Quimica General y Organica IV

QQUUÍÍMMIICCAA GGEENNEERRAALL YY OORRGGÁÁNNIICCAA

AAPPUUNNTTEESS CCOOMMPPLLEEMMEENNTTAARRIIOOSS

UUnniivveerrssiiddaadd SSaann SSeebbaassttiiáánn

Profesores: S. Gnecco - V. Mattar – M. Montecinos

146

CAPÍTULO XI

ENLACE QUÍMICO

La mayor parte de nuestro planeta está conformada de compuestos y de mezclas de compuestos.

Así sucede en las rocas, en el suelo, en las aguas y en los seres vivos. La presencia natural de

materiales constituidos de átomos aislados es muy escasa. Unos de los pocos ejemplos son el

helio y argón presentes en la atmósfera en cantidades inferiores al 1 por ciento.

La escasez de átomos aislados en nuestra naturaleza, revela que debe existir una fuerza que tiende

a la formación de conglomerados de átomos o compuestos. Esta fuerza es el enlace químico. En

un átomo aislado sus electrones se encuentran sometidos a la acción de un núcleo central. Cuando

dos átomos se acercan, sus electrones caen bajo la influencia simultánea de los dos núcleos,

pasando a un estado energético mas bajo que los átomos aislados.

En el proceso de formación de enlaces, participan fundamentalmente los electrones del nivel más

externo de los átomos, denominados electrones de valencia.

En relación a la tendencia de los átomos a formar compuestos, los átomos mantienen algunas

diferencias. Existe una gama de átomos que van desde una alta afinidad por los electrones (alta

electronegatividad) hasta los que tienen baja capacidad para retenerlos (baja electronegatividad).

Cuando la unión se verifica entre átomos iguales, como H2 o Cl2, los electrones del enlace se

comparten por igual entre ambos átomos. Este tipo de enlace, producto de una compartición de

electrones, se denomina enlace covalente.

Esta clase de enlace también ocurre entre átomos diferentes, siempre que las electronegatividades

no sean muy desiguales. En el caso de H2O o CO que también son covalentes, el átomo más

electronegativo atrae hacia sí a los electrones del enlace, despoblando parcialmente al otro. Se

establece un cierto grado de asimetría en la distribución de cargas, lo que conduce a un enlace

covalente polar o parcialmente iónico.

Cuando las electronegatividades son muy diferentes, la polarización de cargas es extrema. El

átomo menos electronegativo entrega completamente uno o más electrones al átomo más

electronegativo, proceso que conduce a la formación de iones de carga opuesta. En este caso no

hay electrones compartidos y la unión se verifica por la atracción electrostática entre los iones de

cargas contrarias. Este tipo de enlace se denomina enlace iónico.

Un tercer tipo de enlace, el enlace metálico, se origina en el movimiento azaroso de los

electrones de valencia entre los espacios que posee una matriz ordenada de iones positivos.

Los enlaces iónico, covalente y metálico dependen de los electrones más externos de los átomos

participantes.

Palabras claves

Enlace iónico: atracción electrostática entre iones de carga opuesta.

Enlace covalente: unión en que dos átomos comparten los electrones.

Enlace metálico: atracción eléctrica entre iones metálicos positivos y electrones deslocalizados

entre los iones.



147

Símbolos de Lewis

A fin de sistematizar el estudio del enlace químico, es necesario disponer de un medio gráfico

que describa la cantidad de electrones de valencia de los átomos. Para tal propósito se utilizan los

símbolos de Lewis, que consisten en escribir el símbolo químico de un elemento rodeado de un

número de puntos que equivalen a sus electrones de valencia. Por ejemplo los símbolos de Lewis

de todos los elementos del segundo período son:

La característica fundamental es que la cantidad de electrones de valencia en elementos

representativos y gases nobles es igual al número del grupo.

Enlace Iónico

El enlace iónico se caracteriza por una transferencia total de uno o más electrones desde la capa

de valencia de un átomo de baja electronegatividad hasta un átomo de alta electronegatividad. El

átomo que cede electrones se transforma en un ión positivo (catión) y el que gana se convierte en

un ión negativo (anión). El enlace iónico resulta por atracción electrostática entre iones de cargas

opuestas.

En términos de la notación de Lewis la transferencia corresponde a:

En términos de configuraciones electrónicas, la transferencia de electrones se puede expresar

como:

Li (1s22s

1) + F (1s

22s

22p

5) Li

+ (1s

2) + F

- (1s

22s

22p

6)

Ambos iones alcanzan la configuración electrónica del gas noble más cercano. El Li+ adopta

la estructura estable del helio y el F- la estructura electrónica del Neón. El enlace iónico se forma

entre elementos metálicos y no metálicos, donde normalmente existe una gran diferencia de

electronegatividades. La gran diferencia de electronegatividad explicaría la tendencia a la

transferencia de electrones desde un elemento de baja EN (metal) a uno de alta EN (no metal).

La atracción electrostática entre dos iones de carga

opuesta (enlace iónico) conduce inicialmente a la

formación de un par iónico (+) (-). Esta entidad es tan

polar que induce a la asociación con otros pares iónicos,

generando progresivamente una estructura tridimensional ordenada, denominada cristal o red

cristalina. En ella los cationes y aniones se ordenan ocupando posiciones alternadas.



148

Formación progresiva de una red cristalina

Una diferencia de electronegatividad superior a 1,7 entre un metal y un no metal, distantes en

el sistema periódico, favorece la formación de enlaces iónicos.

La formación de redes cristalinas confiere a los sólidos iónicos algunas propiedades que le son

características. Los cristales son duros y quebradizos, tienen puntos de fusión y ebullición altos

(sobre 500ºC). Como sólidos son malos conductores del calor y de la electricidad. Sin embargo,

fundidos o en solución son buenos conductores de la electricidad. En general, son muy

solubles en agua.

Nombrando compuestos iónicos simples

Desde la antigüedad a muchos compuestos se les conoce con nombres comunes. Algunos de ellos

son: cal (óxido de calcio), aceite de vitriolo (ácido sulfúrico), magnesia (hidróxido de magnesio),

etc

Los compuestos más simples son los compuestos binarios, constituidos sólo por dos elementos

diferentes.

catión Anión

Li+

, ión litio F- , fluoruro

Na+, ión sodio Cl

- , cloruro

K+, ión potasio Br

- , bromuro

Be+2

, ión berilio I- , yoduro

Mg+2

, ión magnesio O-2

, oxido

Ca+2

, ión calcio S-2

, sulfuro

Al+3

, ión aluminio N-3

, nitruro

Este cuadro permite escribir una cantidad de compuestos iónicos inorgánicos. Observa que con

excepción del oxigeno, el nombre de los aniones termina en –uro. Cada compuesto debe ser

eléctricamente neutro, lo que obliga a que la carga total de los cationes debe ser igual a la carga

total de los aniones. Cada catión puede formar un compuesto diferente con cada anión.

Fórmula y nombre de compuestos iónicos

En la fórmula primero se escribe el metal y luego el no metal. Cuando se nombra el

compuesto, primero se menciona el no metal (anión) y luego el metal (catión).



149

Enlace covalente

Para comprender este tipo de enlace es fundamental conocer las configuraciones electrónicas de

los átomos que se enlazan y en particular la cantidad de electrones de valencia. Un enlace

covalente consiste fundamentalmente en un apareamiento y compartición de dos electrones

entre dos átomos. Tipicamente los compuestos covalentes están formados por elementos no-

metálicos. Ninguno de los átomos tiene tendencia a perder sus e o es suficientemente

electronegativo para quitarle al otro sus electrones. Para alcanzar la configuración de G.N.

tendrán que compartir sus electrones. Dependiendo de su capa de valencia, podrán compartir más

de un par de electrones.

Con el objeto de alcanzar un mejor conocimiento de la naturaleza molecular de la materia, es

necesario disponer de modelos estructurales que nos acerquen a la realidad. Uno de estos

modelos son las fórmulas o estructuras electrónicas de Lewis, que describen aproximadamente la

distribución electrónica de una especie molecular.

A continuación se indica una secuencia en etapas que facilita la escritura de estas fórmulas.

Moléculas diatómicas covalentes

Estas moléculas se forman entre átomos iguales (homoatómicas u homonucleares) o entre átomos

diferentes (heteroatómicas o heteronucleares) y de electronegatividades parecidas.

Moléculas homoatómicas: Ejemplo de estas moléculas son H2, Cl2 y N2.

En la molécula de hidrógeno H2 los únicos dos electrones disponibles son compartidos entre los

átomos formando un enlace simple.

En la molécula de Cl2 se dispone de 14 electrones, en que cada átomo aporta 7. Se colocan 2

electrones o un trazo entre los dos átomos. Los 12 electrones restantes se reparten

equitativamente entre los dos átomos, dando lugar al final una estructura en que los dos átomos

están rodeados de un octeto.

En las estructuras de Lewis los electrones compartidos se dibujan como una línea y los lectrones

que no se comparten se dejan como puntos

Elemento grupo e. de valencia Enlaces necesarios para

completar el octeto

F 7 A 7 1

O 6 A 6 2

N 5 A 5 3

C 4 A 4 4



150

En muchas moléculas, para que los átomos puedan obtener la configuración de gas noble,

necesitan compartir más de un par electrónico. Cuando dos átomos comparten un solo par

electrónico tenemos un enlace sencillo. Cuando dos átomos comparten dos pares de electrones

tenemos un doble enlace. Cuando dos átomos comparten tres pares de electrones, tendremos el

triple enlace

Por ejemplo tenemos al N2: Debido a que el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia, cada átomo

de N requiere compartir 3 pares para obtener su octeto.

El triple enlace entre los dos nitrógenos, es más fuerte que uno doble y todavía más que uno

sencillo. Para mostrar claramente lo anterior, presentamos las distancias de varios compuestos

con nitrógeno en función del tipo de enlace: N-N =1.47Å N=N = 1.24Å N N = 1.10Å

La distancia entre dos átomos enlazados decrece al aumentar el número de pares electrónicos

compartidos

La formación de la molécula de O2, se puede explicar así por la compartición de dos electrones

de valencia aportados por cada átomo formándose un enlace covalente doble entre los átomos de

oxígeno.

