AMINAS

AMINAS Propiedades de las aminas Las aminas son compuestos orgánicos derivados del amoniaco (NH3), y son producto de la sustitución de los hidrógenos que componen al amoniaco por grupos alquilo o arilo. Las aminas se clasifican de acuerdo al número de sustituyentes unidos al nitrógeno en aminas primarias, aminas secundarias y terciarias.   Amina primaria Amina primaria aromática Amina secundaria Propiedades Físicas: Las aminas son compuestos incoloros que se oxidan con facilidad lo que permite que se encuentren como compuestos coloreados. Los primeros miembros de esta serie son gases con olor similar al amoníaco. A medida que aumenta el número de átomos de carbono en la molécula, el olor se hace similar al del pescado. Las aminas aromáticas son muy tóxicas se absorben a través de la piel.   Amina secundaria aromática Amina terciaria aromática Solubilidad: Las aminas primarias y secundarias son compuestos polares, capaces de formar puentes de hidrógeno entre sí y con el agua, esto las hace solubles en ella. La solubilidad disminuye en las moléculas con más de 6 átomos de carbono y en las que poseen el anillo aromático.   Las aminas presentan puntos de fusión y ebullición más bajos que los alcoholes.  Así, la etilamina hierve a 17ºC, mientras que el punto de ebullición del etanol es de 78ºC. CH3CH2OH        P.eb. = 78ºC CH3CH2NH2       P. eb. = 17ºC La menor electronegatividad del nitrógeno, comparada con la del oxígeno, hace que los puentes de hidrógeno que forman las aminas sean más débiles que los formados por los alcoholes.

 

Propiedades ácido-base de las aminas

Las aminas presentan hidrógenos ácidos en el grupo amino.  Estos hidrógenos se pueden sustraer empleando bases fuertes (organometálicos, hidruros metálicos) formando los amiduros (bases de las aminas). La metilamina [1] reacciona con metillitio, transformándose en su base conjugada, el metilamiduro de litio [2].  Por su parte, el metillitio se transforma en su ácido conjugado,  el metano.

Estructura y enlace de las aminas

Las aminas son compuestos nitrogenados con estructura piramidal, similar al amoniaco.  El nitrógeno forma tres enlaces simples a través de los orbitales con hibridación sp3.  El par solitario ocupa el cuarto orbital con hibridación sp3 y es el responsable del comportamiendo básico y nucleófilo de las aminas. Propiedades Químicas:   Las aminas se comportan como bases. Cuando una amina se disuelve en agua, acepta un protón formando un ión alquil-amonio. Síntesis de aminas: Las aminas se obtienen tratando derivados halogenados o alcoholes con amoniaco. Producción de aminas a partir de derivados halogenados     Las aminas inferiores se preparan comercialmente haciendo pasar amoniaco y vapores de alcohol en presencia de óxido de thorio o de aluminio caliente. La reducción de diversos compuestos como nitroderivados, nitrilos, aldehídos o cetonas también tiene entre sus productos finales las aminas. BIBLIOGRAFIA www.iocd.unam.mx/nomencla/nomen71.htm www.quimicaorganica.org/aminas/index.php

ACIDOS CARBOXILICOS

ACIDOS CARBOXILICOS

Los ácidos carboxílicos constituyen un grupo de compuestos que se caracterizan porque poseen un grupo funcional llamado grupo carboxilo o grupo carboxi (–COOH); se produce cuando coinciden sobre el mismo carbono un grupo hidroxilo (-OH) y carbonilo (C=O). Se puede representar como COOH ó CO₂H.

Características y propiedades

Comportamiento químico de las diferentes posiciones del grupo carboxilo

Los derivados de los ácidos carboxílicos tienen como formula general R-COOH. Tiene propiedades ácidas; los dos átomos de oxígeno son electronegativos y tienden a atraer a los electrones del átomo de hidrógeno del grupo hidroxilo con lo que se debilita el enlace, produciéndose en ciertas condiciones, una ruptura heterolítica cediendo el correspondiente protón o hidrón, H⁺, y quedando el resto de la molécula con carga -1 debido al electrón que ha perdido el átomo de hidrógeno, por lo que la molécula queda como R-COO^-.

Además, en este anión, la carga negativa se distribuye (se deslocaliza) simétricamente entre los dos átomos de oxígeno, de forma que los enlaces carbono-oxígeno adquieren un carácter de enlace parcialmente doble.

Generalmente los ácidos carboxílicos son ácidos débiles, con sólo un 1% de sus moléculas disociadas para dar los correspondientes iones, a temperatura ambiente y en disolución acuosa.

Pero sí son más ácidos que otros, en los que no se produce esa deslocalización electrónica, como por ejemplo los alcoholes. Esto se debe a que la estabilización por resonancia o deslocalización electrónica, provoca que la base conjugada del ácido sea más estable que la base conjugada del alcohol y por lo tanto, la concentración de protones provenientes de la disociación del ácido carboxílico sea mayor a la concentración de aquellos protones provenientes del alcohol; hecho que se verifica experimentalmente por sus valores relativos menores de pK_a. El ion resultante, R-COOH^-, se nombra con el sufijo "-ato".

El grupo carboxilo actuando como ácido genera un ion carboxilato que se estabiliza por resonancia

Por ejemplo, el anión procedente del ácido acético se llama ion acetato. Al grupo RCOO^- se le denomina carboxilato.

Disociación del ácido acético, sólo se muestran los dos contribuyentes de resonancia que más afectan la estabilidad

Reacciones

• Obtención de sales de ácidos carboxílicos y amidas a partir del ácido:

Los ácidos carboxílicos reaccionan con bases para formar sales. En estas sales el hidrógeno del grupo OH se reemplaza con el ion de un metal, por ejemplo Na⁺. De esta forma, el ácido acético reacciona con bicarbonato de sodio para dar acetato de sodio, dióxido de carbono y agua.

Entonces, luego de haber obtenido la sal, podemos calentar la misma para que mediante la deshidratación lleguemos a la amida. La reacción general y su mecanismo son los siguientes:

Reacción general

Mecanismo de reacción

• Esterificaciones

Esquema general de las esterificaciones

• Formación de derivados de deshidratación, como anhídridos y cetenas.

