Historia de la Química Orgánica

La química orgánica se constituyó como disciplina en los años treinta. El desarrollo de nuevos métodos de análisis de las sustancias de origen animal y vegetal, basados en el empleo de disolventes como el éter o el alcohol, permitió el aislamiento de un gran número de sustancias orgánicas que recibieron el nombre de «principios inmediatos».

La aparición de la química orgánica se asocia a menudo al descubrimiento, en 1828 por el químico alemán Friedrich Wöhler, de que la sustancia inorgánica cianato de amonio podía convertirse en urea, una sustancia orgánica que se encuentra en la orina de muchos animales. Antes de este descubrimiento, los químicos creían que para sintetizar sustancias orgánicas, era necesaria la intervención de lo que llamaban ‘la fuerza vital’, es decir, los organismos vivos. El experimento de Wöhler rompió la barrera entre sustancias orgánicas e inorgánicas.

Modelo Mecánico Ondulatorio del Átomo

• Principio de exclusión de Pauli: Un electrón (e-) en un átomo está definido por cuatro números cuánticos, y no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro números cuánticos iguales.
• Modelo mecano-cuántico: Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrödinger.
• Aspectos característicos:
  • Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.
  • Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio.

Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas.

Átomo

Es la partícula más pequeña de un elemento que conserva las características químicas del propio elemento. Está constituido por un núcleo formado por protones (partículas positivas) y neutrones (neutros), rodeado por una o más órbitas de electrones (partículas negativas).

En condiciones de estabilidad el número de los electrones es igual al de los protones, de manera que el átomo es electrónicamente neutro.

Las características químicas de un elemento dependen del número y de la disposición de los electrones en las diversas órbitas de electrones, de modo que puede decirse que el átomo está compuesto, sustancialmente, por espacios vacíos. La masa del átomo reside casi toda en el núcleo: cada electrón es apenas 1/1.840 con respecto a la masa de un protón o de un neutrón (protones y neutrones tienen igual masa). El número de protones en el núcleo es llamado número atómico; el de los neutrones y protones conjuntamente, número de masa.

Número Cuántico

Los números cuánticos aparecen en las soluciones de la ecuación de Schrödinger. Cada electrón posee cuatro números cuánticos en virtud de su posición, por tanto según el principio de exclusión de Pauli no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales dentro del átomo, estos son: n, l, m, s.

Número cuántico n

El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3…) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico Principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

Tipos de Orbitales

Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares de dos tipos:

• Enlazantes: De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción, es decir, en la región internuclear. Contribuyen al enlace de tal forma que los núcleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la atracción que ejerce la nube electrónica de carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia dada que se conoce como longitud de enlace.
• Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión.

Los tipos de orbitales moleculares son:

• Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces «sencillos» con grado de deslocalización muy pequeño. Electrones con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace.
• Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos p perpendiculares al eje de enlace. Electrones fuertemente deslocalizados que interaccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano de enlace.
• Orbitales σ^* antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de los enlazantes.
• Orbitales π^* antienlazantes: Orbitales π de alta energía.
• Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan este orbital.

Enlace Químico

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de sus propiedades físicas y químicas. Los enlaces son responsables además, de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra.

Iones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo.

En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Elementos Electropositivos y Elementos Electronegativos

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo.

Valencia Electroquímica

Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.

Tipos de Enlace

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

• Enlace iónico, si hay atracción electrostática.
• Enlace covalente, si comparten los electrones.
• Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
• Enlace metálico, si los electrones de valencia pertenecen en común a todos los átomos.

Enlace Iónico o Electrovalente

Fue propuesto por W. Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La definición es la siguiente: «Electrovalencia es la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos».

Exceptuando solamente los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ion negativo (anión).

Propiedades Generales de los Compuestos Iónicos

En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular.