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Coloquio propiedades y efectos electrónicos en química orgánica
Tecnicatura Universitaria en Producción de Medicamentos 2017
Electronegatividad y polaridad
La tendencia relativa de un átomo enlazado en una molécula para atraer electrones se expresa con el término
electronegatividad. Cuanto mayor es la electronegatividad, tanto mayor es la efectividad del átomo para atraer
y retener electrones. Un enlace formado por átomos con electronegatividad diferente se conoce como polar.
Un enlace covalente no polar se presenta entre átomos con una diferencia muy pequeña o de cero en
electronegatividad.
El elemento más electronegativo de un enlace covalente es relativamente negativo en su carga, mientras que
el elemento menos electronegativo es relativamente positivo. Los símbolos δ+ y δ-representan cargas
parciales (polaridad de enlace). Estas cargas parciales no deben confundirse con cargas iónicas. La suma de
vectores de todos los momentos de enlace individuales da como resultado el momento dipolar neto de 1a
molécula.
1. ¿Que indican los momentos dipolares μ =0 para C02 y μ = 1.84 D para H20, acerca de las formas de estas
moléculas?
Fuerzas intermoleculares
a) La interacción dipolo-dipolo resulta de la atracción del extremo δ+ de una molécula polar hacia el
extremo δ- de otra molécula polar.
b) Puente de hidrógeno. X-H y :Y pueden estar unidos X-H---:Y, si X y Y son átomos pequeños,
altamente electronegativos como el F, el O y el N. Los puentes de hidr6geno también se presentan a nivel
intramolecular.
c) Fuerzas de London (Van der Waals). Los electrones de una molécula no polar pueden causar un
desequilibrio momentáneo en la distribuci6n de la carga en moléculas vecinas, induciendo de ese modo un
momento dipolar temporal. Aunque cambian constantemente, estos dipolos inducidos llevan a una fuerza de
atracción neta débil.
Cuanto mayor es el peso molecular de la molécula, tanto mayor es el número de electrones y mayores son
estas fuerzas. El orden de atracción es:
Puente de H » dipolo-dipolo > fuerzas de London
2. Calcule las siguientes progresiones en el punto de ebullición. a) CH4; Cl2; CH3Cl
b) CH3CH2OH, CH3CH2F, CH3CH2CH3,
3. Los puntos de ebullición del n-pentano y su isómero neopentano son 36.20 y 9.5°, respectivamente.
Explique esta diferencia.
4. Cual compuesto de cada par tendrá mayor punto de ebullición?
a) pentano y heptano
b) acetona y 1-propanol
c) n-propilamina y trimetilamina
d) ácido propanoico y acetato de etilo
Solventes
5. El aceite mineral, una mezcla de hidrocarburos con peso molecular alto, se disuelve en n-hexano pero no en
agua o alcohol etílico, CH3CH20H. Explique.
6. Explique por qué CH3CH20H es mucho más soluble en agua que CH3(CH2)3CH20H.
Lic Mariana Bianchi
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7. Explique por qué el NaCl se disuelve en agua.
8. ordene los siguientes compuestos por orden de solubilidad en agua: ácido acético, etano, éter etílico
9. El éter dietilico y el butanol muestran similar solubilidad en agua, pero el punto de ebullición del butanol es
83`C más elevado que el del éter, sugiera una explicación para esta diferencia.
Híbridos de resonancia
La teoría de la resonancia describe especies para las cuales no se puede escribir una estructura electrónica de
Lewis sencilla. Como ejemplo, considere el óxido de dinitrogeno, N20:
Una comparación de las longitudes de enlace calculada y observada muestra que ninguna de las estructuras es
correcta. No obstante, estas estructuras de contribuyentes (resonantes) indican que el hibrido de resonancia
real tiene algo de carácter de doble enlace entre el N y el O, y algo de carácter de triple enlace entre el N y el
N. Este estado de cosas se describe con la estructura que no es de Lewis.
Cuanto más igualdad de energía exista entre las estructuras de contribución, tanto mayor será la energía de
resonancia y menos se parecerá el hibrido de resonancia a cualquiera de las estructuras contribuyentes.
Cuando estas estructuras tienen energías disímiles, el híbrido se parecerá más a la estructura con más baja
energía.
Las estructuras contribuyentes a) difieren solamente en posiciones de electrones (los núc1eos atómicos deben
tener las mismas posiciones), y b) tienen que tener el mismo número de electrones apareados. Las energías
relativas de las estructuras contribuyentes se evalúan según las siguientes reglas:
1.
2.
3.
4.
5.
Las estructuras con el mayor número de enlaces covalentes son los más estables. Sin embargo, para
elementos del segundo periodo (C, O, N) se debe cumplir la regla del octeto.
Con unas pocas excepciones, las estructuras con la menor cantidad de cargas formales son más estables.
Si todas las estructuras tienen carga formal, la más estable (la de energía más baja) tiene - en el átomo
mas electronegativo y + en e1 átomo más electropositivo.
Estructuras con cargas formales similares en átomos adyacentes tienen energías muy altas.
Las estructuras de resonancia con deficiencia de electrones, átomos positivamente cargados, tienen
energía muy elevada y, por lo común, no se toman en cuenta.
10. Escriba las estructuras contribuyentes, mostrando las cargas formales cuando sea necesario, para a) ozono,
O3; b) CO2; c) benceno, d)
Acidez y basicidad
El carácter básico en una especie depende de la reactividad del átomo con el par de electrones no
compartidos, este átomo es el sitio básico para aceptar el H+. Cuanto más extendida (dispersa, deslocalizada)
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sea la densidad del electr6n en el sitio básico, tanto menos básica es la especie. La acidez de una especie se
puede determinar a partir de la basicidad de su base conjugada.
11. Compare y explique la acidez del H subrayado en:
12. Explique el orden decreciente de basicidad de las siguientes aminas: CH3NH2 > NH3 > NF3.
13. Explique el orden decreciente de acidez: HC≡CH>H2C=CH2> CH3- CH3.
14. ordene los siguientes compuestos de acuerdo a la acidez decreciente. Explique los efectos estructurales y
electrónicos que explican estas diferencias.
a) H-CH2-COOH , I-CH2-COOH , Cl-CH2-COOH , Br-CH2-COOH , F-CH2-COOH
b) Cl2CH-COOH , ClCH2-COOH , Cl3C-COOH
c) metanol, ácido acético, fenol
d) fenol, o-nitrofenol, p-nitrofenol, m-nitrofenol
15. Ordene las siguientes aminas de acuerdo a su basicidad decreciente. Interpretar los efectos estructurales
y/o electrónicos.
a) anilina, o-nitroanilina, p-nitroanilina, m-nitroanilina
Coloquio
Lic Mariana Bianchi
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Estados de oxidación
El número de oxidación es un valor que se asigna a un átomo con base en electronegatividades relativas. Es
igual al número del grupo menos el número de electrones asignados, cuando los electrones de enlace están
asignados al átomo más electronegativo. La suma de todos los números de oxidaci6n (ON por oxidation
number) es igual a la carga de la especie.
8. Determine el número de oxidación de cada C, (ON)c, en a) C~, b) CH30H, c) CH3NH2• d) H2C=CHz.
Utilice los datos (ON)N =-3; (ON)H = 1; (ON)o =-2.
9. Cuáles de las siguientes transformaciones de compuestos orgánicos son oxidaciones, cuates reducciones y
cuates ninguna de las dos?
a) H2C=CH2  CH3CH20H
b) CH3CH20H CH3CH=O
c) CH3CHO CH3COOH
d) H2C=CH2  CH3CH2Cl
e) HC-CH H2C=CH2
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