Longitud y Energía de enlaces múltiples

Cuando un par de átomos X e Y puede formar enlaces múltiples como:

X—Y X=Y X=Y

La longitud de enlace disminuye en la dirección La enenrgía de enlace aumenta en la misma

dirección.

Moléculas heteroatómicas: Ejemplo de estas moléculas son HF y CO

Moléculas covalentes poliatómicas

Son moléculas que tienen tres o más átomos. En ellas se debe definir un átomo central que, por lo

general, es el menos electronegativo. El átomo de hidrógeno es un caso especial, porque debido a

su baja covalencia, sólo puede ser un átomo ligante o lateral.

OOttrrooss eejjeemmppllooss :: OO22



151

Las moléculas de amoníaco NH3 y dióxido de carbono CO2, son buenos ejemplos de estructuras

de Lewis, ya que se pueden escribir fácilmente siguiendo las etapas descritas previamente.

Propiedades de los compuestos Covalentes.

Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos por lo general < 3000C.

Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.

La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano.

Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen

partículas con carga.

Excepciones a la regla del octeto

La gran mayoría de los átomos respeta la regla del octeto. Sin embargo, existen excepciones

fáciles de justificar.

1.-Se ha visto anteriormente que el hidrógeno está incapacitado para alcanzar un octeto

debido a que en su estado fundamental dispone sólo del orbital 1 s. De modo que cuando el

hidrógeno se enlaza, como máximo puede disponer de 2 electrones, alcanzando la estructura del

gas noble helio.

2.-Moléculas deficientes en electrones. Los elementos berilio y boro forman los compuestos

gaseosos BeF2 y BF3, cuyas estructuras de Lewis son:

Sorprende que Be y B no alcancen un octeto. El flúor, debido a su alta electronegatividad, es

poco generoso con sus electrones frente a los demás elementos. En estos casos Be y B no pueden

alcanzar un octeto, formando estas moléculas inestables y muy reactivas.

3.- Moléculas que sobrepasan el octeto. Existe una gran variedad de moléculas en las que el

átomo central sobrepasa el octeto. Es el caso de PCl5 y SCl6 de fórmulas de Lewis:



152

La formación de cinco enlaces simples en tomo a P, o seis enlaces entorno a S, se debe a la

disponibilidad de orbitales d que pueden albergar los electrones de un mayor número de átomos

ligantes.

4.-Moléculas impares. En moléculas como NO y N02 la suma total es un número impar. Al

construir las respectivas fórmulas de Lewis y distribuyendo los electrones de a pares, finalmente

debe quedar un electrón célibe, generalmente como no compartido.

Moléculas de esta naturaleza -que presentan electrones desapareados- son atraídas por un campo

magnético (un imán). Este comportamiento se denomina paramagnetismo.

Los elementos del 2º período cuando forman enlaces covalentes pueden alcanzar hasta un

octeto electrónico, debido a que sólo disponen de 4 orbitales de enlace (1 orbital s y 3 orbitales

p), que pueden cobijar un máximo de 8 electrones.

Los elementos del 3er

período, o superior, ubicados en la parte central de una molécula

covalente, pueden superar el octeto ya que disponen de orbitales ns, np, nd, de mayor

capacidad electrónica. De estos elementos se conocen compuestos con 4,5 y 6 ligantes. Un

número mayor es poco frecuente por impedimentos espaciales.

Enlace covalente coordinado o dativo

En algunos enlaces covalentes, los dos electrones del enlace son aportados o donados sólo por

uno de los átomos que dispone de electrones no compartidos. El amoníaco, NH3, dispone de un

par electrónico no compartido y por otro lado, el ion hidrógeno (H+) carece de electrones. Estas

dos especies dan lugar a la formación del ion amonio NH4+.

El ión amonio tiene una carga neta positiva distribuida en todo el ión. Los 4 enlaces N-H son

iguales, puesto que una vez que el ión H+ se enlaza al nitrógeno, comparte los electrones de la

misma forma que los hidrógenos previamente enlazados. Es decir, los 4 hidrógenos son

indistinguibles.

En el enlace covalente coordinado el átomo que aporta electrones adquiere carga formal positiva,

mientras que el que recibe adquiere carga formal negativa.

Resonancia

En algunas moléculas es posible escribir más de una fórmula de Lewis. Es el caso del dióxido de

azufre SO, donde el doble enlace puede estar a la derecha o la izquierda del azufre.



153

Estas estructuras hacen pensar que los dos enlaces SO no son iguales.

Por ejemplo: si el enlace es simple S-O, la longitud del enlace es 1,54 Á

si el enlace es doble S=O, la longitud del enlace es 1,40 Á.

Sin embargo, experimentalmente se ha determinado que ambos enlaces SO tienen la misma

longitud 1,47 Á. Observa que esta longitud es el promedio de las longitudes anteriores. Esto

significa que las dos estructuras anteriores no revelan exactamente el resultado experimental.

Ante la carencia de un modelo simple debemos aceptar que la verdadera estructura del SO2 es

una combinación de las dos. La molécula real no corresponde a ninguna de las dos estructuras

sino a un híbrido de resonancia entre ambas. La flecha de dos puntas no significa que el doble

enlace esté "saltando" de un enlace al otro, sólo representa la idea de un promedio entre dos

estructuras extremas.

El híbrido de resonancia posee una menor energía (y por tanto es más estable) que cada una de

las formas resonantes. En el nitrometano ( CH3NO2) sucede algo análogo

Las estructuras electrónicas reales del nitrometano y del ion acetato son estructuras compuestas,

promedio de las dos estructuras de Lewis respectivas (formas resonantes), y se dice que la

molécula es un híbrido de resonancia.

Las distintas formas resonantes deben tener el mismo número y la misma clase de núcleos de

átomos y el mismo número de electrones. La diferencia entre unas formas resonantes y otras se

encuentra exclusivamente en la posición de los electrones.

Cuanto mayor sea el número de formas resonantes la molécula será más estable.

Toda molécula que sólo posea enlaces simples no tiene formas resonantes. Las moléculas con

enlaces múltiples pueden tener formas resonantes o no.

En el caso de que las formas resonantes no sean equivalentes, unas u otras participarán más o

menos en el híbrido de resonancia según las reglas siguientes:

- Las estructuras resonantes en la que todos los átomos del 2º período poseen octetos

completos son más importantes (contribuyen más al híbrido de resonancia) que las

estructuras que tienen los octetos incompletos.

- Las estructuras más importantes son aquellas que supongan la mínima separación de

carga.

- En los casos en que una estructura de Lewis con octetos completos no puede representarse

sin separación de cargas, la estructura más importante será aquella en la que la carga



154

negativa se sitúa sobre el átomo más electronegativo y la carga positiva en el más

electropositivo. Ejemplos: SO3, NO3-, CO3

2- , etc

Enlace metálico

Todo el mundo ha visto metales y los reconoce, principalmente por su dureza y brillo. El modelo

más simple para explicar el comportamiento de

los metales, es el «modelo del mar de

electrones». Para visualizar la formación del

metal sólido, imagina que todos los átomos del

metal son despojados sólo de sus electrones de

valencia (los átomos conservan sus electrones

internos). Por otro lado se recolectan todos los

electrones de valencia formando un «mar de

electrones», dentro del cual se dejan caer todos los iones metálicos.

Como hay muchos electrones, éstos atraen los núcleos tanto como puedan acercarse entre sí

(entre ellos se repelen, pues tienen la misma carga), formando un empaquetamiento compacto de

iones. Los electrones se mueven libremente en todas las direcciones de modo delocalizado y el

resultado es una red tridimensional de átomos ordenados.

Los electrones, que pueden desplazarse en cualquier dirección, son los responsables de la

propiedad de conducción eléctrica y térmica del metal. Como los núcleos no se encuentran

directamente enlazados entre sí, se pueden desplazar en la red cristalina por efecto de una acción

externa y siempre estarán rodeados de electrones. El sólido puede deformarse sin ruptura de los

enlaces que mantienen unidos a los átomos.

Los metales se deforman con facilidad: son dúctiles (formación de hilos) y maleables (formación

de láminas). Los átomos ocupan posiciones fijas en el espacio, pero a la vez no rígidas, es decir,

los átomos pueden ser desplazados en cualquier dirección, siempre que se mantenga el contacto

entre ellos. En general, tienen altos puntos de fusión, lo que indica que las fuerzas que mantienen

unidos a los átomos son fuertes. Conducen la electricidad y el calor, en cualquier dirección. Por

lo que se deduce que el enlace en los metales es en todas las direcciones.

Un metal es diferente al diamante (sólido enlazado covalentemente) o al cloruro de sodio o sal

común (un sólido iónico). Estos no conducen la electricidad y son indeformables. Si bien suelen

ser muy duros, cualquier deformación resulta en la ruptura de todos los enlaces y el quiebre del

cristal.

Geometría molecular: Modelo de repulsión de pares de electrones de valencia (RPEV).

La estructura y forma de las moléculas juegan un rol muy importante en los procesos químicos y

biológicos. Las reacciones químicas dependen de la forma que tienen las moléculas. El

acercamiento efectivo entre las moléculas reaccionantes depende de la orientación de ciertos

grupos moleculares los que a su vez influyen en la reactividad y en la velocidad del proceso. A

nivel biológico, un pequeño cambio en la estructura de una biomolécula puede derivar en la

alteración de una función vital celular y conducir a un cáncer.



155

En la mayoría de las moléculas es posible deducir, de modo aproximado, la forma que tienen

mediante un método conceptualmente muy simple. Para esto se requiere conocer la conectividad,

es decir, qué átomos están unidos entre sí y la respectiva estructura de Lewis de la molécula. Los

enlaces de tipo covalente son en general localizados, es decir, los electrones del enlace ocupan y

se mantienen en regiones definidas del espacio.

En 1957, R.J.Guillespie y R.S.Nyholm desarrollaron un modelo basado en criterios

electrostáticos para predecir la geometría de moléculas y que funciona bien aún en enlaces con

carácter iónico. En este modelo, denominado de repulsión de pares de electrones de valencia

(RPEV), la idea central es que los pares de electrones de valencia en tomo a un átomo tienden a

ubicarse en las posiciones que minimizan la repulsión electrostática entre ellos.

