Química Orgánica General Dra. Maribel Plascencia Jatomea Departamento de Investigación y Posgrado en Alimentos, DIPA Laboratorio de Microbiología y Micotoxinas 3er piso, Edificio 5P “Dr. Manuel Sánchez Lucero” E-mail: [email protected]

Capítulo 5:

Propiedades físicas de los compuestos orgánicos  Punto de ebullición  Punto de fusión

 Solubilidad  Acidez

Tipos de enlaces  Iónico (entre iones)  Covalente (entre átomos de una misma molécula)  Intermoleculares:  Fuerzas de Van de Waals  Enlaces de hidrógeno  Fuerzas de London

 Metálico (entre cationes metálicos unidos por e–)

Fuerzas intermoleculares: interacciones dipolo-dipolo, puentes de hidrógeno, fuerzas de Van der Waals, fuerzas de London La estructura verdadera de una molécula es el resultado neto de una combinación de fuerzas repulsivas y atractivas, que están relacionadas con la carga y el espín electrónicos.

•

Fuerzas repulsivas: Los e- tienden a mantenerse separados al máximo porque tienen la misma carga, y también cuando no están apareados, porque tienen igual espín (principio de exclusión de Pauli). Núcleos atómicos de igual carga también se repelen mutuamente.

•

Fuerzas atractivas: Los e- son atraídos por núcleos atómicos lo mismo que los núcleos por los e- debido a su carga opuesta, y por ello tiende a ocupar la región entre dos núcleos; el espín opuesto permite que dos e- ocupen la misma región.

Fuerzas intermoleculares

Estructura del hielo

¿Qué tipo de fuerzas mantienen juntas las moléculas neutras? Al igual que las interiónicas, estas fuerzas parecen ser de naturaleza electrostática, en dónde las cargas positivas atraen cargas negativas. Esta fuerza de atracción electrostática entre aniones y cationes en los compuestos electrovalentes es considerable.

Hay dos clases principales de fuerzas intermoleculares: interacciones dipolo-dipolo y fuerzas de Van der Waals.

Interacciones dipolo-dipolo Es la atracción que ejerce el extremo positivo de una molécula polar por el negativo de otra semejante. Por ejemplo, en el HCl, el hidrógeno relativamente positivo de una molécula es atraído por el cloro relativamente negativo de otra.

 Como resultado de esta interacción dipolodipolo, las moléculas polares por lo general se unen entre sí más firmemente que las no polares de peso molecular comparable.  Esta diferencia entre la intensidad de las fuerzas intermoleculares se refleja en las propiedades físicas de los compuestos implicados.

Molécula Polar

Molécula Polar

Interacción Dipolo- Dipolo

Puente de hidrógeno  Es un tipo de atracción dipolo-dipolo particularmente fuerte, en el cual un átomo de H sirve como puente entre dos átomos electronegativos (F, O, N) , sujetando a uno con un enlace covalente, y al otro, con fuerzas puramente electrostáticas.  Cuando el hidrógeno se encuentra unido a un átomo muy electronegativo, la nube electrónica se distorsiona considerablemente hacia éste, exponiendo el núcleo del hidrógeno.

El puente de hidrógeno se representa mediante una línea punteada; el H debe quedar entre dos átomos electronegativos (F, O, N) unido a uno por enlace covalente y al otro por atracción.

En las fórmulas, los enlaces por puentes de hidrógeno se indican generalmente por una línea de puntos:

H H F

H F

H O H O H

H

H

H N H N H

H

H

H

H N H O H

Para que un enlace por puente de hidrógeno sea importante, ambos átomos electronegativos deben ser del grupo F, O, N. Sólo es suficientemente positivo un hidrógeno enlazado a uno de estos elementos y sólo estos tres elementos deben su efectividad especial a la carga negativa concentrada sobre sus átomos pequeños.

Interacciones por puente de hidrógeno en las moléculas de H2O, NH3 y HF.

Interacciones por puente de hidrógeno en la molécula de agua: formación de agregados intermoleculares

Interacciones por puente de hidrógeno entre las moléculas de etanol y las interacciones dipolo-dipolo, mucho más débiles, entre las moléculas de dimetil éter.

Fuerzas de Van der Waals  Son fuerzas de atracción entre las moléculas de un compuesto no polar (fuerzas de baja intensidad).  Solo ejercen su acción a distancias muy cortas y son máximas cuando las moléculas se hallan en contacto.  Las fuerzas de Van der Waals totales entre una molécula y sus vecinas depende de la superficie de la molécula en cuestión, es decir, a mayor superficie mayor fuerza de atracción.

 Como la superficie de una molécula está relacionada con su peso molecular (las moléculas más pesadas ocupan mayor volumen), los puntos de ebullición de una serie de compuestos de estructura similar aumentan al incrementarse el peso molecular.  Para compuestos de igual peso molecular, mientras menor sea la superficie (molécula más compacta), menor será el punto de ebullición.

