QUIMICA_ORGANICA_I

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D R . E L I E L R A F A E L R O M E R O G A R C Í A 
QUÍMICA 
ORGÁNICA I 
® 
Unidad I 
Fundamentos 
de Reactividad 
UNIDAD I FUNDAMENTOS DE 
REACTIVIDAD 
 
Más de 5,000,000 de sustancias conocidas. 
 
Se desconoce en su totalidad su reactividad 
y las interacciones que ocurren entre estas. 
 
De las reacciones conocidas no se conocen 
con certeza todos los mecanismos que se 
presentan ni los productos intermediarios. 
Cinética química 
 
En el área de la Química que estudia la 
velocidad de las reacciones químicas y 
engloba un conjunto de técnicas útiles para 
elucidar los procesos íntimos que están 
involucrados en el cambio químico. 
 
Donde, la velocidad de la reacción es una 
medida de la tasa de conversión de los 
reactivos en productos. 
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA 
VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN 
1. Estructura de los reactivos 
 
2. Temperatura 
 
3. Concentración de los reactivos 
 
4. Catalizadores 
Teoría de las colisiones 
 
Las reacciones químicas suceden como resultado de las colisiones 
entre las moléculas de los reactivos. 
 
Es de esperarse que la velocidad de una reacción sea directamente 
proporcional al número de colisiones moleculares por segundo o de la 
frecuencia con la que se presenten: 
 
 
 
Se postula que para que ocurra una reacción las moléculas que chocan 
deben tener una energía cinética total igual o mayor que la energía de 
activación “E0” (considerada como la cantidad de energía mínima 
requerida para iniciar una reacción química). 
Cuando las moléculas chocan forman un “complejo 
activado“ momento denominado como ESTADO DE 
TRANSICIÓN . Y una vez ocurrida la reacción, se forman 
los productos. 
 
Si los productos son más estable que los reactivos, son 
formados por reacciones EXOTÉRMICAS. 
 
Si los productos son menos estables que los reactivos, son 
reacciones ENDOTÉRMICAS. 
 
A + B → C + D 
A + B
k1
k2
Productos
Ley de Acción de Masas 
Equilibrio 
químico 
Equilibrio químico + ↔ + 
• La velocidad de una reacción tiene como 
unidades mol/dm3s 
 
• La velocidad de conversión se puede medir 
ya sea cuantificando la concentración de 
alguno de los reactantes y/o de alguno de 
los productos. 
Concentración 
Almidón 
(mol/dm3) 
Tiempo (s) 
Equilibrio químico 
Concentración 
Glucosa 
(mol/dm3) 
P.ej. La determinación de hidrólisis química del almidón 
con las pruebas de lugol (I2/KI) para el reactante y para el 
producto la prueba de Miller para azúcares reductores. 
Equilibrio químico + ↔ + 
� � = 
• Donde la Keq indica la dirección favorable de una reacción 
• Si Keq > 1 la reacción es favorable para la obtención de los 
productos C y D 
• Si Keq < 1 la reacción es favorable para la formación de los 
productos A y B 
Equilibrio químico 
¿Qué es lo que determina si una reacción avanza a la derecha 
o la izquierda? 
 
• Una reacción progresa a la derecha cuando los productos 
tienen menos energía que los reactivos (más estables) 
 
 Liberan calor Proceso exotérmico 
 
• Una reacción progresa a la izquierda cuando los productos 
tienen más energía de los reactivos (mayor inestabilidad) 
 
 Se enfría  Proceso endotérmico 
• Emiten radiación IR=Elevan la 
temperatura 
• Muestran productos 
relativamente muy estables) ya 
que son reacciones 
técnicamente irreversibles 
• Absorben calor = baja la 
temperatura de la reacción 
• Muestran productos 
relativamente poco estables 
ya que son reacciones 
reversibles 
CATÁLISIS 
CATÁLISIS 
CATALIZADORES 
1.Homogéneos 
2.Heterogéneos 
3.Biológicos (Enzimas, 
ribozimas, priones) 
2.2 ACIDOS Y BASES 
 
Las soluciones acuosas de los ácidos generalmente 
tienen las siguientes propiedades: 
 