Los electrones de enlaces simples, dobles o triples, están en la misma dirección y ocupan más o

menos la misma región del espacio. Cualquiera sea el tipo de enlace, en estos casos, se habla de

grupos de pares electrónicos. Aquellos pares de electrones que quedan en tomo a un átomo en las

estructuras de Lewis y que no forman enlaces, se les denomina pares no compartidos o solitarios

y también se encuentran confinados a una región pequeña y bien definida del espacio. Tanto los

electrones de los enlaces como los pares solitarios se repelen entre sí.

En una estructura de Lewis que representa a una molécula, se puede identificar un átomo central

al cual se encuentran unidos los otros átomos. En tomo a este átomo se pueden observar la

cantidad de pares de electrones en enlaces (o grupos enlazados) y pares solitarios si los hay.

Como todos ellos se repelen entre sí, se debe buscar la disposición geométrica de estos pares que

hacen mínima las repulsiones electrostáticas.

Forma de moléculas simples

Una molécula AXnEm tiene: un átomo central A, n ligantes y m pares electrónicos solitarios

o no compartidos.

Nº de

pares

Geometría Tipo de

molécula

Geometría

2

AX2

Lineal (180º)

3

AX3

AX2E

Triangular plana (120º)

Angular (=120º)

4

AX4

AX3E

AX2E2

Tetraédrica (109º)

Pirámide trigonal(=109)

Angular (=109º)



156

HIBRIDACIÓN

Moléculas AX2, sin pares de electrones no compartidos en A: hibridación sp. El berilio (Be)

forma compuesto del tipo BeX2, o sea, con covalencia dos. La configuración de Be en el estado

fundamen-tal es:

Para unirse con dos átomos de cloro y explicar así, la covalencia de dos del berilio, el átomo de

Be debe disponer de un orbital para cada electrón enlazante de Cl.

La Teoría de Enlace de Valencia postula que lo que ocurre puede describirse de la siguiente

manera: el Be coloca uno de los electrones 2s pareados en uno de los orbitales 2p.

De esta manera hay dos electrones disponibles en Be para formar dos enlaces, pero no serían

idénticos. La evidencia experimental demuestra que ambos enlaces Be-Cl son idénticos.

Para explicar que los dos orbitales de Be son idénticos se postula que debe ocurrir hibridación,

es decir, la formación de unos orbitales con características intermedias entre los s y p, los cuales

llamaremos sp y que son de igual energía.

La hibridación sp ocurre cuando se combina un orbital s con uno p. Cada uno de los

orbitales sp tendrá un 50% de carácter s.

Los orbitales sp se colocarán en el espacio lo más alejados uno del otro, formando un ángulo

de 180º. Esto explica el que BeX2 sea una molécula lineal.

Así la molécula de BeCl2: Cl-----Be-----Cl

Los enlaces se forman entre el orbital pz del cloro y el orbital híbrido del berilio



157

Ejemplos de compuestos con hibridación sp:

BeCl2, BeI2, CdX2, HgX2, CO2, CS2, C2H2 (etino)

Molécula AX3, sin pares de electrones no compartidos en A: hibridación sp2. El Boro pueda

formar tres enlaces covalentes, se postula que se promueve uno de los electrones 2s a un subnivel

2p y resultan tres orbitales iguales, lo que se explica mediante la hibridación.

Se combina un orbital 2s con dos orbitales 2p para fomar tres orbitales híbridos sp2.

Los orbitales sp2 tienen un 33% de carácter s y están dirigidos hacia los vértices de un

triángulo equilátero, con un ángulo de 120º.

Esta hibridación sp2, aplicable a todas las estructuras trigonales planas, permite que se enlacen

otros tres átomos formando 120° entre sí. En general, la hibridación sp2

se produce cuando

alrededor del átomo central existen tres regiones de elevada densidad electrónica. Ejemplos:

BCl3, BF3, BI3 , AlF3, SO3, C2H4 (etileno).

Moléculas AX4, sin pares de electrones no compartidos en A: hibridación sp3. Para explicar

cómo carbono forma cuatro enlaces en una molécula como CH4, la Teoría de Enlace de Valencia

postula que el C promueve uno de los electrones del orbital 2s al orbital pz vacío de la capa de

valencia.



158

El comportamiento químico del CH4 nos permite asegurar que todos los enlaces C-H son

idénticos. Por tanto, el carbono ha de disponer de orbitales de igual energía. Lo que se logra

mediante la hibridación

Se obtiene 4 orbitales homogéneos llamados sp3 debido a la proporción existente entre los

puros (un 25% de características s y un 75% de p).

Para permitir la máxima separación de estos orbitales, éstos se orientan hacia los cuatro vértices

de un tetraedro, con un ángulo de 109.5º

Otras moléculas con hibridación sp3 son CF4, SiH4, SiCl4, NH4

+,

BF4-, C2H6 (etano). En general los elementos de las familias 2-A,

3-A, 4-A, 5-A y 6-A, en los compuestos covalentes están hibridados.

Las condiciones para que haya hibridación son:

Los orbitales que se hibridan han de tener energías muy

próximas.

La energía liberada en la formación de enlaces con los orbitales

hibridados ha de ser superior a la energía consumida en la

remoción de electrones del orbital s al p.

Cumpliéndose estas condiciones, la formación de orbitales híbridos está favorecida, pues las

estructuras resultantes son más estables.

El número de orbitales híbridos producidos es igual a la suma del número de orbitales

atómicos que se combinan.

Si combinamos un orbital s y otro p, se forman dos orbitales híbridos sp.

Si combinamos un orbital s y dos p, se forman tres orbitales híbridos sp2.

Si combinamos un orbital s y tres p, se forman cuatro orbitales híbridos sp3.

Orbitales atómicos Orbitales híbridos Geometría electrónica Ejemplo

s+p sp Lineal BeCl2 , CO2

s+p+p sp2 Triangular plana BF3 , SnCl2, C2H4

s+p+p+p sp3 Tetraédrica CH4 , NH3 , H2O



159

Geometría de átomos distintos al carbono

Hasta ahora hemos visto la geometría de moléculas formadas solo por carbono e hidrógeno, pero,

¿qué sucede cuando en las moléculas orgánicas hay otro tipo de átomos? Los átomos más

importantes en las moléculas biológicas son el nitrógeno, el oxígeno, el azufre, el fósforo y los

halógenos (F, CI, Br y I).

Para explicar los enlaces que forman átomos diferentes al carbono e hidrógeno, se emplean los

mismos conceptos que se aplican para el átomo de carbono.

Configuración electrónica del nitrógeno, oxígeno y flúor (un halógeno). El nitrógeno tiene Z=7,

el oxígeno Z = 8 y el flúor Z= 9, por lo cual, sus configuraciones electrónicas y símbolos de

Lewis son:

Es preciso tener en cuenta que estos átomos poseerán siempre estos pares de electrones no

enlazantes (en color rojo) en cualquier estructura en que se encuentren, aun cuando en muchas

ocasiones ellos no se dibujen.

¿Qué ocurre con los pares de electrones no enlazantes?

Los pares de electrones no enlazantes no participaren primera instancia, en la formación de un

enlace.

Para estudiar los efectos de hibridación, cada par de electrones no enlazantes debe considerarse

como un sustituyente más.

Los átomos de fósforo, azufre y los otros halógenos, por pertenecer a los mismos grupos del

sistema periódico que el nitrógeno, oxígeno y flúor respectivamente, presentarán las mismas

características, aun cuando puedan presentar otras valencias adicionales.

En la figura se indica la hibridación de los átomos de C, N, O y F



160

Polaridad molecular

Un enlace covalente puro ocurre sólo entre átomos idénticos, situación que se da

en las moléculas diatómicas H2, F2 o N2. Estas moléculas son apelares, donde la

densidad electrónica está simétricamente distribuida. Sin embargo, cuando los

átomos son distintos y con diferentes electronegatividades el enlace se polariza

hacia el elemento más electronegativo. En este caso el enlace covalente es polar.

En la molécula HF el par compartido está más cercano al átomo de flúor, hecho

que desplaza la nube electrónica hacia este elemento. La molécula siendo neutra

se comporta como un dipolo eléctrico, con cargas parcialmente iónicas - sobre

flúor y + sobre hidrógeno. Estas cargas parciales son muy pequeñas donde 1.

Otra forma de expresar la polaridad es mediante un vector dirigido desde la zona

parcial positiva a la negativa, que simboliza el desplazamiento electrónico.

FH

En moléculas poliatómicas para establecer si son polares o apolares, no basta con conocer las

electronegatividades. Es preciso conocer la geometría espacial de la molécula y de ella establecer

la distribución de la nube electrónica.

El dióxido de carbono CO2 es una molécula lineal, con

enlaces CO polares. Sin embargo, debido a la

disposición lineal, los vectores apuntan en direcciones

opuestas, resultando una molécula apolar.

La molécula de agua, a pesar de su

simetría, es polar con carga parcial

negativa sobre el oxígeno.

El tetracloruro de carbono CCl4 y el cloroformo HCC13

son estructuras tetraédricas similares. En CCl4 la

distribución es muy simétrica, lo que conduce a polaridad

nula.

En cloroformo la situación es diferente porque el

hidrógeno es de más baja electronegatividad que el cloro

y el carbono. En este caso la nube electrónica está

desplazada hacia los átomos de cloro. Esta molécula

exhibe una carga parcial positiva sobre el hidrógeno y una

carga parcial negativa entre los átomos de cloro.



161

Uniones entre moléculas

Sabemos que la geometría de las moléculas depende de la hibridación de los átomos que la

constituyen, en tanto que las características físicas, químicas o biológicas dependerán del tipo y

cantidad de los átomos.

Así, si una molécula está formada exclusivamente por carbono e hidrógeno (hidrocarburos), es

una molécula apolar, debido a que los valores de electronegatividad de estos átomos (C e H) no

son muy diferentes entre sí. La parafína (mezcla de hidrocarburos) está formada por moléculas

apolares, por lo que es un solvente apolar. El agua (H2O), en cambio, es un solvente polar, ya

que en la molécula de agua, el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, por lo que se

forma un dipolo, una carga parcial negativa sobre el oxígeno y otra positiva sobre el hidrógeno.