• Halogenación en la posición alfa: Llamada Halogenación de Hell-Volhard-Zelinsky o también conocida como Reacción de Hell-Volhard-Zelinsky. La misma sustituye un átomo de hidrógeno en la posición alfa con un halógeno, reacción que presenta utilidad sintética debido a la introducción de buenos grupos salientes en la posición alfa.

Los grupos carboxilos reaccionan con los grupos amino para formar amidas. En el caso de aminoácidos que reaccionan con otros aminoácidos para dar proteínas, al enlace de tipo amida que se forma se denomina enlace peptídico. Igualmente, los ácidos carboxílicos pueden reaccionar con alcoholes para dar ésteres, o bien con halogenuros para dar halogenuros de ácido, o entre sí para dar anhídridos. Los ésteres, anhídridos, halogenuros de ácido y amidas se llaman derivados de ácido.

• La Reacción de Varrentrapp tiene pocas aplicaciones en síntesis, pero es útil en la determinación de ciertos ácidos grasos. Consiste en la descomposición de ácidos grasos insaturados en otros de cadena más corta con desprendimiento de hidrógeno.

BIBLIOGRAFIA

• Fessenden, R.J. y Fessenden, S.J., 1993. Química Orgánica. Grupo Editorial Iberoamérica, México.
• es.wikipedia.org/wiki/Ácido_carboxílico.

ALDEHIDOS Y CETONAS

ALDEHIDOS Y CETONAS

Estructura y propiedades físicas del grupo carbonilo

El grupo carbonilo está formado por un oxígeno con pares solitarios, que se protona en medios ácidos y por un carbono polarizado positivamente, que es atacado por nucleófilos. Los aldehídos son más reactivos que las cetonas. Los sustituyentes ceden carga al grupo carbonilo disminuyendo su reactividad.

Nomenclatura

Aldehídos

El sistema de nomenclatura corriente consiste en emplear el nombre del alcano correspondiente terminado en -al.

Cuando el grupo CHO es sustituyente se utiliza el prefijo formil-.

También se utiliza el prefijo formil- cuando hay tres o más funciones aldehídos sobre el mismo compuesto .En esos casos se puede utilizar otro sistema de nomenclatura que consiste en dar el nombre de carbaldehído a los grupos CHO (los carbonos de esos CHO no se numeran, se considera que no forman parte de la cadena).Este último sistema es el idóneo para compuestos con grupos CHO unidos directamente a ciclos.

Cetonas

Para nombrar los cetonas tenemos dos alternativas:

1. El nombre del hidrocarburo del que procede terminado en -ona .Como sustituyente debe emplearse el prefijo oxo-.
2. Citar los dos radicales que están unidos al grupo carbonilo por orden alfabético y a continuación la palabra cetona.

 

Formación de hemiacetales Los hemiacetales se forman por reacción de un equivalente de alcohol con el grupo carbonilo de un aldehído o cetona. Esta reacción se cataliza con ácido y es equivalente a la formación de hidratos. Formación de acetales Los aldehídos y cetonas reaccionan con alcoholes bajo condiciones de catálisis ácida, formando en una primera etapa hemiacetales, que posteriormene evolucionan por reacción con un segundo equivalente de alcohol a acetales. Adición nucleofílica La reacción característica de aldehídos y cetonas es la adición nucleofílica. La reacción es de orden 2: en el primer paso (determinante de la velocidad total de reacción) intervienen el aldehído o la cetona y el reactivo nucleofílico. El estado de transición se estabiliza por factores estéricos y electrónicos (inductivos). El aldehído es más reactivo que la cetona por el menor volumen del H y porque el grupo alquilo o arilo de la cetona es electrodonante aumentando la carga negativa del O en el estado de transición. La adición nucleofílica se cataliza con ácidos; se protona el O del carbonilo y la carga positiva se transfiere al C facilitando así el ataque del nucleófilo. Reacciones de adición nucleofílica: Estas reacciones se producen frente al (reactivo de Grignard), para dar origen a un oxihaluro de alquil-magnesio que al ser tratado con agua da origen a un alcohol. El metanal forma alcoholes primarios y los demás aldehídos forman alcoholes secundarios.   Reacciones de oxidación: Los aldehídos se oxidan con facilidad frente a oxidantes débiles produciendo ácidos. Mientras que las cetonas sólo se oxidan ante oxidantes muy enérgicos que puedan romper sus cadenas carbonadas. Es así que las reacciones de oxidación permiten diferenciar los aldehídos de las cetonas.

BIBLIOGRAFIA www.sabelotodo.org/quimica/cetonas.html www.quimicaorganica.org/aldehidos-y-cetonas/index.php

ALCOHOLES

ALCOHOLES

Propiedades generales

Los alcoholes son líquidos incoloros de baja masa molecular y de olor característico, solubles en el agua en proporción variable y menos densos que ella. Al aumentar la masa molecular, aumentan sus puntos de fusión y ebullición, pudiendo ser sólidos a temperatura ambiente (p.e. el pentaerititrol funde a 260 °C). También disminuye la solubilidad en agua al aumentar el tamaño de la molécula, aunque esto depende de otros factores como la forma de la cadena alquílica. Algunos alcoholes (principalmente polihidroxílicos y con anillos aromáticos) tienen una densidad mayor que la del agua. Sus puntos de fusión y ebullición suelen estar muy separados, por lo que se emplean frecuentemente como componentes de mezclas anticongelantes. Por ejemplo, el 1,2-etanodiol tiene un punto de fusión de -16 °C y un punto de ebullición de 197 °C.

Propiedades químicas de los alcoholes:

Los alcoholes pueden comportarse como ácidos o bases, esto gracias al efecto inductivo, que no es más que el efecto que ejerce la molécula de –OH como sustituyente sobre los carbonos adyacentes. Gracias a este efecto se establece un dipolo. Debido a que en el metanol y en los alcoholes primarios el hidrógeno está menos firmemente unido al oxígeno, la salida de los protones de la molécula es más fácil por lo que la acidez será mayor en el metanol y el alcohol primario.

Nomenclatura

• Común (no sistemática): anteponiendo la palabra alcohol y sustituyendo el sufijo -ano del correspondiente alcano por -ílico. Así por ejemplo tendríamos alcohol metílico, alcohol etílico, alcohol propílico, etc.

• IUPAC: sustituyendo el sufijo -ano por -ol en el nombre del alcano progenitor, e identificando la posición del átomo del carbono al que se encuentra enlazado el grupo hidroxilo.

