18. Los átomos que se mantienen unidos por un enlace σ también pueden tener orbitales atómicos “p” cuyos ejes sean perpendiculares al enlace σ.La interacción lateral de dichos orbitales “p” conduce a orbitales moleculares enlazante π, y de menor energía que los atómicos de partida, y otro antienlazante π*, de mayor energía y con un nodo :
20. Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá hibridación sp 2 y una geometría trigonal plana. Así son compuestos estables tales como olefinas, hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos y derivados, entre otros.
22. Hibridación Sp Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.
23.
24. EFECTOS DE HIBRIDACIÓN SOBRE LONGITUDES DE ENLACE: || 1,20 50 sp CH ≡ CH ACETILENO o Etino ≡ C — 1,34 33,33 sp 2 CH 2 ═ CH 2 ETENO C 1,54 25 sp 3 CH 3 – CH 3 ETANO | — C — | Long. Enlace Å % caract. S Hidridación C Compuesto Enlace
25. Electronegatividad del carbono en función de su hibridación El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el carácter s de la hibridación. Por tanto los carbonos del etano ( sp 3 ) son menos electronegativos que los del eteno ( sp 2 ) y éstos a su vez menos electronegativos que los del etino ( sp ). El cálculo de las densidades electrónicas en estos tres compuestos refleja claramente este hecho: (azul +, rojo -) Etino Eteno Etano
26. Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada desde el etano al etino, prueba de su menor densidad electrónica como consecuencia de la electronegatividad creciente del carbono. Enlaces Covalentes: Como ya hemos estudiado, los enlaces covalentes no sólo se forman entre átomos idénticos (H—H), (C—C) sino que también se forman entre átomos diferentes (C—H), que no difieren mucho en electronegatividad, ENLACE NO POLAR H H H | | | H — C — H H — C — C — H N ≡ N | | | H H H
27. Sin embargo, si los átomos son diferentes entre sí, el par de electrones no se comparte de igual forma por los dos . Tal tipo de enlace recibe el nombre de enlace covalente polar , porque uno de los átomos que están unidos adquiere una carga parcial negativa y el otro, una carga parcial positiva. δ+ δ- δ- δ- H — Cl O O H H CH 3 CH 3 δ + δ + δ + δ + δ = Densidad de carga δ+ = Carga parcial positiva δ- = Carga parcial negativa
28. Li Be B C N O F Cl Br I Creciente Decreciente A partir de estas generalizaciones podemos afirmar que los átomos presentados a la derecha del enlace, en cada uno de los siguientes casos, será negativo con respecto al de la izquierda. C — N C — Cl H — O Br — Cl C — O C — Br H — S Si — C
29. Momentos Dipolares ( ): es la suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula.