¿De qué manera las moléculas apolares pueden unirse a otras, iguales o diferentes, si no hay

polos que generen fuerzas de atracción entre ellas?

En estas moléculas, el movimiento de los electrones puede originar dipolos transitorios, que

inducen la formación de otros dipolos en otras moléculas vecinas, generándose una fuerza de

atracción entre ellas, es decir, los dipolos transitorios se complementan. Al cabo de cierto tiempo,

estos dipolos desaparecen, pero vuelven a surgir otros en otras posiciones de las moléculas. Este

tipo de interacción intermolecular se denomina fuerza de Van der Waals.

Por otra parte, si la molécula posee átomos electronegativos, los electrones que forman este

enlace estarán, en forma permanente, más cerca de este átomo, formándose así un polo negativo

en la molécula y, en el extremo opuesto, un polo positivo (deficiente en electrones); esto genera

un dipolo permanente. La asociación entre estas moléculas se establece entre el extremo

positivo de una molécula con el negativo de otra. Este tipo de unión se conoce como dipolo-

dipolo.

En la fuerza de Van der Waals los dipolos momentáneos duran un tiempo

muy breve, por ello esta atracción intermolecular es la más débil de todas.

Los dipolos permanentes permiten a las moléculas una atracción

estable y más fuerte entre ellas, haciendo que se mantengan

unidas.

--------



162

Otras uniones intermoleculares

Un tipo de dipolo-dipolo especial lo constituye el puente de hidrógeno. Esta unión

intermolecular se forma cuando un átomo de hidrógeno, unido a un elemento muy

electronegativo (N, O ó F), interacciona con un par de electrones no enlazantes de otro átomo de

alta electronegatividad (N, O ó F). Las moléculas de agua se unen por puentes de hidrógeno.

En el puente de hidrógeno, el átomo de hidrógeno actúa como

un puente entre los átomos electronegativos de las dos

moléculas. En el caso del agua, la atracción se produce entre el

átomo de oxígeno de una molécula de agua y uno de los dos

hidrógenos de otra molécula.

Ahora bien, cuando los iones son capaces de mantenerse en disolución establecen interacciones

con las moléculas de agua. El catión es rodeado por los polos negativos de varias moléculas de

agua, mientras que el anión es rodeado por los polos positivos. Esta interacción se llama ion-

dipolo.

Las fuerzas de enlace intermoleculares oscilan entre O a 14 kcal/mol, un valor bastante más bajo

que las fuerzas interatómicas (80 a 140 kcal/mol), por esta razón pueden romperse con facilidad,

a temperatura ambiente.

La interacción ion-dipolo explica la solubilidad de los

compuestos inorgánicos en agua. Los iones positivos y

negativos de una sal disuelta en agua interactúan con

ella por interacciones ion-dipolo.

El orden de magnitud de las uniones inermoleculares es:

Ion-dipolo > puente de hidrógeno > dipolo-dipolo > fuerza de Van der Waals

Importancia de las uniones intermoleculares

Se suele considerar a los organismos como máquinas de estructura compleja capaces de mantener

la vida. Si algún mecanismo interno falla (enfermedad) o bien falta combustible (alimento), el

organismo no puede continuar la síntesis de moléculas vitales (biomoléculas) y queda a merced

de las fuerzas de desintegración (tendencia a una mayor entropía). Afortunadamente frente a

estas fuerzas de desintegración, el organismo dispone de fuerzas de integración que colaboran

en la mantención de la vida. Esto ocurre gracias a las uniones intermoleculares.



163

Debido al tamaño de sus estructuras, las macromoléculas adquieren cierto grado de resistencia a

la desintegración. Es así como las proteínas, hidratos de carbono y ácidos nucleicos muestran

menor tendencia a desintegrarse en sus unidades básicas que las moléculas más pequeñas, como

los aminoácidos, monosacaridos o bases nitrogenadas. Mientras más grandes son las moléculas,

mayores son las posibilidades de formar uniones intermoleculares con otras moléculas o consigo

mismas. Al parecer, lo de "la unión hace la fuerza‖ no es un mito para las macromoléculas.

Una enzima puede ejercer su función

catalítica gracias a que mantiene una

conformación particular (estructura

tridimensional). Las uniones

intermoleculares son la clave en la

mantención de la estructura de las

enzimas.

Uniones intermoleculares: protagonistas de la vida

A la temperatura a que se encuentra nuestro organismo (temperatura basal), las

macromoléculas disponen de la energía suficiente para romper cualquiera de las

uniones intermoleculares que las mantienen unidas. Recordemos que las fuerzas

de atracción entre moléculas son de 20 a 30 veces más débiles que las

interatómicas (enlaces covalentes). Así, por ejemplo, las unidades de ADN,

responsables de transmitir la información genética entre organismos de la misma

especie, se ordenan en una doble hélice, en la cual las bases nitrogenadas

adenina-timina y guanina-citosina se mantienen ligadas por puentes de

hidrógeno.

La ruptura de los enlaces intermoleculares durante la duplicación del ADN

ocurre a velocidades de reacción altísimas. En este fenómeno, las cadenas de la

macromolécula se separan totalmente, siguiendo un proceso de rompimiento

programado por la célula viva, con un mínimo gasto energético. En este sentido

hablamos de que hay una gran economía celular. La gran estabilidad de las

macromoléculas, como el ADN, se debe a la suma de todas las uniones

intermoleculares.



164

Las macromoléculas son, en general, de gran tamaño y por lo tanto, estructuras complejas. Uno

podría preguntarse por qué no bastan moléculas pequeñas. Si consideramos a las moléculas

orgánicas como estructuras que deben cumplir un rol clave en un organismo vivo, estas

moléculas deben

llevar una información muy precisa, que solo ellas -y ninguna otra- pueden cumplir: la señal

debe ser inequívoca. Por lo tanto, el mensaje debe tener la mayor cantidad de información, y esa

información va "escrita" en su estructura química o conformación. Hay entonces una relación

entre la complejidad de la información y su correspondiente mensaje químico.

La vida tiene su base en una cadena de reacciones químicas, donde los enlaces

intermoleculares son los protagonistas.

El ácido desoxirribonucleico(ADN)

está formado por dos cadenas de

polinucleótidos antiparalelos,

orientadas en diferente sentido y

enrolladas en una doble hélice: frente a

la citosina siempre está la guanina; y

la timina con la adenina para formar

tres y

dos puentes de hidrógeno,

respectivamente. El ADN se encarga

de mantener ―en clave‖ la información

para que una especie se perpetúe

generación tras generación. Con esto

vemos que la conformación de

cualquier molécula guarda una

información única.



165

PROBLEMAS

CAPÍTULO XI 1.- Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y HCl. Justificar brevemente

la respuesta.

2.- Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se observa que en la primera el momento dipolar

es cero, mientras que en la segunda no. Justifique esto de forma razonada.

3.- A partir de las configuraciones electrónicas de los correspondientes átomos, dé las estructuras de Lewis de las

especies químicas: NF3, NO2- y NO3

-. Justifique también sus estructura e indique si el trifluoruro de nitrógeno es o no

una molécula polar.

4.- Explique usando orbitales híbridos, la estructura y enlace de la molécula de metano.

5.- Explica según la teoría del enlace de valencia la existencia de moléculas de:

a) Nitrógeno.

b) Pentacloruro de fósforo.

6.-¿Cuál de las sustancias siguientes tiene las mayores fuerzas intermoleculares de atracción? ¿Porqué? 1) H2O; 2)

H2S 3) H2Se; 4) H2Te; 5) H2

7.- Para las moléculas: agua, catión amonio y fosfina (trihidruro de fósforo):

1) Escribir las fórmulas de Lewis.

2) Razonar cuál de ellas presenta un ángulo H - X - H mas abierto.

8.- Enlace metálico:

1) Características del enlace.

2) Propiedades de los metales.

9.-Describa las características del enlace en las moléculas de cloruro de hidrógeno y ioduro de hidrógeno. Compare

la polaridad de ambas y prediga razonadamente, ¿cuál de ellas tendrá carácter ácido más acusado?

10.-Representar primero las fórmulas electrónicas por puntos (estructuras de Lewis) para cada una de las especies

que se dan a continuación y luego, utilizando el Modelo de Repulsión de los Pares de electrones de la Capa de

Valencia (Teoría V.S.E.P.R.), predecir la geometría de las mismas especies:

CO32-

SiH4 CO2 OF2

11.- Representa las estructuras de Lewis indicando geometría molecular y momento dipolar de las siguientes

moléculas: CO2, H2S y O2.

12.- De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4 (etileno), C2H2 (acetileno), H2O, C6H6 (benceno), NH3. A)¿Cuáles

tienen todos los enlaces sencillos o simples?. B) ¿Dónde existe algún doble enlace?. C)¿Dónde existe algún triple

enlace?

13.- Describe la estructura y enlace de las moléculas propuestas indicando la hibridación correspondiente al átomo

central: (a) CCl4; (b) BCl3; (c) SCl2; (d) BeH2.

14.- Indica qué tipo de enlace predominará en los siguientes compuestos: (a) Cl2; (b) KBr; (c) Na; (d) NH3.

15.- Para las moléculas SiH4, CO2, O3 y SO2, se pide: (a) Escribe las estructuras de Lewis. (b) Discute su geometría.

(c) Indica qué moléculas son isolectrónicas entre sí.

16.- Justifica la estructura y geometría del agua. ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida, mientras que el

sulfuro de hidrógeno, de mayor masa molecular, es gaseoso? Razona la respuesta.



166

17.- Explica brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras que el CCI4 no lo hace.

18.- Alguna o algunas de las siguientes moléculas: NH3, NO, CH4, BF3, no cumplen la regla de octeto, pudiéndose

considerar excepciones a la mencionada regla. Indica razonadamente: (a) Las premisas básicas que establece la

mencionada regla. (b) Las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas. (c) Señala qué moléculas cumplen la

regla del octeto y cuáles no lo hacen.