• Cuando el grupo alcohol es sustituyente, se emplea el prefijo hidroxi-

• Se utilizan los sufijos -diol, -triol, etc., según la cantidad de grupos OH que se encuentre.

 Formulación

Los monoalcoholes derivados de los alcanos responden a la fórmula general C_nH_2n+1OH

Alcoholes primarios, secundarios y terciarios

1. Alcohol primario: los alcoholes primarios reaccionan muy lentamente. Como no pueden formar carbocationes, el alcohol primario activado permanece en solución hasta que es atacado por el ion cloruro. Con un alcohol primario, la reacción puede tomar desde treinta minutos hasta varios días.
2. Alcohol secundario: los alcoholes secundarios tardan menos tiempo, entre 5 y 20 minutos, porque los carbocationes secundarios son menos estables que los terciarios.
3. Alcohol terciario: los alcoholes terciarios reaccionan casi instantáneamente, porque forman carbocationes terciarios relativamente estables.

 Oxidación de alcoholes

• Alcohol primario: se utiliza la piridina (Py) para detener la reacción en el aldehído Cr03 / H+ se denomina reactivo de Jones, y se obtiene un ácido carboxílico.

• Alcohol secundario: se obtiene una cetona y agua.

• Alcohol terciario: si bien se resisten a ser oxidados con oxidantes suaves, si se utiliza uno enérgico como lo es el permanganato de potasio, los alcoholes terciarios se oxidan dando como productos una cetona con un número menos de átomos de carbono, y se libera metano.

 Deshidratación de alcoholes

La deshidratación de alcoholes es el proceso químico que consiste en la transformación de un alcohol para poder ser un alqueno por procesos de eliminación. Para realizar este procedimiento se utiliza un ácido mineral para extraer el grupo hidroxilo (OH) desde el alcohol, generando una carga positiva en el carbono del cual fue extraído el Hidroxilo el cual tiene una interacción eléctrica con los electrones más cercanos (por defecto, electrones de un hidrógeno en el caso de no tener otro sustituyente) que forman un doble enlace en su lugar.

Por esto, la deshidratación de alcoholes es útil, puesto que fácilmente convierte a un alcohol en un alqueno.

Un ejemplo simple es la síntesis del ciclohexeno por deshidratación del ciclohexanol. Se puede ver la acción del ácido (H₂SO₄) ácido sulfúrico el cual quita el grupo hidroxilo del alcohol, generando el doble enlace y agua.

Diferencias entre alcoholes y fenoles

• Por oxidación, los fenoles forman productos coloreados, complejos de composición indefinida. Los alcoholes oxidados suavemente forman aldehídos y cetonas.
• Los fenoles reaccionan con el ácido nítrico (HNO3), dando derivados nitrados, los alcoholes, en cambio, forman ésteres.

Polioles

Los polioles son alcoholes polihídricos con varios grupos hidroxilo. La fórmula química general es CnH2n+2On. Un poliol es un carbohidrato que contiene más grupos hidroxilo que el azúcar al cual está asociado. Por ejemplo, si un grupo hidroxilo remplaza al grupo cetona de una cetosa o al grupo aldehído de una aldosa se obtiene un alcohol de azúcar. Así de la manosa se obtiene manitol, de la glucosa se obtiene glucitol (conocido como sorbitol), de la galactosa se obtiene galactitol (conocido como dulcitol), etc.

Enoles

Un alquenol es un alqueno que posee un grupo hidroxilo unido a uno de los átomos de carbonos del doble enlace. A este grupo funcional se lo denomina grupo enol; aunque es más común utilizar el término enol para referirse a los alquenoles, que el término alquenol mismo. Los enoles y los grupos carbonilo (como las cetonas y los aldehídos) son, de hecho, isómeros; esto es lo que se llama tautomería ceto-enol:

La forma enol es la mostrada en la izquierda. Usualmente es inestable, no sobrevive mucho, y cambia a la forma ceto (al isómero cetona), dibujada a la derecha. Esto se debe a que el oxígeno es más electronegativo que el carbono, y por eso tiene más fuerza su enlace. Un doble enlace carbono=oxígeno es más de dos veces más fuerte que un enlace carbono-oxígeno simple, pero un enlace carbono-carbono doble no es eldoble de fuerte que dos enlaces simples carbono-carbono sino algo menos.

Bibliografìa
www.monografias.com
www.quimicaorganica.org/alcoholes/index.php

HALOGENUROS DE CARBONO

HALOGENUROS DE CARBONO

 Son aquellos compuestos orgánicos (v. COMPUESTOS QUÍMICOS II) que poseen uno o varios átomos de halógeno (v.) en su molécula. Existen diversos tipos de h., que se diferencian no sólo en el halógeno, sino también en la reactividad característica del mismo. Se pueden clasificar en dos grandes grupos:Halogenuros en carbono saturado. Son los que poseen el átomo o átomos de halógeno en un átomo de carbono con hibridación sp3 (v. ÁTOMO II; ENLACES QUÍMICOS); comprende:a) Los haluros de alquilo, comoCH3-CH2-Br (CH3)2CH-I bromuro    yoduro dede etilo    isopropilo(C113)3C-0    CH3-17cloruro de    fluorurobutilo terciario    de metilo b) Los polihalogenuros de alquilo, como Br-CH2-CH2-CH2-Br CHC13 1,3-dibromo-propano triclorometano CH3-CHC12    o cloroformo 1,1-dicloroetano    CF3-CF3 perfluoretanoc) Los h. y polihalogenuros de cicloalquilo, como Cl    Q Br    C6HII-1cloruro dé    Br    yoduro de ciclopropilo 1,2-dibromo- ciclohexilo ciclobutanod) Los haluros de alilo y bencilo, como CH2-CH-CH2-Br C6H5-CHZ-0 bromuro de alilo    cloruro de bencilo Halogenuros en carbono no saturado. Son los que poseen el átomo o átomos de halógeno en un carbono no saturado, generalmente con hibridación sp2. Los dos tipos más importantes de esta clase son:a) Los haluros de vinilo, comoCH2-CH-Cl CH3-CH-CH-Br cloruro de vinilo    bromuro de propenilo b) Los haluros de arilo, comoC6H5-Cl    p-Br-Q114clorobenceno p-dibromobenceno Existen otros muchos compuestos orgánicos halogenados que no se incluyen entre los h. por tener otros grupos funcionales o formar el átomo de halógeno parte de una función más compleja. Entre ellos se pueden citar los cloruros de ácido (como el cloruro de acetilo, CH30001), las halohidrinas (como la clorhidrina etilénica, HOCH2CH2CI), los ácidos halogenados (como el ácido cloroacético, CICH2000H), etc.
     
