Estructura y propiedades de los compuestos
químicos orgánicos
Las propiedades físicas de un compuesto dependen
principalmente del tipo de enlaces que mantienen
unidos a los átomos de una molécula. Éstos puede
indicar el tipo de estructura y predecir sus
propiedades físicas. A continuación se darán a
conocer los tipos de enlaces que influencian las
propiedades de los compuestos químicos.
Enlaces iónicos:
estos enlaces se forman cuando un átomo que
pierde electrones, relativamente fácil (metal) ,
reacciona con otro que tiene una gran tendencia
a ganar electrones (no metal).
El ejemplo típico de compuesto iónico son las
sales. El cloruro de sodio, el yoduro de potasio,
y el cloruro de magnesio, son ejemplo de estos
compuestos. En la figura se puede ver la
estructura del cloruro de sodio. En la forma (A)
se indican las posiciones (centros) de los iones.
En la forma (B) se representan los iones como
esferas empacadas.
Enlace covalente:
este enlace constituye un tipo de unión bastante
fuerte, donde los electrones son compartidos por
los átomos que forman el compuesto. Entre los
compuestos que forman enlaces covalentes se
encuentran el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno,
dióxido de carbono, naftaleno, agua y amoniaco,
entre otros. En la molécula de H2,
por ejemplo, los electrones residen
principalmente en el espacio entre los núcleos,
donde son atraídos de manera simultánea por
ambos protones. El
aumento de fuerzas de atracción en esta zona
provoca la formación de la molécula de H2
a partir de dos átomos de hidrógeno separados.
La formación de un enlace entre los átomos de
hidrógeno implica que la molécula de H2
es más estable por determinada cantidad de
energía, que dos átomos separados (energía de
enlace).
La letra griega (delta) indica una carga
parcial o fraccionaria.
Enlace Covalente Polar: en este enlace el
par de electrones no se encuentra distribuido
equitativamente entre los átomos. Las moléculas
están formadas por átomos que tienen diferente
electronegatividad
y que se hallan dispuestos de manera que en la
molécula existen zonas con mayor densidad de
electrones que otras (polo negativo y positivo
respectivamente). Este es el caso, por ejemplo,
de los gases fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro
de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y
ioduro de hidrógeno (HI).
Enlace Covalente
Coordinado: en este enlace uno de los dos
componentes de la ecuación “dona” el par de
electrones para formar el enlace. Ejemplo: el
amoníaco que dona sus electrones para formar ión
amonio.
Enlace metálico:
este es el tipo de enlace que existe entre los
átomos de un metal, y determina propiedades
tales como: el carácter conductor del calor y la
electricidad en estado sólido, dureza, punto de
fusión, maleabilidad, etc.
El enlace metálico tiene la posibilidad de
deformación sin que se produzca la rotura del
cristal como ocurre en los sólidos iónicos
Fuerzas intermoleculares: Cuando los
átomos se unen mediante fuerzas intramoleculares
representadas por cualquiera de los enlaces ya
mencionados, forman moléculas. Por ejemplo, cada
molécula de agua está formada por dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno unidos mediante
enlaces covalentes. Sin embargo, el agua es una
sustancia que además de encontrarse en estado
gaseoso puede ser líquida o sólida (hielo), lo
cual implica la intervención de fuerzas
intermoleculares que permita la unión de las
moléculas de agua entre sí, ya que si no
existiera ninguna fuerza de enlace entre ellas,
el agua siempre se encontraría en estado gaseoso.
Fuerzas de Van der Waals: Las fuerzas
intermoleculares o fuerzas de Van der Waals
pueden dividirse en tres grandes grupos: las
debidas a la existencia de dipolos permanentes,
las de enlace de hidrógeno y las debidas a
fenómenos de polarización transitoria (fuerzas
de London).
Atracción entre dipolo y dipolo: Esta
unión intermolecular se presenta entre moléculas
unidas por un enlace covalente polar. La
interacción dipolo- dipolo es la atracción que
ejerce el extremo positivo de una molécula polar
por el negativo de otra semejante. En el cloruro
de hidrógeno, por ejemplo, el hidrógeno
relativamente positivo de una molécula, es
atraído por el cloro relativamente negativo de
otra.