Fuerzas de Van der Waals :

Molécula No Polar

Molécula Polar

Interacción Dipolo-Dipolo Inducido

Fuerzas de Van der Waals :

Molécula No Polar

Molécula Polar

Interacción Dipolo Inducido- Dipolo Inducido

Propiedades físicas: puntos de fusión, de ebullición, solubilidad y densidad  Las propiedades físicas de un compuesto nuevo dan indicaciones valiosas sobre su estructura, y a la inversa, la estructura de una sustancia a menudo nos dice qué propiedades físicas esperar de ella.  El éxito en laboratorio a menudo depende de una adecuada predicción de propiedades físicas a partir de la estructura.

 Hay dos tipos extremos de enlaces químicos:  

Generados por transferencia de electrones Covalentes, formado por electrones compartidos

 Las propiedades físicas de un compuesto dependen en gran medida del tipo de enlaces que mantienen unidos los átomos de una molécula

 La posibilidad de aislar un producto por destilación depende de su punto de ebullición y de los puntos de ebullición de los contaminantes.

 El aislamiento por recristalización depende de su solubilidad en varios disolventes y de la de los contaminantes.

Punto de fusión  En un sólido cristalino las partículas que actúan como unidades estructurales, iones o moléculas, se hallan ordenadas de una forma muy regular y simétrica; existe un modelo geométrico que se repite en el cristal.  Fusión es el cambio desde una disposición muy ordenada de partículas en el retículo cristalino al más desordenado que caracteriza a los líquidos.  La fusión se produce cuando se alcanza una temperatura a la cual la energía térmica de las partículas es suficientemente grande como para vencer las fuerzas intracristalinas que las mantienen en posición.

 Punto de fusión: Temperatura a la que un sólido se convierte en líquido.  El factor determinante del punto de fusión es el empaquetamiento de las moléculas en la red cristalina: cuanto mejor se ajusten al cristal mayor será la energía necesaria para romper la red y, por tanto, mayor será el punto de fusión.

Diamante (Carbono puro)

Grafito (Carbono puro)

Estructura muy compacta Estructura atómica en láminas

Punto de ebullición  En un líquido las partículas tienen un arreglo menos regular y gozan de mayor libertad de movimiento que en un cristal; cada una de ellas es atraída por muchas otras.  La ebullición implica la separación de moléculas individuales, o pares de iones con carga opuesta, del seno del líquido. Esto sucede cuando se alcanza una temperatura suficiente para que la energía térmica de las partículas supere las fuerzas de cohesión que las mantienen en el líquido.

Punto de ebullición: Temperatura a la cual un compuesto líquido se convierte en gas. Para que un compuesto se vaporice, las fuerzas que mantienen las moléculas unidas unas a otras deben romperse.

100°C

218°C

Depende de la atracción entre las moléculas: Si las moléculas se mantienen unidas por interacciones fuertes, se necesitará mucha energía para separar las moléculas unas de otras y el compuesto tendrá el punto de ebullición muy alto.

Si las fuerzas intermoleculares son débiles, se necesitará una cantidad de energía relativamente baja para separar las moléculas unas de otras, y el compuesto tendrá el punto de ebullición bajo.

100.17°C

 Cuanto más grandes son las moléculas, más fuertes son las fuerzas de Van der Waals. Se conservan otras propiedades polaridad, puentes de hidrógeno -, pero el punto de ebullición aumenta con el tamaño molecular.

 Los puntos de ebullición de sustancias orgánicas son más elevados que el de la molécula no polar del metano, pero rara vez se encuentran puntos de ebullición por encima de 350ºC.  A temperaturas más elevadas, comienzan a romperse los enlaces covalentes dentro de las moléculas, con lo que compiten la descomposición y la ebullición.

Solubilidad

 Cuando se disuelve un sólido o un líquido, las unidades estructurales iones o moléculas se separan unas de otras y el espacio entre ellas pasa a ser ocupado por moléculas de disolvente.  Durante la disolución debe suministrarse energía para vencer las fuerzas interiónicas o intermoleculares.  ¿De dónde proviene esta energía? La requerida para romper los enlaces entre las partículas del soluto es aportada por la formación de enlaces entre partículas de soluto y moléculas de disolvente.

 Además de afectar a los puntos de ebullición y de fusión, las fuerzas intermoleculares determinan la solubilidad de los compuestos orgánicos.  Regla general: lo semejante disuelve a lo semejante: las sustancias polares se disuelven en disolventes polares y las no polares en disolventes no polares. Hay cuatro casos distintos a la hora de considerar los efectos de la polaridad sobre la solubilidad.

1. Un soluto polar con un disolvente polar. Ejemplo 1: disolución del NaCl (compuesto iónico, soluto muy polar) en agua (disolvente polar). Para conseguir la disolución de un cristal es necesario romper la atracción electrostática que lo iones de signo opuesto se ejercen mutuamente en una red cristalina. Para separar a los iones se necesita una gran cantidad de energía pero el agua, un disolvente muy polar, es capaz de disolver a muchos sólidos iónicos mediante un proceso de solvatación.