      La nomenclatura de los h. se forma a partir de la de los hidrocarburos (v.) y se puede seguir con los ejemplos anteriores.
     
      Haluros de alquilo; estructura y reactividad general. La estructura y reactividad de los h. en carbono saturado resultan obvias, considerando la de un haluro de alquilo sencillo, como el cloruro de etilo:58+ a+ ACH3 -----> CH2 -~ 0En este compuesto, por ser el átomo de cloro más electronegativo que el de carbono, el enlace C-Cl está polarizado, lo que crea un defecto de carga en el átomo de carbono 1 que puede trasmitirse ya muy atenuado al carbono 2. Esta mayor apetencia electrónica del átomo de cloro es el origen de la reactividad de la molécula. En efecto, los h. de alquilo son atacados por reactivos nucleófilos, especialmente por bases, dando lugar a reacciones de sustitución nucleófila y a reacciones de eliminación, que ocurren simultáneamente, según se esquematiza a continuación frente a OH-, como base:Sustitución nucleófila:CH3-CH2-Cl +OH -> CH3-CH2-OH +CI Eliminación:H--CH2-CH2-CI+OH ----> CH2-CH2+Cl +1120 El ataque de la base al carbono 1 (ion carbonio inci)iente) provoca la sustitución y el ataque al carbono 2, sustrayendo un protón. En ambas reacciones el átomo de cloro satisface su electronegatividad apoderándose del par de electrones del enlace que le une al carbono y separándose como un ion cloruro que, como es sabido, es una base muy débil, fácilmente desplazable.
     
      Reacciones de sustitución nucleóf ila. Estas reacciones en los h. de alquilo pueden tener lugar por un mecanismo unimolecular (SN1) o bimolecular (SN2). El primero implica, como paso lento determinante de la velocidad de reacción, la formación de un ion carbonio por la acción del disolvente sobre el h., seguida de reacción rápida con la base atacante:CH3    CH3 CH3I    H,O    I OH-    ICH3-C    Br -    i CH3-C'    --i CH3 C--OH lento I rápidoCH3    CH3 CH3 En el mecanismo SN2, la salida del átomo de halógeno y la entrada de la base atacante son simultáneas, dando lugar a un intermedio bipiramidal en el que se está formando un enlace al tiempo que se está rompiendo otro: H    H    HHO-+    c-cl --~ HO------C------ Cl -~ HO-C    +cl HH    H, H    H HEn la mayoría de las reacciones de sustitución nucleófila ocurren simultáneamente ambos mecanismos, aunque ciertos factores influyen en que predomine uno u otro. Entre éstos se pueden citar:a) La naturaleza del haluro de alquilo. En los h. terciarios está favorecido el mecanismo SN1 (debido a la mayor estabilidad del ion carbonio intermedio), mientras que en los primarios, por existir menor impedimento estérico, está favorecido el SN2.    b) La naturaleza y concentración del reactivo nucleófilo atacante. Cuanto más básico y más concentrado sea éste, más rápidamente atacará al h., favoreciéndose el mecanismo SN2.
     
      c) La polaridad del disolvente. Cuanto más polar sea el disolvente, mejor se solvatarán los iones y se favorecerá su formación, lo que facilita el mecanismo monomolecular.

Reacciones de eliminación. Simultánea a la sustitución tiene lugar en todos los casos la reacción de eliminación correspondiente, con formación de un alqueno (v. HIDROCARBUROS). La eliminación, desde el punto de vista de su mecanismo, también puede ser unimolecular (El) o bimolecular (E2):CIEl    CH3-CH-CH3 --r CH3-CH-CHZ-H+OH- -a CH3-CH=CHZ + H2O sCI    CI -CE2 CH3-CH-CHZ    CH3-C CHZ    -aH+OH-    H OHs-~ CH3-CH=CH2+H20+C1La reacción de eliminación, tanto por el mecanismo E 1 como por el E2, está favorecida en los h. de alquilo terciarios, ya que a partir de éstos se forman alquenos muy ramificados, que son los más estables. Los factores antes mencionados -polaridad del disolvente, concentración de la base, etc.- influyen sobre el mecanismo El o E2 de forma análoga a la sustitución. Jugando con estos factores es posible favorecer uno de los cuatro mecanismos (SNI, SN2, El o E2) y conseguir la sustitución o la eliminación, según interese. En general, se puede indicar que la eliminación se favorece sobre la sustitución empleando un disolvente poco polar y una elevada concentración de un reactivo fuertemente básico, mientras que la sustitución se favorece utilizando un disolvente muy polar y un reactivo poco básico (v. ÁCIDOS i). Así, la transformación de los h. de alquilo en alcoholes (sustitución) se hace con óxido de plata húmedo en agua y la transformación en alquenos (eliminación) calentando el h. con potasa concentrada en etanol. De todas formas, las reacciones de sustitución en los h. terciarios tienen lugar con bajo o nulo rendimiento, aun en los casos más favorables, debido a que la eliminación es la reacción preferente.

       

      Respecto a la orientación en las reacciones de eliminación, hay que indicar que, cuando se pueden formar dos o más olefinas a partir de un h., se llega a una mezcla en la que está en mayor proporción el alqueno más estable (más ramificado o conjugado):KOH CH3-CHZ-CHC1-CH3 --s CH3--CH-CH-CH3 (80 °,ó) +CH3-CHZ-CH=CH2 (20 %) Esta preferencia ya fue observada en 1875 por Saytzeff, que dio la siguiente regla para la predicción del alqueno más abundante: «en la eliminación de hidrácido en un haluro de alquilo, el hidrógeno eliminado preferentemente pertenece al átomo de carbono contiguo que posee menos hidrógenos».

       

      Reactividad de los haluros de arilo y vinilo. Cuando el átomo de halógeno está unido a un átomo de carbono no saturado, disminuye sensiblemente la reactividad del h. tanto frente a la sustitución nucleófila como frente a la eliminación. Esta menor reactividad se atribuye a que, en estos casos, el átomo de halógeno está más fuertemente unido al de carbono por efecto mesómero. El cloruro devinilo y el clorobenceno deben describirse como híbridos de resonancia, según:CH2 -CH-Cl 1 ~-~- -: CH2-CH=C1'1 Cl 1    Cl+    Cl`    Ci+    I    _    II    II    II    _    ~cl 1 el-F..Esta interpretación está de acuerdo con el acortamiento observado en la longitud del enlace C-Cl en los haluros no saturados y con la disminución de los momentos dipolares respecto de los h. saturados.

       

      Debido a esta estructura, los h. de arilo y vinilo no reaccionan en condiciones normales con bases como OH-, NH3, R-O-, CN-, etc.,tal como lo hacen los h. de alquilo saturados; sólo en condiciones sumamente enérgícas (presión y temperatura elevadas, empleo de catalizadores, etc.) es posible conseguir algunas sustituciones nucleófilas, que incluso se utilizan en la industria, tal como se muestra en la fig. 2. Sin embargo, las sustituciones electrófilas (nitración, sulfonación, halogenación y reacción de Fríedel-Cratts) tienen lugar con cierta facilidad, ya que en los h. de arilo el átomo de halógeno, aunque desactivante por su fuerte efecto inductivo de captación de electrones, compensa en parte, por el efecto mesómero formulado, la desactivación de las posiciones orto y para, orientando a estas posiciones con ligera desactivación respecto de la reactividad del benceno. En la fig. 2 se formulan también algunas sustituciones electrófilas en el clorobenceno.

       

      Reacciones de reducción. Compuestos organometálicos. Por hidrogenación catalítica, los h. de todos los tipos se reducen hasta el hidrocarburo correspondiente:NiCH3-CHZ-CHZ-C1+HZ -    0 CH3-CH2-CH3+C1H Esta hidrogenólisis del átomo de halógeno se logra también mediante varios reductores, como el ácido yodhídricofósforo, el cinc en medio ácido, etc.

       

      Es interesante la reacción de los h. con ciertos metales de reactividad razonable como el litio, magnesio, calcio, cinc, etc. Con estos metales, generalmente en un disolvente inerte, como el éter etílico, y en atmósfera inerte, se forman los llamados compuestos organometálicos, que presentan una reactividad contraria a la de los h. -ya que reaccionan con reactivos electrófilos- y son de gran interés en síntesis orgánicas como intermedios:CH3-CHZ-Br+Li -> LiBr+CH3-CHZ-Li (organolítico) C6HS-Br+Mg ---> C6Hs-Mg-Br (organomagnésica) Los compuestos organometálicos reaccionan rápidamente con sustancias con hidrógenos ácidos, transformándoseen el hidrocarburo correspondiente. Así ocurre en su hidrólisis (v.):CH3-CHZ-Li+HZO ---~ CH3-CH3+MOH Algunas reacciones de los compuestos organomagnésicos, que son los compuestos organometálicos de mayor interés, se indican en la fig. 3.

       

      Los h. orgánicos no reaccionan con metales menos activos que los mencionados, pero con metales muy activos, como el sodio y el potasio, tiene lugar la llamada reacción de Wurtz, debido a que el compuesto organometálico formado es iónico y muy reactivo y reacciona con una segunda molécula de h.; así, el bromuro de etilo con sodio forma n-butano:CH3-CHZ-Br+Na -->-> NaBr+CH3-CH2 Na' (organosódico) CH3-CHZ Na'+CH3-CHZ-Br -i-> NaBr+CH3-CHZ-CHZ-CH3 Métodos de obtención. Existen muchos métodos para la obtención de derivados halogenados. La halogenación directa de alcanos y arenos es un método general para la síntesis de h. de alquilo y arilo.

BIBLIOGRAFIA

1. es.wikipedia.org/wiki/Halogenuros_de_alquilo
2. McMurry, J., 2001. Química Orgánica. 5a. edición. Internacional Thomson Editores, México.