1. Sabor Agrio 
• Jugo de limón (ácidos ascórbico y cítrico) 
• Leche agria (ác. Láctico 5%) 
• Vinagre (ác. Acético >5%) 
2. Capacidad de hacer virar los indicadores de pH 
• De azul a rojo al papel tornasol 
3. Neutralizan las bases 
Las soluciones acuosas básicas se caracterizan por: 
 
1. Sabor amargo y astringente 
2. Untuosas al tacto (jabonosa) 
• El KOH y la NaOH pueden disolver la piel, 
cabello y pinturas 
3. Capacidad de hacer virar los indicadores de pH 
• De rojo a azul al papel tornasol 
4. Neutralizan los ácidos 
CONCEPTUALIZACIÓN DE ÁCIDOS Y 
BASES 
 
 
1.Arhenius 
2.Brönsted y Lowry 
3.Lewis 
1. ÁCIDOS Y BASES DE ARHENIUS 
 
 
 
Na° + ½O2 → Na2O 
 
Na2O + H2O → 2NaOH 
 
Cl2 + H2 → 2HCl 
 
NaOH + HCl → NaCl + H2O - DH 
 
 
1. ÁCIDOS Y BASES DE ARHENIUS 
 
• Svante August Arhenius 
• Químico y físico sueco 
• Egresado de la Univ. de Upsala y Estocolmo 
• (1883) Presenta su teoría analítica 
• (1903) Premio nobel de Química 
 
HA + H2O → H + A 
MOH + H2O → OH + M 
HA + MOH → MA + H-OH 
 Sal 
 
• El agua se puede comportar como ÁCIDO o BASE de Arhenius 
porque… 
 
:NH3 + H-OH → NH4
 + OH 
 
H + H2O → H3O 
ClH
HNO3
H2SO4
H3PO4
H3BO3
CH3COOH
Ácidos 
NaOH
KOH
Ca(OH)2
Fe(OH)2
Al(OH)3
NH4OH
Bases 
KHS
NaHCO3
NaH2PO4
NaCl
CaCl2
BaSO4
CaCO3
MgOHI
Bi(OH)2NO3
Fe(OH)2Cl
Sales 
ácidas 
Sales 
neutras 
Sales 
básicas 
../../Colourful-Chemistry/Colours of pH Indicators.pdf
OHOH
O
O
OH
O
OH
O
-OH
El caso de la fenolftaleína como ejemplo de indicador 
de pH 
2. ÁCIDOS Y BASES DE BRÖNSTED-LOWRY 
 
1923- JOHANNES BRÖNSTED (Danés) y THOMAS LOWRY (Inglés), 
propusieron, de manera independiente que: 
 
• ACIDOS son sustancias donadoras de protones [H+] 
 
• BASES son sustancias aceptoras de [H+] H  + H2O: → H3O  
: 
H
O
+
H
H
OH
-
+ OH H
H
O
H
+
 
H
O
+
H
H
H
N
H
H
+ OH2 NH4
+
+
 
Donador 
de H+ 
Aceptor 
de H+ 
ÁCIDO 
ÁCIDO 
CONJUGADO BASE 
BASE 
CONJUGADA 
Cuando un ácido 
transfiere su H+ 
se transforma en 
su base 
conjugada 
Cuando una base 
acepta el H+ se 
convierte en su 
ácido conjugado 
3. ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS 
 ÁCIDO: es una sustancia que puede recibir un par de electrones para 
formar un enlace covalente 
 BASE: es una sustancia que puede suministrar un par de electrones para 
formar un enlace covalente 
F
F
F B NH3
+
F
FF B
-
NH3
+
Ácido
(Electrófilo, E+)
Base 
(Nucleófilo, :Nu-)
 
Constante de acidéz Ka y la pKa: La medición cuantitativa de la 
fuerza de los ácidos y bases 
Un ácido (o base) FUERTE es aquel que se ioniza totalmente en solución 
acuosa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acido 
fuerte 
Base 
más 
fuerte 
Base 
conjugada 
(más débil) 
Acido 
conjugado 
(más débil) 
HCl + H2O → Cl- + H3O
+ 
Desarrolle otros casos: HBr, HI, HClO 4, H2SO4, KOH, Ba(OH)2, v.g. 
 