Enlace de Hidrógeno: es una unión de tipo
intermolecular generada por un átomo de
hidrógeno que se halla entre dos átomos
fuertemente electronegativos. Sólo los átomos de
F, O y N tienen la electronegatividad y
condiciones necesarias para intervenir en un
enlace de hidrógeno. La clave de la formación de
este tipo de enlace es el carácter fuertemente
polar del enlace covalente entre el hidrógeno H
y otro átomo (por ejemplo O). La carga parcial
positiva originada en el átomo de hidrógeno
atrae a los electrones del átomo de oxígeno de
una molécula vecina. Dicha atracción se ve
favorecida cuando ese otro átomo es tan
electronegativo que tiene una elevada carga
parcial negativa.
El hidrógeno es el único átomo capaz de formar
este tipo de enlace porque al ser tan pequeño
permite que los otros átomos más
electronegativos de las moléculas vecinas puedan
aproximarse lo suficiente a él como para que la
fuerza de atracción sea bastante intensa. Este
tipo de enlace intermolecular es el responsable,
por ejemplo, de la existencia de océanos de agua
líquida en nuestro planeta. Si no existiera, el
agua se encontraría en forma de vapor.
Fuerzas de London: En la mayoría de los
casos son fuerzas muy débiles que suelen
aumentar con el tamaño molecular. Son creadas
por la formación de dipolos transitorios en
moléculas no polares. Para entender como se
forman estos dipolos transitorios, supongamos
que una molécula monoatómica de helio se acerca
bastante a otra. En ese caso, debido al
movimiento de los electrones, aunque la molécula
sea neutra, se pueden producir en momentos
determinados zonas de la molécula con mayor
densidad de electrones que otras, es decir, las
moléculas pueden tener a veces polaridad
eléctrica. De acuerdo con esta idea, se puede
pensar en el átomo de helio no polar como un
átomo en el que los electrones se encuentran en
los lados opuestos del núcleo y alineados con
éste (a).
En todas las demás posiciones los átomos de
helio presentarán una cierta polaridad debido a
que el centro de la carga negativa no coincidirá
con el de la positiva (b).
Si dos átomos de helio convenientemente
polarizados y orientados se acercan el uno al
otro lo suficiente, la fuerza de atracción
eléctrica puede ser lo bastante intensa como
para que se produzcan uniones intermoleculares
(c). Esto se puede conseguirse bajando mucho la
temperatura con lo que el movimiento es más
lento. Una molécula polarizada puede incluso
polarizar a otra vecina a ella que no lo esté y
así inducir un dipolo.
Una vez conocidos los tipos de enlaces químicos
estudiaremos su influencia en el comportamiento
de los compuestos químicos con base en sus
propiedades físicas.
Punto de Fusión:
En un sólido cristalino las partículas
que actúan como unidades estructurales, iones o
moléculas se hallan ordenadas de algún modo muy
regular y simétrico; hay un arreglo geométrico
que se repite a través de todo el cristal. La
Fusión es el cambio del arreglo ordenado de las
partículas en el retículo cristalino a uno 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 enlaces que las mantienen en sus lugares.
Punto de ebullición:
Aunque en un líquido las partículas
tienen un arreglo menos regular y 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 unidas en la fase
líquida.
Los compuestos polares presentan puntos de
fusión y ebullición más altos que los no polares
de peso molecular semejante, debido a que las
fuerzas intermoleculares son más fáciles de
vencer que las fuerzas interiónicas. (ver tabla)
Compuesto
Peso
molecular
Polaridad
Punto de
ebullición
Punto de
fusión
Agua
18 g/mol
1,84 Debyes
100 ºC
0ºC
Metano
16 g/mol
0 Debyes
-165ºC
-183ºC
Las moléculas que presentan enlaces de hidrógeno
entre sí tienen un punto de fusión y ebullición
más elevado que los que no lo presentan y tienen
el mismo peso molecular. Esto es debido a que
hay que emplear energía adicional para romper
las uniones moleculares. (ver tabla)
Compuesto
Peso molecular
Fórmula
Puente de Hidrógeno
Polaridad
Solubilidad en agua
Punto de fusión
Punto de ebullición
Etanol
46 g/mol
CH3-CH2OH
Presente
1,69
Debyes
Soluble
-115ºC
78,3ºC
Éter metílico
46 g/mol
CH3-O-CH3
Ausente
1,29 Debyes
Soluble
-140ºC
-24ºC
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 del solvente. Sólo el agua y otros
solventes muy polares son capaces de disolver,
apreciablemente compuestos iónicos al formar los
enlaces ión dipolo, que en conjunto aportan
suficiente energía para romper las fuerzas
interiónicas en el cristal. En la solución cada
ión está rodeado por muchas moléculas del
solvente, por lo que se dice que está solvatado
(o hidratado si el solvente es agua)
Los compuestos no polares o débilmente polares
se disuelven en solventes no polares o apenas
polares, ejemplo el metano se disuelve en
tetracloruro de carbono (CCl4) pero
no en agua.