ALQUENOS

REACCIONES RADICALARIAS Reacción de alcanos con halógenos Los alcanos reaccionan con halógenos mediante mecanismos radicalarios. Dicha reacción supone la sustitución de uno o varios hidrógenos del alcano por halógenos. Mecanismo de la halogenación radicalaria El mecanismo de la halogenación radicalaria consta de tres etapas: iniciación, propagación y terminación. En la iniciación la molécula de halógeno rompe de forma homolítica generando radicales. En la etapa de propagación se produce la sustitución de hidrógenos del alcano por halógenos. Cuando los reactivos se agotan, los radicales que hay en el medio se unen entre si, produciéndose la etapa de teminación. Reactividad de los halógenos La primera etapa de propagación determina la velocidad de la reacción.  Para el flúor esta etapa es de baja energía de activación lo que convierte al flúor en el halógeno mas reactivo. En el caso del yodo la energía de activación es muy elevada y la reacción no se produce. Orden de reactividad en reacciones radicalarias : F2>Cl2>Br2>I2 En resumen, el yodo no es reactivo en la halogenación radicalaria y el flúor reacciona de forma violenta. Polialogenaciones La reacción de halogenación es difícil de parar, puesto que el producto halogenado es más reactivo que el alcano de partida. Para evitar esté problema, llamado polihalogenaciones, se utiliza exceso del alcano. Estabilidad de radicales El mecanismo de estas reacciones transcurre con formación de un intermedio llamado radical cuya estabilidad depende del número de sustituyentes que rodean el carbono que contiene el electrón solitario. Los radicales formados en la etapa de propagación se estabilizan por hiperconjugación. El orden de estabilidad de los radicales viene dado por: terciarios > secundarios > primarios. CICLOALCANOS Nomenclatura de cicloalcanos Los cicloalcanos se nombran con el prefijo ciclo- seguido del nombre del alcano con igual número de carbonos. Los cicloalcanos presentan isomería cis/trans. Cuando los sustituyentes se encuentran por la misma cara de la molécula, se dice que están cis; cuando se encuentran por caras opuestas, se dice que están trans. Propiedades físicas Presentan mayores puntos de fusión y ebullición que los correspondientes alcanos de igual número de carbonos. La rigidez del anillo permite un mayor número de interacciones intermoleculares, que es necesario romper mediate la aportación de energía, para pasar las moléculas a fase gas. Tensión anular Los cicloalcanos de pequeño tamaño (ciclopropano, ciclobutano) presentan una tensión importante debida a los ángulos de enlace y a los eclipsamientos. Los cicloalcanos de mayor tamaño como ciclopentano y ciclohexano están casi libres de tensión. Isómeros conformacionales en el ciclohexano El ciclohexano se dispone en forma de silla para evitar los eclipsamientos entre hidrógenos. La forma de silla del ciclohexano contiene dos tipos de hidrógenos; los axiales que se sitúan perpendiculares al plano de la molécula y los ecuatoriales colocados en el mimo plano. Equilibrio ecuatorial-axial en ciclohexanos sustituidos El ciclohexano presenta un equilibrio conformacional que interconvierte los hidrógenos ecuatoriales en axiales y viceversa. Cuando un ciclohexano está sustituido la conformación que más grupos sitúa en posición ecuatorial es la más estable, encontrándose el equilibrio conformacional desplazado hacia dicha conformación. ALQUENOS Nomenclatura de alquenos La IUPAC nombra los alquenos cambiando la terminación -ano del alcano por -eno. Se elige como cadena principal la más larga que contenga el doble enlace y se numera para que tome el localizador más bajo. Los alquenos presentan isomería cis/trans. En alquenos tri y tetrasustituidos se utiliza la notación Z/E. Estructura del doble enlace Los alquenos son planos con carbonos de hibridación sp2. El doble enlace está formado por un enlace σ que se consigue por solapamiento de híbridos sp2 y un enlace π que se logra por solapamiento del par de orbitales p perpendiculares al plano de la molécula. Estabilidad del doble enlace Los dobles enlaces se estabilizan por hiperconjugación, de modo que un alqueno es tanto más estable cuantos más sustituyentes partan de los carbonos sp2. Síntesis de alquenos Los alquenos se obtienen mediante reacciones de eliminación a partir de haloalcanos y mediante deshidratación de alcoholes. Reacciones de alquenos Los alquenos adicionan gran variedad de reactivos al doble enlace. Así, reaccionan con los ácidos de los halógenos, agua en medio ácido, MCPBA.....  Energía de enlace Energéticamente, el doble enlace se forma mediante la edición de dos tipos de enlace, el σ y el π. La energía de dichos enlaces se obtiene a partir del cálculo del solapamiento de los dos orbitales constituyentes, y en este caso el solapamiento de los orbitales sp2 es mucho mayor que los orbitales p (el primero crea el enlace σ y el segundo el π) y por tanto la componente σ es bastante más energética que la π. La razón de ello es que la densidad de los electrones en el enlace π están más alejados del núcleo del átomo. Sin embargo, a pesar de que el enlace π es más débil que el σ, la combinación de ambos hace que un doble enlace sea más fuerte que un enlace simple. El que el doble enlace sea rígido (en contraposición al enlace simple, formado por un solo enlace σ, que puede rotar libremente a lo largo de su eje) se debe a la presencia de los orbitales π, así, para que exista una rotación, es necesario romper los enlaces π y volver a formarlos. La energía necesaria para romper estos enlaces no es demasiado elevada, del orden de los 65 kcal·mol-1, lo cual corresponde a temperaturas de entre 400 y 500 °C. Esto significa que por debajo de estas temperaturas los dobles enlaces permanecen rígidos y, por lo tanto, la molécula es configuracionalmente estable, pero por encima el enlace π puede romperse y volverse a formar y aparece una rotación libre. Propiedades físicas La presencia del doble enlace modifica ligeramente las propiedades físicas de los alquenos frente a los alcanos. De ellas, la temperatura de ebullición es la que menos se modifica. La presencia del doble enlace se nota más en aspectos como la polaridad y la acidez. Polaridad Dependiendo de la estructura, puede aparecer un momento dipolar débil.El enlace alquilo-alquenilo está polarizado en la dirección del átomo con orbital sp2, ya que la componente s de un orbital sp2 es mayor que en un sp3 (esto podría interpretarse como la proporción de s a p en la molécula, siendo 1:2 en sp2 y 1:3 en sp3, aunque dicha idea es simplemente intuitiva). Esto es debido a que los electrones situados en orbitales híbridos con mayor componente s están más ligados al núcleo que los p, por tanto el orbital sp2 es ligeramente atrayente de electrones y aparece una polarización neta hacia él. Una vez que tenemos polaridad en el enlace neta, la geometría de la molécula debe permitir que aparezca un momento dipolar neto en la molécula, como se aprecia en la figura inferior. 'La primera molécula' es cis y tenemos un momento dipolar neto, pero la segunda trans, pese a tener dos enlaces ligeramente polarizados el momento dipolar neto es nulo al anularse ambos momentos dipolares. Reacciones Los alquenos son más reactivos que los alcanos. Sus reacciones características son las de adición de otras moléculas, como haluros de hidrógeno, hidrógeno y halógenos. También sufren reacciones de polimerización, muy importantes industrialmente. Hidrohalogenación: se refiere a la reacción con haluros de hidrógeno formando alcanos halogenados del modo CH3CH2=CH2 + HX → CH3CHXCH3. Por ejemplo, halogenación con el ácido HBr: Estas reacciones deben seguir la Regla de Markownikoff de enlaces dobles. Hidrogenación: se refiere a la hidrogenación catalítica (usando Pt, Pd, o Ni) formando alcanos del modo CH2=CH2 + H2 → CH3CH3. Halogenación: se refiere a la reacción con halógenos (representados por la X) del modo CH2=CH2 + X2 → XCH2CH2X. Por ejemplo, halogenación con bromo: Polimerización: Forman polímeros del modo n CH2=CH2 → (-CH2-CH2-)n polímero, (polietileno en este caso). Bibliografia Carey, F. A.: Química Orgánica. Ed. McGraw-Hill, 1999 Fessenden, R.J. y Fessenden, S.J., 1993. Química Orgánica. Grupo Editorial Iberoamérica, México.

McMurry, J., 2001. Química Orgánica. 5a. edición. Internacional Thomson Editores, México.

ALCANOS

Los alcanos son hidrocarburos, es decir que tienen solo átomos de carbono e hidrógeno. La fórmula general para alcanos alifáticos (de cadena lineal) es C_nH_2n+2, y para cicloalcanos es C_nH_2n. También reciben el nombre de hidrocarburos saturados.