H2SO4 + Ca(OH)2 → 
 
HNO3 + NaOH → 
• Un ácido o base DÉBIL es aquel que se ioniza de manera incompleta o 
parcial en solución acuosa. 
 
• La mayoría de los ácidos y bases orgánicos son de carácter débil. 
 
• La ecuación que representa la ionización de un ácido débil (HA) y su 
constante de ionización ácida (Ka) en el agua y para el equilibrio es: 
HA + OH2 A- OH3
+
+      HA
AOH
OHKK eqa
 3
2∴ 
• Los valores de Ka cubren un rango que va 
de 1010 para los ácidos más fuertes como el 
H2SO4 hasta 10-50 para los ácidos más 
débiles como el CH4 
 
• Una escla más conveniente para interpretar 
la fuerza de los ácidos y las bases es el 
pKa. 
•La fuerza de los ácidos se expresa como el potencial de ionización ácida (pKa), y se calcula 
con la ecuación: 
aa KpK 10log
evans_pKa_table.pdf
Factores que influyen en la fuerza de los 
ácidos y bases orgánicos 
La estructura molecular define la función 
química, por tanto aspectos como la acidez y su 
reactividad se ven directamente comprometidos y 
dependiendo principalmente de la AE de los 
átomos involucrados, que dan un carácter débil o 
fuerte en términos de su activación que se suma 
con otros factores como resonancia, efecto 
inductivo, puentes de hidrógeno, efecto estérico. 
A) ELECTRONEGATIVIDAD: 
 La acidez relativa de los ácidos depende del átomo enlazado al H + y sedetermina con la estabil idad del anión formado (A -) al transferirse el H+ a 
una base. 
 A mayor electronegatividad del elemento A, la estabil idad del ión A - 
incrementa y por tanto el ácido HA es más fuerte. 
Electronegatividad de Pauli 
B) RESONANCIA: 
 Por efecto de la resonancia se estabil iza más a una base que a un ácido, 
ya que se produce una deslocalización del par de electrones de la base y 
por lo tanto estos están menos disponibles a captar un protón, con lo cual 
disminuye el pKa. 
 Por ejemplo: El CH3COOH muestra una pKa = 4.76, y el CH3CH2OH un pKa = 15.9, 
evidentemente el ácido acético es el más ácido al comparar sus valores de pKa, y esto 
se explicaría debido a que se deslocaliza la carga del anión acetato, por tanto la 
posición en el equilibrio se desplaza más hacia la derecha y el compuesto es más 
ácido: 
 Si la carga negativa del acetato se puede deslocalizar por resonancia, el 
par de electrones estará menos d isponible para actuar, por lo que la base 
estará estabil izada y será débil , siendo por lo tanto f uerte el ácido del 
que deriva. 
 Por otro lado, e l etanol será un ácido más débil porque su base no se 
encuentra estabilizada por resonancia, su base conjugada s erá más 
fuerte ya que los electrones están más disponibles a captar un protón. 
 Se puede concluir que “cuanto más estable es su base conjugada más 
fuerte será el ácido” . 
 C) EL EFECTO INDUCTIVO: 
 Los grupos que retiran electrones aumentan la acidez y disminuyen la 
basicidad 
 Mientras que los grupos que ceden sus electrones la reducen y por tanto 
incrementan la basicidad 
 
 
 
 
O
-
O
H
H
H Cl
O
-
O
H
H Cl
Cl O
-
O
H Cl
Cl
Cl
O
-
O
   
> > >
Incremento de la estabilidad del ión






 El efecto inductivo disminuye con la distancia del elemento 
electronegativo respecto al donador de H+: 
Cl  -CH2-  -CH2-  -CH2-  -CH2-  -COOΘ 
 
Efectos inductivos de diversos grupos químicos: 
 
Electrón-dadores -O -, -CH3, -CO2
- 
Electrón-atrayentes 
-F, -Cl, -Br, -I, -OR, -OH, -NR2, -SR, -SH, -CO2H, 
-CO2R, -CO-, -CN, -NO2, -SO2-, -C=C-, -CC-, -NR3, -SR2 
 
 
 
