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 Waalspueden 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)
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)
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)
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)
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)
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)
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)
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)
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:
www.nuevoquimicainternet\2_17_ Enlaces químicos.htm
Bibliografía
Requena, L. Vamos a Estudiar Química Orgánica.
(2001). Ediciones ENEVA Caracas.
Marcano, D., Cortés, L. Química Orgánica.
(1982). Editorial Reverte S.A.
Ana Alejandra Puertas. Enlaces químicos www.nuevoquimicainternet\2_17_
Enlaces químicos.htm). 15-04-2004.
www.nuevoquimicainternet\Isomeros.htm. 20-04-2004.
www.nuevoquimicainternet\Problemas de constituci¢n de los
c_ org nicos lecci¢n 1.htm. 20-04-2004.
www.nuevoquimicainternet\Tiposdeenlaces.htm. 20-04-2004.