Los alcanos son compuestos formados solo por átomos de carbono e hidrógeno, no presentan funcionalización alguna, es decir, sin la presencia de grupos funcionales como el carbonilo (-CO), carboxilo (-COOH), amida (-CON=), etc. La relación C/H es de C_nH_2n+2 siendo n el número de átomos de carbono de la molécula, (como se verá después esto es válido para alcanos de cadena lineal y cadena ramificada pero no para alcanos cíclicos). Esto hace que su reactividad sea muy reducida en comparación con otros compuestos orgánicos, y es la causa de su nombre no sistemático: parafinas (del latín, poca afinidad). Todos los enlaces dentro de las moléculas de alcano son de tipo simple o sigma, es decir, covalentes por compartición de un par de electrones en un orbital s, por lo cual la estructura de un alcano sería de la forma:

donde cada línea representa un enlace covalente. El alcano más sencillo es el metano con un solo átomo de carbono. Otros alcanos conocidos son el etano, propano y el butano con dos, tres y cuatro átomos de carbono respectivamente. A partir de cinco carbonos, los nombres se derivan de numerales griegos: pentano, hexano, heptano...

Nomenclatura

La nomenclatura IUPAC (forma sistemática de denominar a los compuestos) para los alcanos es el punto de partida para todo el sistema de nomenclatura. Se basa en identificar a las cadenas hidrocarbonadas. Las cadenas de hidrocarburos saturados lineales son nombradas sistemáticamente con un prefijo numérico griego que denota el número de átomos de carbono, y el sufijo "-ano".

Alcanos isómeros

Propiedades físicas de alcanos

Los alcanos son compuestos con hibridación sp3 en todos sus carbonos. Los cuatro sustituyentes que parten de cada carbono se disponen hacia los vértices un tetraedro. Las distancias y ángulos de enlace se muestran en los siguientes modelos. Los alcanos de menor tamaño, metano, etano, propano y butano son gases a temperatura ambiente. Los alcanos lineales desde C5H12 hasta C17H36 son líquidos. Alcanos de mayor número de carbonos son sólidos a temperatura ambiente. Los puntos de fusión y ebullición de los alcanos aumentan con el número de carbonos de la molécula. También se observa que los alcanos ramificados presentan un punto de ebullición menor que sus isómeros lineales.

El metano, etano y propano son los únicos alcanos con las fórmulas CH₄, CH₃CH₃ y CH₃CH₂CH₃. Sin

Isómeros del butano

embargo, existen dos alcanos de fórmula C₄H₁₀; el butano y el 2-metilpropano. Estos alcanos de igual fórmula pero con diferente estructura se llaman isómeros.

Existen tres isómeros de fórmula C₅H₁₂. El isómero lineal se llama n-pentano. Los ramificados son el isopentano (2-metilbutano) y el neopentano (2,2-dimetilpropano).

Existen cinco isómeros constitucionales de fórmula C₆H₁₄:

A medida que aumenta el número de carbonos crece de forma exponencial el número de isómeros. Existen más de 360 000 isómeros con la fórmula C₂₀H₄₂ y más de 62 millones con la fórmula C₄₀H₈₂.

Propiedades físicas y químicas de los alcanos

Propiedades Físicas

Puntos de ebullición suelen ser bajos y crecen al aumentar la longitud de la cadena. Esto explica que el propano sea gas y el hexano líquido. Los alcanos son insolubles y son gases a temperatura ambiente de bajo peso molecular.

Propiedades Química.

Los alcanos reaccionan muy poco. La combustión puede ser completa o incompleta.

La combustión es completa cuando el oxígeno es abundante.

La combustión es incompleta cuando el oxígeno es escaso.

Isomería 

La isomería es una propiedad de ciertos compuestos químicos que con igual fórmula química, es decir, iguales proporciones relativas de los átomos que conforman su molécula, presentan estructuras moleculares distintas y, por ello, diferentes propiedades. Dichos compuestos reciben la denominación de isómeros. Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero diferente fórmula estructural y, por tanto, diferentes propiedades. Por ejemplo, el alcohol etílico o etanol y el éter dimetílico son isómeros cuya fórmula molecular es C₂H₆O.

REACCIOMES DE LOS ALCANOS

Mecanismo de la Halogenación

Halogenación del metano: reacción global

La halogenación del metano es una reacción que transcurre con formación de radicales libres y tiene lugar en tres etapas.

Etapa de iniciación

En el primer paso de la reacción se produce la rotura homolítica del enlace Cl-Cl. Esto se consigue con calor o mediante la absorción de luz.

Primera etapa de propagación

Se trata de una etapa ligeramente endotérmica que consiste en la sustracción de un hidrógeno del metano por el radical cloro formado en la etapa anterior, generándose el radical metilo.

Segunda etapa de propagación

Durante la misma el radical metilo abstrae un átomo de cloro de una de las moléculas iniciales, dando clorometano y un nuevo átomo de cloro. Dicho átomo vuelve a la primera etapa de propagación y se repite todo el proceso.

 

Etapa de terminación

Tiene lugar cuando se agotan los reactivos, entonces los radicales que hay en el medio se unen entre si.

 CONBUSTION DE LOS ALCANOS

El proceso de la combustión

La combustión es un proceso general de todas las moléculas orgánicas, en la cual los átomos de carbono de la molécula se combinan con el oxígeno convirtiéndose en moléculas de dióxido de carbono (CO₂) y los átomos de hidrógeno en agua líquida (H₂O).  La combustión es una reacción exotérmica, el calor desprendido se llama calor de combustión y en muchos casos puede determinarse con exactitud, lo que permite conocer el contenido energético de las moléculas.

Reaccion de combustión ajustada

 

Estabilidad de isómeros

Comparando calores de combustión de alcanos isómeros se observa que sus valores no son iguales. Así el 2-metilpropano desprende en su combustión -685.4 kcal/mol, mientras que el butano desprende -687.4 kcal/mol. Estos datos demuestran que el butano tiene un contenido energético superior al 2-metilpropano y por tanto es termodinámicamente menos estable.