 
 
 
 
  Dentro de un periodo determinado de la tabla periódica, la acidez 
aumenta junto con la electronegatividad: 
CH2-H < NH2-H < HO-H < HS-H < H-Cl < H-F 
OHOH
Cl
> 
acidez
< estabilidad> pK
a
OH
Cl
OH
Cl
> pK
a
Cl
OH
< pK
a
 Y disminuye conforme al peso molecular: 
F < Cl < Br < I 
O < S < Se 
<pKa >pKa <pKa 
D) EFECTO DE LOS PUENTES DE H IDRÓGENO 
 Los puentes de hidrógenos estabil izan a las bases conjugadas. Por 
exist ir una mayor dispersión de la carga, haciendo que disminuya la 
basicidad y aumente la acidez de los mismos. Por ejemplo, en moléculas 
que dif ieren principalmente en su geometría y/o estructura. 
 En la isomería cis-trans , la base conjugada esta estabil izada por la 
formación de un puente de hidrógeno (pKa = 1.92) en el isómero cis: 
 
 
 
En cambio en la trans , el puente de hidrógeno no se puede formar dado 
que la geometría de la molécula no lo permite, lo que hace que aumente 
su basicidad al no haber dispersión de carga, (pKa = 3.02): 
 
 
 El caso de las estructuras como en el ácido orto y para hidroxibenzoico, 
donde el orto es más ácido que el para , dado que la base conjugada se 
puede estabilizar por la formación de un puente de hidrógeno por la 
cercanía en el espacio del grupo hidróxido con el carboxilato, cosa que en 
la posición para no puede ocurrir. 
 
 Ácido más fuer te base conjugada estabi l izada 
 por un puente de h idrógeno 
 
 
 Acido más débi l La d ispos ic ión espac ial evita 
 la formación del puente de h idrógeno 
 E) EFECTOS ESTÉRICOS: 
 Son los que producen las interacciones espaciales entre los átomos y/o 
grupos. Este fenómeno puede inf luir en la acidez y basicidad de algunas 
moléculas. Por ejemplo: 
2.3 Mecanismo de reacción 
• Una reacción química resulta de una compleja secuencia de 
procesos moleculares elementales. 
 
• La forma en que ocurre una reacción se le denomina mecanismo, y 
pueden ocurrir en más de un solo paso, por tanto un mecanismo de 
reacción es la descripción paso por paso, del proceso que ocurre 
cuando los reactivos se convierten en productos 
 
• Cada molécula, en la mezcla de reacción, sufre cambios continuos a 
distintos niveles en su estado, v.g. geometría, energía, estado 
fundamental a excitado, hibridaciones, etc. 
 
• Durante la reacción ocurren un serie agitaciones 
moleculares que tienden al equilibrio, en ocasiones 
rápido al principio, luego más lento y finalmente se 
alcanza el equilibrio y termina la reacción química. 
 
• En el transcurso de la reacción se generan sub-productos 
que se consumen en pasos ulteriores, estos compuestos 
se denominan Intermediarios de reacción “I”, y no son 
productos aislables. 
 Los intermediarios pueden ser: 
1. Iones carbonio o carbocationes: carbono con hibridación sp 2 y un orbital 
vacío 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Carbaniones: con el carbono con hibridación sp 3 
 
 
 
 
C
+
R
R
R CH3
+
CH2
+
RCH
+
R
R
R
R
R
R
R
R
C
-
R
R
R
CH3
+
CH3 CH2
+
CH3 CH2
+
CH3
CH2
+
C
+
R
R
RCH
+
R
R
Disminución de la estabilidad
3. Radicales: con el carbono en hibridación sp 2 
R
R
R C
R
R
R 
 
4. Carbenos: Especies neutras con un átomo de carbono con dos enlaces 
y dos electrones: 
 
 
 
C
C
Singlete
Espines opuestos 
y apareados
Triplete
Mismo espín pero 
orbitales distintos
Tipos de reacciones en Química Orgánica 
1. Radicalización 
2. Adición 
3. Eliminación 
a-eliminación 
b-eliminación 
4. Reordenamiento (Transposición) 
5. Oxido-reducción (Redox) 
6. Sustitución