19.- ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si los enlaces B—I son polares?.

20.- Demuestre que los compuestos NaCl y CaO tienen la misma estructura electrónica según Lewis.

21.- ¿Qué tipo más probable de ion formarán los siguientes elementos: S, Mg, Cl, Rb, P, Sn, Ag, Cd, O?

22.- Escribe las configuraciones completas y abreviadas de Al3+

, Cu2+

, Zn2+

, Cl-, O

2-, P

3-.

23.- Representa la molécula de dicloruro de azufre: (a) mediante un diagrama de puntos; (b) a partir de la teoría de

enlace de valencia. ¿Cómo será su geometría?

24.- ¿Cuál de los siguientes compuestos no puede existir? ¿Por qué?: NCl5, PCl3 y PCl5.

25.- ¿Qué tipos de enlace posee el ácido sulfúrico?

26.- Cite ejemplos de moléculas que contengan: a) un carbono de hibridación sp; b) boro con hibridación sp2; c)

carbono con hibridación sp3; d) nitrógeno con hibridación sp

3.



167

CAPÍTULO XII

CONCEPTO Y ORIGEN DE LA QUÍMICA ORGÁNICA.

Los compuestos químicos se pueden agrupar en dos grandes grupos: los compuestos orgánicos

y los compuestos inorgánicos. Los compuestos orgánicos, que son más de 24 millones,

contienen carbono, en cambio la química inorgánica comprende la química de todos los demás

elementos y que son aproximadamente 600.000. En reducido número de compuestos que

contienen carbono se clasifican como compuestos inorgánicos. Entre éstos se cuentan el CO, el

CO2 y los compuestos que contienen el ión CO3-2

, el ión bicarbonato, HCO3-, y el ión cianuro,

CN-, porque los compuestos que contienen estos iones tienen propiedades semejantes a las de

otros compuestos inorgánicos.

La química orgánica, originalmente estudió los compuestos de carbono que están presentes en los

organismos vivos o que son producidos por ellos, lo que incluye sustancias de origen ya sea

vegetal o animal. Hoy en día también incluye los compuestos orgánicos sintetizados por el

hombre que en nada se parecen a los compuestos presentes en los organismos vivos

A la Química Orgánica se le denomina la Química del Carbono y su fuente principal son el

petróleo, gas natural y el carbón mineral (hulla), combustibles fósiles (recursos no renovables) y

la biomasa (recursos renovables proveniente de desechos domésticos, de la agricultura y de la

industria). Las sustancias químicas orgánicas incluyen combustibles, fibras sintéticas, plásticos,

resinas, medicinas, material de construcción, etc. Entre los compuestos orgánicos presentes en los

organismos vivos están los carbohidratos, los lípidos (grasas y compuestos afines), aminoácidos,

proteínas, vitaminas, hormonas y enzimas.

La Química Orgánica, junto con la Bioquímica, es la ciencia básica que permite explicar los

procesos químicos que tienen lugar en los organismos vivos. De hecho, el nombre Química

Orgánica proviene de la antigua creencia de que ciertas sustancias sólo podían ser producidas por

organismos vivos.

Características del carbono.

La mayor parte de un ser vivo son compuestos orgánicos. Así en nuestro organismo el carbono

representa el 18% en masa, el oxígeno un 65% y el hidrógeno un 10%.

En la naturaleza, el carbón constituye el recurso de energía no renovable más importante.

• El carbono tiene un número atómico igual a 6 (Z = 6), por lo que su configuración electrónica

es 6C = 1s2

2s2 2px

1 2py

1 2pz

0. Esto es, tiene dos electrones apareados y dos desapareados.

• El símbolo de Lewis del carbono es:

• El carbono es tetravalente; tiene cuatro electrones de valencia.

¿Cómo se une el carbono a otros átomos para formar moléculas?

El carbono podría compartir cada electrón desapareado y unirse a dos

átomos de hidrógeno, a través de enlaces simples, así:



168

En esta molécula de CH2, cada átomo de hidrógeno tiene la configuración del gas noble helio

(dos electrones en su último nivel, Z = 2), pero el carbono posee solo seis electrones en total en

su último nivel, es decir, le faltan aún dos más para completar el octeto, es decir, tener ocho

electrones y parecerse al gas noble neón (Z = 10). Para lograr la configuración de gas noble, el

carbono redistribuye sus electrones, tal como se muestra en el siguiente símbolo de Lewis;

Si el carbono se une a cuatro átomos de hidrógeno, por medio de cuatro enlaces covalentes

simples, forma el siguiente compuesto:

Así como se une al hidrógeno, el carbono puede unirse con otros átomos de carbono a través de

enlaces simples, dobles o triples.

2

C - C; - C = C -; - C C -

El carbono, capaz de unirse consigo mismo y con muchos otros átomos diferentes, es el elemento

básico para la construcción de grandes moléculas que hacen posible la conservación de la vida.

Es el único elemento que puede enlazarse a dos, tres o cuatro átomos iguales o diferentes,

formando cadenas lineales o ciclos, originando una gran variedad de compuestos orgánicos. En

cada uno de estos casos, cada átomo ha logrado la configuración de gas noble.

La EN del carbono es 2,5, éste es un valor intermedio para un elemento en el período 2. Debido a

este valor intermedio de E.N., el C no cede ni acepta electrones fácilmente, por ello el C

principalmente comparte sus e- (excepción C

4 + carburo SiC).

Orbitales atómicos y moleculares

El enlace covalente es clave en la conformación de las estructuras carbonadas. Un análisis más

profundo de este tipo de enlace se desarrolla en la teoría orbital molecular. En esta teoría, los

electrones se representan como una nube de carga eléctrica que llena todo el espacio, formando

un orbital atómico: una región del espacio atómico donde hay mayor probabilidad de encontrar

un electrón en un instante determinado.

Cuando los átomos se unen entre sí, combinan sus orbitales atómicos y forman los llamados

orbitales moleculares. Existe la posibilidad de formar un OM más estable (de menor energía)

que se llama OM enlazante y otra posibilidad para un OM menos estable (de mayor energía) y

por lo tanto, no forma enlace, y se denomina OM antienlazante.

Enlace sencillo Enlace doble Enlace triple



169

Los electrones del OM enlazante se ubican entre los núcleos de los dos átomos enlazados y los

mantienen unidos, Al formarse un OM, los OA cambian su forma, de tal manera de dejar la

mayor densidad electrónica entre los núcleos de ambos átomos.

Combinaciones 2s

Combinaciones 1s - 1p

Combinaciones 2p

Los cuadros muestran la formación del orbital molecular enlazante entre un átomo A y otro B. el enlace simple

corresponde a un OM (orbital molecular sigma) y el enlace doble, a un OM (orbital molecular pi).

Enlaces del carbono

Estructura electrónica del carbono Al átomo de carbono con número atómico 6 le corresponde

la configuración electrónica: [C]=1s2 2s

2 2px

1 2py

1 2pz

0

Dada la poca diferencia de energía entre los orbitales 2s y los 2p es fácil promocionar un electrón

2s a un orbital 2p, obteniéndose la configuración: (proceso se denomina hibridación, y cada uno

de los orbitales formados es un orbital híbrido)

[C]=1s2 2s

1 2px

1 2py

1 2pz

1

sp3

(Cuatro regiones de densidad electrónica alrededor del C)



170

Como en la formación de estos orbitales intervienen un orbital s y tres orbitales p, se denominan

orbitales híbridos sp3.

El carbono adopta la hibridación sp3para formar los enlaces C—C y C—H. Ambos son

enlaces : el primero es (2sp3-2sp3), mientras que el segundo es (2sp3-1s). Los enlaces C—C

son covalentes puros mientras que los C—H presentan una polaridad

pequeñísima. Son enlaces muy estables.

Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una estructura

tetraédrica. Así son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas,

entre otros.

La hibridación sp3 no es la única que adopta el átomo de carbono, pues en la

formación de enlaces dobles, el carbono adopta la hibridación trigonal, sp2. Como indica su

denominación, en la hibridación sp2 intervienen un orbital s (el 2s) y dos orbitales p (los 2px y

2py). En esta ocasión, los orbitales híbridos se disponen en un plano formando ángulos de 120°,

siendo el conjunto perpendicular al orbital 2pz que queda sin hibridar.

sp2

(Tres regiones de densidad electrónica alrededor del C)

Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno

de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana.

Así son compuestos estables tales como olefinas, hidrocarburos

aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílcos y derivados, entre

otros.

El átomo de carbono aún puede sufrir otro tipo de hibridación, la

hibridación digonal sp. Como indica su nombre, en ella intervienen un

orbital s (el 2s) y otro p (el 2py). En esta ocasión los orbitales híbridos se

disponen alineados formando ángulos de 180°, y dirigidos según el eje

OY. Los orbitales 2px y 2pz que no intervienen en la hibridación

conservan su forma y posición.

En el triple enlace carbono-carbono, uno de los enlaces es un enlace

(2sp-2sp)y los otros dos son enlaces (2px-2pxy 2pz-2pz).



171

sp (Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)

Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá

una hibridación sp y una estructura lineal.

Consideraciones generales La fortaleza de los enlaces C-C es muy elevada. El diamante es una red tetraédrica de carbono

(sp3) y es el mineral más duro que se conoce. El grafito es una red bidimensional de carbono (sp

2)

y su poder lubricante para máquinas es excepcional debido a la fortaleza de las capas de carbonos

que pueden resbalar unas sobre otras.

El carbono da enlaces muy fuertes con otros elementos, tanto electronegativos como

electropositivos (H, halógenos, O, N, P, S, B, Li, etc.). La variedad de ―hidruros de carbono‖

(hidrocarburos) es enorme y todos ellos son muy estables al aire y agua, a diferencia de lo que

ocurre con el resto de los elementos del sistema periódico (SP).

La posición del carbono en el SP es única: pequeño tamaño y cuatro electrones de valencia. Hace

que sus posibilidades de perder los electrones o de ganar otros cuatro, para conseguir la

configuración de gas noble, sean remotas y que, por tanto, comparta electrones para formar

enlaces. De esta manera la repulsión entre los electrones compartidos se compensa con la

atracción que los núcleos unidos al carbono ejercen sobre ellos.