McMurry, J., 2001. Química Orgánica. 5a. edición. Internacional Thomson Editores, México. Carey, F. A.: Química Orgánica. Ed. McGraw-Hill, 1999

Fessenden, R.J. y Fessenden

 

Bibliografia


S.J., 1993. Química Orgánica. Grupo Editorial Iberoamérica, México

QUIMICA DE LOS COMPUESTOS DEL CARBONO

El átomo de carbono, debido a su configuración electrónica, presenta una importante capacidad de combinación. Los átomos de carbono pueden unirse entre sí formando estructuras complejas y enlazarse a átomos o grupos de átomos que confieren a las moléculas resultantes propiedades específicas. La enorme diversidad en los compuestos del carbono hace de su estudio químico una importante área del conocimiento puro y aplicado de la ciencia actual.

Durante mucho tiempo la materia constitutiva de los seres vivos estuvo rodeada de no pocas incógnitas. Frente a la materia mineral presentaba, entre otras, una característica singular, su capacidad de combustión. Parecía como si los únicos productos capaces de arder hubieran de proceder de la materia viviente. En los albores de la química como ciencia se advirtió, además, que si bien la materia procedente de organismos vivos podía degradarse en materia mineral por combustión u otros procesos químicos,no era posible de ninguna manera llevar a cabo en el laboratorio el proceso inverso.

Argumentos de este estilo llevaron a Berzelius, a comienzos del siglo XIX, a sugerir la existencia de dos tipos de materia 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. La crisis de este planteamiento, denominado vitalismo, llevó consigo el rápido desarrollo de la química de la materia orgánica en los laboratorios, al margen de esa supuesta «fuerza vital».

En la actualidad, superada ya la vieja clasificación de Berzelius, se denomina química orgánica a la química de los derivados del carbono e incluye el estudio de los compuestos en los que dicho elemento constituye una parte esencial, aunque muchos de ellos no tengan relación alguna con la materia viviente.

EL ATOMO DE CARBONO
Configuración electrónica

El átomo de carbono constituye el elemento esencial de toda la química orgánica, y dado que las propiedades químicas de elementos y compuestos son consecuencia de las características electrónicas de sus átomos y de sus moléculas, es necesario considerar la configuración electrónica del átomo de carbono para poder comprender su singular comportamiento químico.

Se trata del elemento de número atómico Z= 6. Por tal motivo su configuración electrónica en el estado fundamental o no excitado es 1 s ² 2 s ² 2 p ². La existencia de cuatro electrones en la última capa sugiere la posibilidad bien de ganar otros cuatro convirtiéndose en el ion C^4- cuya configuración electrónica coincide con la del gas noble Ne, bien de perderlos pasando a ion C⁴⁺ de configuración electrónica idéntica a la del He. En realidad una pérdida o ganancia de un número tan elevado de electrones indica una dosis de energía elevada, y el átomo de carbono opta por compartir sus cuatro electrones externos con otros átomos mediante enlaces covalentes. Esa cuádruple posibilidad de enlace que presenta el átomo de carbono se denomina tetravalencia.

Enlaces

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).

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.

 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.

Polaridad

La polaridad química o solo polaridad es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición, fuerzas intermoleculares, etc. Una molecula polar puede ser NaCl que es muy polar y puede disociar con agua que a la vez es sumamente polar.

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.

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.

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).

Homólisis

Ruptura de un enlace químico en el que cada átomo participante del enlace retiene un electrón del par que constituía la unión formándose 2 radicales libres.
La energía necesaria para llevar a cabo la ruptura se conoce como "energía de disociación homolítica de enlace" y puede ser aportada, por ejemplo, por medio de radiación ultravioleta. Ej:

+ Energía

Radical libre

En química, un radical (antes referido como radical libre) es una especie química (orgánica o inorgánica), en general extremadamente inestable y, por tanto, con gran poder reactivo por poseer un electrón desapareado.^[1] No se debe confundir con un grupo sustituyente, como un grupo alquilo, que son partes de una molécula, sin existencia aislada.
Poseen existencia independiente aunque tengan vidas medias muy breves, por lo que se pueden sintetizar en el laboratorio, se pueden formar en la atmósfera por radiación, y también se forman en los organismos vivos (incluido el cuerpo humano) por el contacto con el oxígeno y actúan alterando las membranas celulares y atacando el material genético de las células, como el ADN.
Los radicales tienen una configuración electrónica de capas abiertas por lo que llevan al menos un electrón desapareado que es muy susceptible de crear un enlace con otro átomo o átomos de una molécula. Desempeñan una función importante en la combustión, en la polimerización, en la química atmosférica, dentro de las células y en otros procesos químicos.
Para escribir las ecuaciones químicas, los radicales frecuentemente se escriben poniendo un punto (que indica el electrón impar) situado inmediatamente a la derecha del símbolo atómico o de la fórmula molecular como:

H₂ + hν → 2 H· (reacción 1)

 Heterólisis

• Homolítica:cada uno de los grupos en que se divide la molécula se lleva un electrón del enlace.Este tipo de ruptura da lugar a los radicales libres.
  
• Heterolítica:uno de los grupos en que se divide la molécula se lleva los dos electrones.Este tipo de ruptura da lugar a los carbocationes y carbaniones.
  
  

• Los carbocationes se comportan como nucleófilos (bases de Lewis).
• Los carbaniones se comportan como electrófilos (ácidos de Lewis).

Estabilidad de radicales libres,carbocationes y carbaniones.

• Radical libre. Será tanto más estable cuantos más grupos alquilo rodeen al átomo de carbono.Además su estabilidad aumentará si presenta formas resonantes.
  
  
   
• Carbocatión. Será tanto más estable cuantos más grupos alquilo rodeen al átomo de carbono.Además su estabilidad aumentará si presenta formas resonantes.Es decir,lo mismo que para los radicales libres.
  
  
   

Carbanión. Será tanto más estable cuantos menos grupos alquilo rodeen al átomo de carbono (lo contrario a radicales libres y carbocationes).Su estabilidad aumentará si presenta formas resonantes.

En química, heterólisis o ruptura heterolítica es la apertura de un enlace químico de una molécula neutral que genera un catión y un anión.En este proceso, los dos electrones que constituyen el enlace son asignados al mismo fragmento.

La energía involucrada en este proceso se denomina energía de disociación heterolítica de enlace. La apertura del enlace también es posible por un proceso denominado homólisis. En la heterólisis, se requiere energía adicional para separar el par iónico. Un solvente ionizante ayuda a reducir esta energía.

Bibliografia

 Vollhardt, K. Peter. Química Orgánica. 3ra edición. Año 2000. Omega. Madrid. pp. 849-850