Los compuestos orgánicos que forman puentes de
hidrógeno son solubles en agua, entre ellos
tenemos: los alcoholes, fenoles y ácidos
carboxílicosque presentan un grupo (OH). También
los aldehídos y cetonas forman puente de
hidrógeno con el agua al igual que los éteres
debido a la presencia del átomo de oxígeno (O=,
-O-)
Las aminas primarias y secundarias forman
puente de hidrógeno entre sí y con el agua
debido a la presencia del grupo amino (-NH2),
las aminas terciarias por no tener hidrógeno
unido a nitrógeno no forman puente de hidrógeno
entre sí, pero si lo forman con el agua; por
esta razón casi todos los compuestos son
solubles en agua.
Los compuestos que contienen –O- u –OH serán
solubles si la razón entre carbonos y grupos –O-
u –OH no es mayor que 3:1, así ninguno de los
fenoles será altamente soluble en agua pues ya
que el miembro más pequeño contiene seis
carbonos (C6H5OH).
Densidad:
Está relacionada con la dimensión de la
molécula, la polaridad y el puente de hidrógeno.
Los éteres por ejemplo, poseen un átomo de
oxígeno (-O-) y una polaridad que tiende a
acercar más las moléculas unas a otras, esto los
hace más densos que los hidrocarburos
correspondientes.
Sin embargo
los éteres son menos densos que sus isómeros
alcoholes porque estos tienen además puente de
hidrógeno entre sí.
Viscosidad:
Es una medida de la dificultad con la
cual se deslizan las moléculas unas sobre otras.
La viscosidad aumenta con la longitud de la
cadena molecular hasta llegar al estado
sólido.Para los miembros de una misma serie
homóloga, las constantes físicas aumentan a
medida que las moléculas alcanzan mayores
dimensiones. (ver tabla)
Compuesto
Peso molecular
Fórmula
Densidad
Polaridad
Punto de fusión
Punto de ebullición
Propeno
42 g/mol
CH2=CH-CH3
0,610
0,35 Debyes
-185ºC
-48ºC
1-buteno
56 g/mol
CH2=CH-CH2-CH3
0,626
0,37 Debyes
-130ºC
-6,5ºC
Al ser las moléculas más largas pueden
enroscarse y mezclarse entre sí unas con otras
formando una maraña que hace más difícil
separarlas ya que además aumentan las fuerzas de
Van der Waals.
La Simetría:
Al igual que los tipos de enlace, la
conformación estructural tiene gran influencia
sobre las propiedades físicas. En una cadena
recta hay mayor atracción intermolecular, la
ramificación aumenta la distancia entre cadenas
adyacentes disminuyendo la atracción
intermolecular entre las moléculas vecinas. A
medida que aumentan las ramificaciones la forma
de la molécula tiende a aproximarse a la de una
esfera, con lo que disminuye su superficie, lo
que se traduce en un debilitamiento de las
fuerzas intermoleculares que pueden ser
superadas a temperaturas más bajas.(ver tabla)
Fórmula estructural
Nombre común
Simetría
Pto. de ebullición
Pto. de fusión
n-pentano
Menor
36ºC
-130ºC
Iso-pentano
Media
28ºC
-160ºC
Neo-pentano
Mayor
10ºC
-17ºC
En el caso del punto de fusión la variación no
siempre es regular, debido a que en un cristal
las fuerzas intermoleculares no sólo dependen
del tamaño de las moléculas sino también de su
acomodo más o menos perfecto en el retículo
cristalino, pero generalmente a menor simetría
es menor el punto de fusión.La disposición
espacial de los átomos en las moléculas modifica
también las propiedades físicas de compuestos
semejantes. (ver tabla)
Nombre
Fórmula estructural
Polaridad
Pto. Ebullic
Pto. de fusión
Simetría
Cis-dicloro eteno
1,85 Debyes
60ºC
-80ºC
Asimétrico
Trans-dicloro eteno
0 Debyes
48ºC
-50ºC
Simétrico
Efecto inductivo:
Se presenta en el estado normal de las
moléculas con enlaces covalentes simples y
permite que el par electrónico se desplace
ligeramente cuando en la molécula existe un
átomo que ejerza sobre el par electrónico una
atracción mayor o menor que el resto de los
átomos. El efecto inductivo puede ejercerlo un
sustituyente, el cual va a polarizar de manera
permanente un enlace. Esta acción se transmite a
través de la cadena carbonada.