Ejemplo 2: disolución del HCl en agua. Se produce la ordenación de las moléculas de soluto y disolvente de manera que las moléculas de agua rodean al HCl, acercando los oxígenos a la parte positiva (H) del dipolo que forma la molécula de HCl y acercando los hidrógenos hacia la parte negativa (Cl) del dipolo que forma la molécula de HCl.

2. Un soluto polar con un disolvente no polar. Ejemplo: adición de NaCl (soluto polar) a hexano (disolvente no polar). No se produce la disolución del soluto porque las moléculas no polares del hidrocarburo no solvatan a los iones y no pueden superar la gran energía que se necesita para romper la red cristalina.

3. Un soluto no polar con un disolvente no polar. Ejemplo: disolución de la cera de parafina (soluto no polar) en hexano (disolvente no polar). La cera de parafina está constituida por largas moléculas de hidrocarburo no polares que se atraen débilmente, por interacciones de London. Estas atracciones se compensan fácilmente con las atracciones de Van der Waals con el disolvente. Aunque el intercambio energético es mínimo, la fuerza impulsora que explica la disolución de la cera de parafina en hexano es el gran aumento de la entropía que se produce en el proceso de disolución.

4. Un soluto no polar con un disolvente polar. Ejemplo: la interacción entre la cera de parafina (soluto no polar) y el agua (disolvente polar). La energía necesaria para separar a las moléculas no polares es mínima ya que las interacciones que actúan son las débiles fuerzas de London. Por el contrario, las interacciones entre las moléculas de agua son mucho más fuertes porque se mantienen unidas por enlaces de hidrógeno. Para que el soluto no polar se disuelva en agua es necesario que se intercale entre las moléculas del disolvente polar, lo que implica un proceso de separación de las moléculas de agua, y por tanto la consiguiente ruptura de puentes de hidrógeno. El soluto no se disuelve: la red de puentes de hidrógeno de las moléculas de agua excluye a las moléculas de parafina.

Propiedades físicas Los estados sólido, líquido y gaseoso de un compuesto no representan diferencias en la estructura de las moléculas individuales; más bien representan variaciones en la disposición de las moléculas.

Sólido: moléculas acomodadas de manera compacta, relativamente inmovilizadas en una red cristalina ordenada. Las fuerzas de atracción alcanzan un máximo.

Líquido: las atracciones moleculares continúan existiendo, pero las moléculas son móviles, tienen más energía cinética.

Gas: la movilidad molecular es tan grande que prácticamente no existen atracciones moleculares y cada molécula es, en teoría, independiente de otras.

Fuerzas intermoleculares Se requiere energía, en forma de calor, para suministrar a las moléculas el ímpetu y movilidad que necesitan para: • Desprenderse de la red cristalina y formar un líquido, o bien • Para romper todas las fuerzas de atracción y convertirse en vapor.

Sublimación

Licuefacción

Solidificación

Gas

Líquido

Sólido

Ebullición o Vaporización

Fusión

Volatilización

Puntos de fusión, ebullición y solubilidad y densidad Para casi todas las clases de compuestos orgánicos, los puntos de fusión y ebullición aumentan con el peso molecular. Consideraciones (ejemplos de referencia):

Gas natural: gas Gasolina: líquido volátil Aceite para motor: líquido espeso, no volátil Parafina (velas): sólido

Aumento del peso molecular

 Cuanto mayor es la molécula, mayor número de atracciones intermoleculares. Estas atracciones se debilitan o se rompen en cualquier transición del estado (sólido/líquido, líquido/gas, sólido/gas).  Cuanto más pesada es la sustancia, mayor es la energía que se necesita para proporcionar a las moléculas el ímpetu suficiente para romper las fuerzas intermoleculares.

Propiedades físicas y estructura

molecular  En los hidrocarburos, el punto de ebullición disminuye con la ramificación de la cadena. La ramificación hace que la molécula sea más compacta y disminuye el área superficial.

 Cuanto más pequeña sea el área superficial, hay menos atracciones intermoleculares. En consecuencia, las moléculas ramificadas tienen puntos de ebullición más bajos que las no ramificadas de peso molecular comparable.

 La simetría molecular ordinariamente aumenta el punto de fusión de un compuesto, ya que las moléculas encajan con más facilidad en una red cristalina.  Para compuestos ramificados, una red cristalina más estable requiere más energía para destruirse, por lo que los puntos de fusión son más altos.

CH3 CH3CH2CH2CH2CH3

CH3

CH3-CH-CH2CH3

CH3- C -CH3 CH3

p.f. °C

-130

-160

-17

p.e. °C

36

28

9.5

Solubilidad y densidad  Los alcanos son insolubles en agua debido a que son No polares (enlaces apolares C-C y CH), mientras que el agua es un disolvente polar (enlaces O-H polares).

 Los hidrocarburos son menos densos que el agua y flotan en su superficie. Ejemplo: derrames de petróleo en el mar.

Métodos de obtención a nivel industrial

Preguntas generadoras  ¿Qué es un hidrocarburo?  ¿Dónde podemos encontrar alcanos?  ¿Por qué es tan importante el petróleo?  ¿Por qué es importante seguir reglas para nombrar los compuestos?