La química de los compuestos de carbono es principalmente la química del enlace covalente. Las

diferencias en propiedades físicas y químicas entre los compuestos orgánicos vendrán dadas por

la naturaleza y disposición de los otros elementos unidos al carbono. Estos pueden agruparse en

grupos funcionales

.

Para representar la imagen tridimensional de

una molécula en dos dimensiones, se emplea

la siguiente convención: lo que está en el

plano del papel se dibuja como una línea de

trazo uniforme (_____), si el elmento está hacia

atrás se dibuja con una línea punteada (-----)

y lo que viene hacia delante del plano del

papel, con un trazo lleno (_____).



172

Estructura de los compuestos orgánicos

Para estudiar la estructura de un compuesto se deben tener en cuenta 3 puntos:

1.- Determinar el tipo de elementos y cantidad relativa de cada uno de ellos en la molécula

(análisis cuali y cuantitativo, determinación de fórmula empírica y molecular)

2.- Conocer en qué orden están unidos los átomos dentro de la molécula y qué tipo de fuerzaslos

mantienen unidos (enlaces, estructuras de Lewis)

3.- Determinar el ordenamiento de los átomos en el espacio (hibridación, geometría molecular)

1.- Determinación de elementos y fórmula química

a) Análisis cualitativo y cuantitativo:

En los compuestos orgánicos la determinación de C e H se hace por combustión del compuesto a

analizar en presencia de catalizadores. CuO

Mat. Org + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g)

Ca (OH)2 (ac)

CaCO3

N, S, P, Cl, Br, I se identifican por el método de Laisagne que consiste en una fusión con

sodio (Na). Conocidos los elementos que contiene un compuesto se procede a ver en que % está

presente c /elemento, o sea, se hace un análisis cuantitativo.

b) Fórmula Empírica y molecular

A partir de los datos del análisis elemental cuantitativo, por cálculos estequiométricos se

determina la fórmula empírica. Para determinar la fórmula molecular se debe conocer el P.M. que

puede ser determinado por diferentes técnicas: Espectrometría de masa, Cromatografía,

viscosimetría, etc

2.-Tipos de enlace De los tipos de enlaces estudiados los compuestos orgánicos presentan enlace covalente apolar y

polar

3.- Hibridación, Geometría molecular LLooss ccoommppuueessttooss oorrggáánniiccooss pprreesseennttaann llooss ttrreess ttiippooss ddee hhiibbrriiddaacciióónn eessttuuddiiaaddaass

Hibridación Grupos unidos

al Carbono

Geometría Ejemplos

sp3

4

Tetrahédrica

-C-

sp2

3

Plana trigonal

-C= C-

-C=O

sp 2 Lineal -CC-

-CN



173

Grupos funcionales. Series homólogas

El número de compuestos orgánicos conocidos es muy elevado y para poder realizar su estudio es

presiso una gran sistematización. Se consiguió efectuar una clasificación de los compuestos

orgánicos, introduciendo los conceptos de grupo funcional y de serie homóloga.

Se entiende por grupo funcional un conjunto de átomos presente en la cadena de carbono de un

compuesto y que por sus características de reactividad define el comportamiento químico de la

molécula. Cada grupo funcional definirá, por tanto, un tipo distinto de compuesto orgánico.

El conjunto de compuestos orgánicos que contienen el mismo grupo funcional constituye una

familia de compuestos.

Una serie homóloga está constituida por un grupo de compuestos con el mismo grupo funcional

y tales que cada término se diferencia del anterior y del posterior en que posee un grupo —CH2—

más y menos, respectivamente.

A continuación, se indican tabuladas las distintas familias de los compuestos orgánicos con

indicación de su grupo funcional.

GRUPO FUNCIONAL EL NOMBRE TERMINA EN EJEMPLO

Alcanos

-ano

Alquenos -eno

Alquinos -ino

Hidrocarburos

aromáticos nombres no sistemáticos

Hidrocarburos ciclicos

No tiene

Alcoholes -ol

Éteres éter

Aldehídos

-al

Cetonas -ona

Ácidos carboxílicos

-ico, -oico

Ésteres

-ato de ...-ilo

Aminas

-amina



174

Amidas

-amida

Nitrilos o cianuros -nitrilo (o cianuro de ...-

ilo)

Derivados

halogenados haluro de ...-ilo

Cuando en un compuesto hay un sólo grupo funcional, la cadena principal es la que

contiene la función, y se numera de tal forma que corresponda al carbono de la función el

localizador más bajo posible.

Cuando en el compuesto hay más de un grupo funcional, la cadena principal es la que

contiene la función preferente; las demás funciones no se tienen en cuenta e se nombran como

substituyentes.

El orden de preferencia acordado por la IUPAC es:

Nombre Fórmula Terminación Como substituyente

Ac.carboxílico R-COOH -oico carboxi-

Éster R-COOR‘ -oato oxicarbonil-

Amida R-CO-NH2 -amida carbamoíl-

Nitrilo R-CN -nitrilo ciano-

Aldehído R-COH -al formil-

Cetona R-CO-R‘ -ona oxo-

Alcohol R-OH -ol hidroxi-

Fenol Ar-OH -ol hidroxi-

Amina R-NH2 -amina amino-

Éter R-O-R‘ -oxi- oxi-, oxa-

Doble enlace R=R‘ -eno ...enil-

Triple enlace RR‘ -ino ...inil-

Halógeno R-X fluoro-, cloro- bromo-, iodo

Nitroderivados R-NO2 nitro-

Radical alquilo R-R‘ -ano ...il-

Para su estudio se suelen agrupar las familias de compuestos que presentas grupos funcionales

similares.

Hidrocarburos: Alcanos, alquenos, alquinos, hidrocarburos aromáticos, etc.

Compuestos oxigenados: Alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres,

etc.

Compuestos nitrogenados: Aminas, amidas, nitrilos, etc.



175

I

AB

C

D

1

23

I

II

COOH

NH2

H

CCH2OHO

PROBLEMAS

CAPÍTULO XII

1.-Indicar la hibridación de cada átomo en las siguientes estructuras, como así también el tipo de enlace presente.

I) CH3CH=CHCH3 II) CH3CH=CHCCH III) ciclobutadieno

2.- La estructura que se muestra a continuación corresponde a la Tiroxina, sustancia segregada por la glándula

tiroides: influye sobre el crecimiento, el desarrollo y maduración del organismo, regulación del metabolismo basal,

etc. En base a ella responda las siguientes preguntas:

a) Qué tipo de grupo funcional es A:____________________

b) Qué tipo de grupo funcional es B:____________________

c) Qué tipo de grupo funcional es C:____________________

d) Qué orbitales atómicos o hibridizados participan en el enlace D: _______

e) Encierre en un círculo 2 enlaces polares en la estructura de arriba.

f) Cuál es el ángulo de enlace que contiene a los átomos 1,2 y 3. _________

3- Para las siguientes moléculas escriba y determine: Estructura de Lewis, hibridación, estructura tridimensional.

a. CO2 b. CH3NH2 c. HCN d. C3H4 (propino) e. CH3-CH2CH=CH2

2- Identifique en las estructuras dadas compuesto la hibridación de los átomos de carbono señalados

CH3CHCH3

CH2=C-CH=CHCH3

3- Definir los siguientes términos:

a. enlace pi b. enlace sigma c. orbital molecular

CNH

CH

C

CH

OH



176

4- Dados los compuestos 1-9, indique cuáles tendrán cada uno de los siguientes grupos funcionales: cetona, aldehído,

amino, éter, éster, amida y ácido carboxílico.

Señale los grupos con círculos en cada estructura



177

CAPÍTULO XIII

HIDROCARBUROS

Los hidrocarburos son compuestos orgánicos que contienen sólo carbono e hidrógeno. Las

múltiples posibilidades de combinación del carbono le llevan a conformar cadenas y anillos,

donde los átomos de carbono se pueden unir mediante enlaces simples dobles o triples. Esta

diversidad permite distinguir 2 tipos de hidrocarburos:

Prefijos en hidrocarburos

Los alcanos, alquenos y alquinos se nombran mediante un prefijo, que indica la cantidad de

carbonos de las moléculas orgánicas, seguido de la terminación –ano en los primeros, -eno en los

alquenos e –ino en los alquinos.

nº átomos de

carbono

Prefijo

1 met

2 et

3 proa

4 but

5 pent

6 hex

7 hept

8 oct

9 non

10 dec

HIDROCARBUROS

Alifáticos

Aromáticos

Aciclicos

Cicloalcanos

Cicloalquenos

cicloalquinos

Alquenos Alquinos Alcanos

Aliciclicos



178

Estructuras moleculares de los compuestos del carbono.

Existen diferentes fórmulas para formas de representar las estructuras de las moléculas orgánicas.

1.-Fórmula empírica: Es la forma más simple de representar una molécula. Nos indica sólo los

elementos que están presente en la molécula.

Ej: benceno (CH)n, alcanos CnH2n+2, alquenos CnH2n

2.-Fórmula molecular: Es igual a un múltiplo entero de la fórmula empírica. Nos da

información sobre el nº de átomos de cada especie que constituyen una molécula.

Ej: para alcanos: CnH2n+2 n = 2, C2H6

Hay tres formas distintas de escribir una fórmula molecular:

Condensada Expresa el tipo y número de átomos

de la molécula. Pero no informa de

los enlaces que presenta la misma.

Ejemplo : C6H6 compuesto formado

por seis átomos de carbono y seis átomos

de hidrógeno.

Semidesarrollada En ella se representa sólo los enlaces

carbono-carbono.

Ejemplo: HC CH presenta un enlace

triple carbono-carbono.

CH3 - CH2 - CH3

Desarrollada o

Estructural

Se representan todos los enlaces de la

molécula.

Ejemplo: H - C C - H En la mayor

parte de los casos bastará con la fórmula

semidesarrollada.

H H | |

H--C—C--H | |

H H

3.- Geométricas o Espacial: Abrevian la escritura e indican la distribución de los átomos en el

plano o en el espacio.