C =
carbono
4 =
posición del carbono
X =
sustituyente
El efecto inductivo se presenta cuando se unen a
un átomo de carbono, átomos o grupos atómicos
aceptores de electrones (agentes electrofílicos);
la excepción más importante la constituyen los
grupos alquilo (-R) que son dadores de
electrones (agentes neutrofílicos). Si un átomo
o grupo de átomos es más electronegativo que el
átomo de hidrógeno, se dice que posee un efecto
inductivo negativo (-I), mientras que si es
menos electronegativo que el átomo de hidrógeno,
se dice que tiene efecto inductivo positivo
(+I). Este efecto es el responsable del aumento
o disminución de la acidez o alcalinidad (basicidad)
de algunos compuestos.
La constante de equilibrio (ionización o
acidez) para la reacción anterior, esta dada por
la siguiente expresión:
Mientras mayor es la magnitud de Ka, indica
mayor fuerza del ácido.
Acidez:
La propiedad química característica de
los ácidos carboxílicos, es la acidez. Según
Bronsted – Lowry, son ácidos porque cada grupo
carboxilo tiene la capacidad de donar un protón
en un intercambio ácido-base, debido al grupo OH
presente. En una solución acuosa de un ácido
carboxílico cualquiera, el agua actúa como
aceptor de protones, es decir como una base,
estableciéndose un equilibrio entre el ácido
orgánico, agua, ión carboxilato y el ión
hidronio.
En aquellos compuestos que presentan
sustituyentes, como en el ejemplo de la tabla
donde el sustituyente es el cloro (Cl), este da
lugar a que haya un desplazamiento de la
densidad electrónica hacia sus vecinos, con
la consiguiente disminución de densidad electrónica
en el grupo carboxilo -COOH. Esta es la causa
de que el átomo de hidrógeno del grupo –COOH
quede más suelto y, por esta razón, la fuerza de
atracción que ejerce el disolvente polar (agua)
sobre este átomo de hidrógeno origina una mayor
disociación. (ver tabla)
Ácido Etanoico
CH3-COOH
Ka=
1,75x10-5
Ácido Monocloro-etanoico
CH2Cl-COOH
Ka= 136x10-5
ÁcidoDicloro-etanoico
CHCl2-COOH
Ka=5530x10-5
Ácido Tricloro-etanoico
CCl3-COOH
Ka= 23200x10-5
Si se aleja el sustituyente inductivo del grupo
–COOH, el efecto inductivo será más débil a
medida que el sustituyente se aleja del grupo –COOH
inducido. (ver tabla)
ÁcidoButanoico
CH3-CH2-CH2-COOH
Ka= 1,52x10-5
Ácido 4 cloro-butanoico
CH2Cl-
CH2-CH2-COOH
Ka= 2,96x10-5
Ácido 3 cloro-butanoico
CH3 -
CHCl2-CH2-COOH
Ka= 8,9x10-5
Ácido Tricloro-etanoico
CH3- CH2-CHCl-COOH
Ka= 139x10-5
Este efecto está íntimamente relacionado con la
electronegatividad de los elementos, por ello el
a -fluor –etanoico es más ácido que el
a - yodo
etanoico.(ver tabla)
FCH2-COOH
Ka= 260 x 10-5
ClCH2-COOH
Ka= 136 x 10-5
BrCH2 –COOH
Ka= 125 x 10-5
ICH2-COOH
Ka= 67 x 10-5
Basicidad:
El efecto inductivo también influye en la
alcalinidad. Según Bronsted –Lowry, una base es
un aceptor de protones. En una solución acuosa
de amoniaco, el agua actúa como un dador de
protones (ácido), los protones son aceptados por
el amoniaco que actúa como una base,
estableciéndose un equilibrio entre amoniaco,
agua ión amonio e ión oxhidrilo.
La constante de basicidad se
calcula aplicando la siguiente fórmula:
Según la definición de Lewis, una base es una
sustancia donante de pares electrónicos y un
ácido un aceptor de pares electrónicos. El
amoniaco, las aminas, el agua y el ión oxhidrilo
son bases, pues tienen pares electrónicos
disponibles que pueden compartir, mientras que
el protón y el ión hidronio son ácidos, por su
deficiencia en electrones.
Actividad: A partir de la información
anterior elabore un cuadro de doble entrada en
el que queden reflejados los principales tipos
de enlace y algunas de sus propiedades
características. Discute con tus compañeros y
profesor la información del cuadro.
REFERENCIAS:
Bibliografía
Requena, L. Vamos a Estudiar Química Orgánica.
(2001). Ediciones ENEVA