Planas en lugar de CH3 - CH2 - CH2 -CH2 -CH2 -CH2 -CH2 -CH3

Tridimensionales

Las cuñas y líneas discontinuas pretenden ayudar a dar perspectiva a la molécula.

COOH y H están en el plano. OH está detrás del plano. CH3 está delante del plano.

Cadena carbonada Es la secuencia de átomos de carbono, unidos entre sí, que forman el esqueleto de la molécula

orgánica. Hay diferentes tipos de cadena, según sea a su forma:

Abierta o acíclica: Los átomos de carbono extremos no están unidos entre sí. No forman anillos

o ciclos. Puede ser:

H

HH

H



179

Lineal

No llevan ningún tipo de substitución. Los átomos de

carbono pueden escribirse en línea recta. Aunque

también se poden escribir retorcidas para ocupar menor

espacio. Es importante saber ver que aunque esté

torcida es una cadena lineal.

Ramificada De alguno de los carbonos de la cadena lineal sale otra

u otras cadenas secundarias o ramas.

Cerrada o cíclica: El último carbono de la cadena se une al primero, formando un ciclo o anillo.

Hay varios tipos:

Homocíclica Los átomos del ciclo son átomos de carbono.

Heterocíclica Algún átomo de carbono del ciclo fue substituido por otro átomo,

por ejemplo N, S, O, etc.

Monocíclica Sólo hay un ciclo.

Policíclica Hay varios ciclos unidos.

Clases de átomos de carbono

Primario

Un carbono es

primario si está unido

sólo a un átomo de

carbono. Los dos átomos de carbono son primarios

Secundario Si está unido a dos

átomos de carbono.

El átomo de carbono central es secundario.

Terciario Si está unido a tres

átomos de carbono.

El átomo de carbono (3) es terciario.

Cuaternario Si está unido a cuatro

átomos de carbono.

El átomo de carbono (3) es cuaternario.



180

Nomenclatura

Es el conjunto de reglas que permiten asignar, unívocamente, un nombre a cada compuesto

químico.

Nomenclatura sistemática Es la que se ajusta a un sistema prefijado. Se deben seguir los convenios establecidos por la

I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

Nomenclatura tradicional Arraigada en el lenguaje químico convencional, aún que no sigue unas normas prefijadas.

Muchos de estos nombres tradicionales están aceptados por la IUPAC.

Ejemplos Nombre sistemático Nombre tradicional

eteno etileno

etino acetileno

triclorometano cloroformo

ácido etanodioico ácido oxálico

metilbenceno tolueno

Alcanos

Los alcanos, caracterizados solo por enlaces covalentes simples, se conocen también por

hidrocarburos saturados porque contienen la cantidad máxima de átomos de H enlazados al

Carbono. Su formula general es CnH2n+2.

Desde el punto de vista físico, a temperatura ambiente los alcanos de 1 a 4 átomos son gases, de 5

a 16 átomos de carbono son líquidos y de 16 átomos de carbono son sólidos. La densidad de los

alcanos líquidos es menor que la del agua. Estos compuestos son no polares y son prácticamente

insolubles en agua, por lo cual flotan sobre ella. Los alcanos suelen emplearse como disolventes

para disolver sustancias poco polares, como grasas, aceites y ceras.



181

Desde el punto de vista químico, los alcanos son los compuestos orgánicos menos reactivos de

todos. Por lo general no reaccionan con ácidos, bases fuertes, la mayor parte de los agentes

oxidantes y casi todos los agentes reductores. Los alcanos sufren algunas reacciones muy

importantes, entre ellas la de combustión, forman halogenuros de alquilo que sirven para

sintetizar muchos otros compuestos.

Nomenclatura de los alcanos

Los nombres que se dieron a estos compuestos reflejaban la fuente de

donde provenían. Con el propósito de poner orden en la caótica forma

de nombrar los compuestos, La International Union of Pure and

Applied Chemestry o IUPAC (Unión Internacional de Química

Pura y Aplicada) celebró en 1892 la que habría de ser la primera de

una serie de reuniones sobre nomenclatura, es

decir, sobre un sistema para asignar nombres. Este congreso estableció

reglas formales para nombrar los compuestos.

Los alcanos de cadenas lineales se nombran mediante el prefijo, que

indica la cantidad de carbonos, seguido de la terminación –ano.

Fórmula Nombre Radical alquilo (menos un H) Nombre

Metano

Metil-(o)

Etano Etil-(o)

Propano

Propil-(o)

Butano

Butil-(o)

Pentano

Pentil-(o)

Hexano

Hexil-(o)

Heptano

Heptil-(o)

Octano

Octil-(o)

Se llama radical alquilo a las agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación de un átomo

de H en un alcano, por lo que contiene un electrón de valencia disponible para formar un enlace

covalente. Se nombran cambiando la terminación -ano por -ilo, o -il cuando forme parte de un

hidrocarburo. La nomenclatura de la IUPAC admite los nombres tradicionales de algunos

radicales substituidos, lo que facilita la nomenclatura en estos casos:



182

isopropilo (isómero de

propilo) (1-metiletilo)

isobutilo

(2-metilpropilo)

tercbutilo (butilo

terciario)

(1,1-dimetiletilo)

secbutilo (butilo secundario)

(1-metilpropilo)

isopentilo

(3-metilbutilo)

neopentilo

(2,2-dimetilpropilo)

Los nombres de los alcanos de cadena ramificada se componen de dos partes. La primera parte

del nombre se forma mediante prefijos que indican los grupos unidos a la cadena padre (la

cadena más larga), seguido por la segunda parte que corresponde al nombre de la cadena mas

larga de átomos de carbono presentes en el compuesto. Si el grupo unido contiene solo átomos de

carbono y de hidrógeno unidos por enlaces sencillos, se trata de un grupo alquilo.

Otros nombres de la serie de los alcanos son los siguientes:

Nº de C Nombre Nº de C Nombre Nº de C Nombre

9 nonano 16 hexadecano 30 triacontano

10 decano 17 heptadecano 31 hentriacontano

11 undecano 18 octadecano 32 dotriacontano

12 dodecano 19 nonadecano 40 tetracontano

13 tridecano 20 eicosano 41 hentetracontano

14 tetradecano 21 heneicosano 50 pentacontano

15 pentadecano 22 docosano 60 hexacontano

100 hectano

REGLAS DE NOMENCLATURA

R-1 Se elige la cadena más larga. Si hay dos o más cadenas con igual número de carbonos se

escoge la que tenga mayor número de ramificaciones o mayor n| de sustituyentes. A ella le

corresponde el nombre del hidrocarburo principal.

3-metil-hexano



183

Incorrecto: hexano con un sustituyente Correcto: hexano con dos sustituyentes

R-2 Identifique los sustituyentes unidos al hidrocarburo principal.

R-3 Nombre cada una de los sustituyentes y colóquese por orden alfabético antes de nombrar el

Hidrocarburo principal.

4-etil-2-metil-5-propil-octano

La numeración de la cadena del H.C. se hace de tal modo que los carbonos portadores de

sustituyentes alcancen los ordinales más bajos. Cada sustituyentes irá precedido del número que

indique su posición en la cadena.

R-4 Si un mismo radical se repite en varios carbonos, se separan los números localizadores de

cada radical por comas y se antepone al radical el prefijo "di-", "tri-", "tetra-", etc.

R-5 Si hay dos o más radicales diferentes en distintos carbonos, se nombran por orden

alfabético anteponiendo su número localizador a cada radical. En el orden alfabético no se tienen

en cuenta los prefijos: di-, tri-, tetra- etc. Así como sec-, terc-, y otros como cis-, trans-, o-, m-,

y p; pero cuidado si se tiene en cuenta iso-. Los iso-, neo-, ciclo- en cambio si se tienen en

cuenta.

2,3-dimetil-butano

5-isopropil-3-metil-octano



184

R-6 Por último, si las cadenas laterales son complejas, se nombran de forma independiente y se

colocan, encerradas dentro de un paréntesis como los demás radicales por orden alfabético. En

estos casos se ordenan por la primera letra del radical. Por ejemplo, en el (1,2-dimetilpropil) si

tendremos en cuenta la "d" para el orden alfabético, por ser un radical complejo.

5-(1,2-dimetilpropil)-4-etil-2-metil-nonano

R-7 Cuando la primera ramificación aparece a igual distancia de cada uno de los extremos de la

cadena más larga, escoger el nombre que asigna al menor Nº al primer punto de diferencia

CH3-CH-CH2-CH-CH-CH3

| | |

CH3 CH3 CH3 2,3,5-trimetilhexano

Ejemplos: CH3-CH - CH-CH3 2,3-dimetilbutano | |

CH3 CH3

CH3- CH – CH – CH -CH3 2, 3, 4-trimetilpentano | | |

CH3 CH3 CH3

1 2 3 4 5 6

CH3 -CH-CH2 - CH-CH2 -CH3 4-etil-2-metilhexano | |

CH3 C2H5

CH3 1 2 3| 4 5 6

CH3 -CH2 - C-CH2 -CH2 -CH3 3-etil-3-metilhexano |

CH2CH3

CH3- CH2- CH- CH2- CH - CH-CH3 3-etil-2,5-dimetilheptano | | |

CH3 C2H5 CH3



185

Cicloalcanos

La gran versatilidad de enlaces del carbono permite la formación de anillos hidrocarbonados.

Ciclopropano

Ciclobutano

Ciclopentano

Ciclohexano

La figura incluye una forma simplificada de escritura mediante poliedros, en los que cada vértice

representa un CH2.

Nomenclatura cicloalcanos

Los compuestos cíclicos normalmente se nombran como cicloalcanos sustituidos por grupos

alquilo en lugar de alcanos sustituidos por ciclos. La única excepción a esta regla ocurre cuando

la cadena alquílica contiene un número mayor de carbonos que el anillo. En estos casos, el anillo

se considera un sustituyente del alcano de cadena abierta y se nombra utilizando el prefijo ciclo.



186

Cuando el anillo tiene sólo un sustituyente no es necesario indicar su posición. Por ejemplo,

metilciclopentano no necesita escribirse como 1-metilciclopentano. Pero si hay dos o más

sustituyentes, cada uno debe tener su posición indicada.

Según las reglas de la IUPAC: "Compuestos con cadenas alifáticas y estructuras cíclicas se

nombran como ciclocadena o cadenaciclo usando como criterio:

1- el máximo número de sustituciones en una unidad estructural.

2- se trata la unidad más pequeña como sustituyente de la unidad más grande (con mayor número

de carbonos). Se escoge la que dé el nombre más simple de acuerdo con el propósito químico."

Esto permite mucha flexibilidad al nombrar un compuesto.

Ejemplo: A continuación se numeran los sustituyentes del anillo de tal forma que se obtengan los

índices más bajos en el primer punto de diferencia

Cuando existan dos sentidos de numeración del anillo que produzcan secuencias de sustitución

idénticas, se escoge la que proporcione el primer índice menor en el nombre final del compuesto,

es decir, ya con los sustituyentes en orden alfabético.

Ejemplo:



187

Cuando están presentes dos o más grupos alquilo, estos se citan alfabéticamente. Si hay

halógenos presentes, estos se tratan de igual forma que grupos alquilo, es decir, no tienen ninguna

prioridad sobre ellos.

Recuerde que de acuerdo con la prioridad de las reglas, de primero se escoge la numeración más

baja posible y luego esta se aplica a los sustituyentes ordenados alfabéticamente. Así, en el

siguiente ejemplo, la numeración correcta es 1,2,3,5 y el nombre es 2-bromo-5-isopropil-1,3-

dimetilciclohexano. El nombre alterno 1-bromo-4-isopropil-2,6-dimetilciclohexano es incorrecto

pues se origina de la numeración 1,2,4,6 la cuál es más alta que la primera en el tercer dígito.

Observe que no importa el hecho que el primer nombre completo empiece con 2- y el segundo

con 1-; éste último sigue siendo incorrecto. Otro error común es asignarle una mayor prioridad

(índices más bajos) a los halógenos que a los grupos alquilo.

Correcto: (1,2,3,5) Incorrecto: (1,2,4,6) Correcto: (1,2,4) Incorrecto: (1,3,4)

2-bromo-5-isopropil-1,3-

dimetilciclohexano

1-bromo-4-isopropil-2,6-

dimetilciclohexano

4-bromo-1-etil-2-

metilcicloheptano

1-bromo-4-etil-3-

metilcicloheptano

Cuando exista la posibilidad de isomería geométrica, esta se puede indicar anteponiendo los

prefijos cis- o trans- al nombre del compuesto. Si el compuesto contiene carbonos quirales, las

quiralidades también se pueden indicar con los prefijos (R)- o (S)-.

cis-1,2-dimetilciclopropano

los 2 grupos al mismo lado del plano

trans-1,2-dimetilciclopropano

los 2 grupos a distinto lado del plano



188

Alquenos

Los Alquenos, conocidos también como olefinas (nombre

derivado de aceites), se caracterizan por tener un doble enlace

(C=C). Este enlace covalente corresponde a la compartición de 4

e- entre dos carbonos vecinos. Su fórmula general CnH2n. Los

alquenos son los típicos hidrocarburos insaturados, debido a que

tienen la capacidad potencial para agregar átomos de hidrógeno

adicionales.

El primer miembro de esta familia es el eteno o etileno, C2H4. El

eteno es el producto químico orgánico comercial más

importante. Aproximadamente el 45% se destina a la fabricación de polietileno, uno de los

plásticos más conocidos. Un 15% se convierte en etilenglicol, que es el componente principal de

las marcas más comunes de anticongelante para radiadores.

El doble enlace y los dos enlaces simples se orientan hacia los vértices de un triángulo equilátero,

resultando una molécula en la que todos sus átomos están en un mismo plano, con ángulos

cercanos a los 120º

H 120º H

120º C === C

H 120º H

Híbrido sp2, posee un enlace y un enlace , triangular plano.

Formación del enlace : Los e- del enlace están localizados en una línea entre los dos núcleos

(+) del carbono, lo cual origina una gran fuerza de atracción entre los átomos de carbono.

Formación del enlace : Los e- en el enlace están localizados principalmente por encima y por

debajo del enlace , lo cual produce una fuerza de atracción + débil entre los átomos de

carbono.

El doble enlace por su estructura impide la rotación libre y hace rígida la molécula.

Los alquenos presentan isómeros estructurales y geométricos. La fórmula general de los alquenos

se puede representar por R2-C = C-R2

Nomenclatura de alquenos

Los nombres de los alquenos terminan en –eno. Así el hidrocarburo con 3 carbonos es el

propeno, con 4 es el buteno, etc.

En alquenos con más de tres carbonos se numeran a partir del extremo de la cadena más

próxima al doble enlace. La ubicación del doble enlace se designa empleando como prefijo el

número del primer átomo de carbono del doble enlace, sin importar los sustituyentes. Siempre se

elige la cadena más larga que contenga el doble enlace. La terminación –dieno se aplica a los

alquenos con dos dobles enlaces.



189

Los grupos sustituyentes se nombran conforme a los métodos descritos para los alcanos.

Ej.: CH2=CH-CH2 -CH3 1-buteno CH3 –CH =CH-CH3 2-buteno

CH3-CH=CH-CH2 -CH2 -CH3 2-hexeno

CH3-CH-CH=CH2 3-metil-1-buteno |

CH3 CH3 - C = CH-CH2 -CH-CH3 2,5-dimetil-2-hexeno | |

CH3 CH3

3-propil-2-hexeno 3-etil-6-metil-2-hepteno

Dos grupos alquilo, que se encuentran con frecuencia son el grupo vinilo y alilo.

CH2=CH- vinilo CH2=CH-CH2- alilo

Ej.- CH2=CH-CH2-Cl cloruro de alilo

En cicloalquenos, la numeración comienza por el doble enlace y se sigue el sentido de giro que

da los números localizadores más pequeños posibles a los sustituyentes

3-Bromociclohexeno

A diferencia de lo que ocurre en los enlaces simples, en los enlaces dobles C=C no hay libre

rotación. Este es el origen de estereoisómeros (diastereómeros) en alquenos, que se suelen

denominar isómeros geométricos y se diferencian en la disposición espacial de los grupos en

torno al doble enlace: isomería cis-trans. (los veremos en el próximo capítulo)

Por ejemplo, hay dos alquenos que responden al nombre de 2-buteno: el cis-2-buteno y el trans-2-

buteno:

Para que exista isomería geométrica los 2 grupos de cada Csp2 deben ser diferentes. En

alquenos disustituidos hay que anteponer la estereoquímica cis ó trans de los sustituyentes. Para

determinar la configuración del doble enlace se debe ver a qué lado del plano de la unión C=C

quedan los C de la cadena principal.



190

Ejemplos

trans-2,5-dimetil-3-hexeno cis-2-metil-2-penteno

Las Feromonas son compuestos volátiles que utilizan ciertos animales hembras (el macho es un

receptor químico) para comunicarse con otro miembros de su especie, ciertas feromonas son

alquenos y c/u de estos compuestos presentan isomería geométrica. Si se cambia la

estereoquímica por ej. cis a trans la estructura biológica de la feromona se reduce

significativamente o se pierde en su totalidad.

USO INDUSTRIAL: El alqueno más importante es el etileno permite preparar unos 50 derivados simples de

gran importancia industrial, de los que los más importantes, en miles de

toneladas anuales de producción, son los siguientes



191

Alquinos

Los Alquinos son Hidrocarburos que poseen un triple enlace (compartción de 6 e-) entre dos

átomos de carbono vecinos y también están dentro de la denominación de insaturados. Su

fórmula general es CnH2n-2. Híbridos sp, lineal, un enlace , y 2 enlaces , terminación ino,

180º.

180º

H - C C - H El primer miembro de esta familia es el etino o acetileno, C2H2, de fórmula estructural.

Nomenclatura de alquinos

Para la nomenclatura sistemática de los alquinos hay que seguir las siguientes reglas:

1º. Se elige como cadena principal la cadena más larga que contenga el mayor número de enlaces

triples. El nombre fundamental del alquino se obtiene cambiando la terminación –ano,

correspondiente al alcano con el mismo número de átomos de carbono, por la terminación –ino.

La cadena se numerar desde el extremo más cercano al triple enlace y la posición del triple enlace

se indica mediante el localizador más bajo posible.

2º. Si el compuesto contiene enlaces dobles y triples la cadena principal será la que contenga el

mayor número de enlaces dobles y triples. El compuesto se nombra como -enino. La cadena

principal se numera de manera que los localizadores de los enlaces dobles y triples sean los más

bajos posibles, aunque sea más bajo el localizador del triple enlace. En caso de opción el doble

enlace tiene preferencia sobre el triple enlace

3º. Si hay dos o más cadenas con igual número de insaturaciones la

cadena principal es la que contiene el mayor número de átomos de

carbono:

4º. Si hay dos o más cadenas con igual número de insaturaciones

e igual número de átomos de carbono la cadena principal es la

que contiene el mayor número de enlaces dobles:



192

2-butino 6-bromo-2-metil-3-heptino

4-Bromo-3,3-dimetil-1-butino 2-Butinilciclopentano o 1-ciclopentil-2-butino

Lámpara de carburo: El acetileno se prepara fácilmente mediante el agregado de agua al

carburo de calcio. CaC2(s) + 2H2O (l) C2H2 (g) + Ca(OH)2 (ac)

Este procedimiento ha sido vastamente usado en el gas de alumbrado y en las lámparas de

carburo, que producen una intensa llama blanca. Este gas tiene un importante uso industrial.

Cuando se mezcla con oxígeno puro en el soplete oxi-acetileno, es posible producir una llama

que supera los 3000ºC, que permite fundir, cortar y soldar metales, incluso bajo agua.

Hidrocarburos Aromáticos

Reciben este nombre debido a los olores intensos, normalmente agradables, que presentan en su

mayoría. El nombre genérico de los hidrocarburos aromáticos mono y policíclicos es "areno" y

los radicales derivados de ellos se llaman radicales "arilo". Todos ellos se pueden considerar

derivados del benceno, que es una molécula cíclica, de forma hexagonal y con un orden de

enlace intermedio entre un enlace sencillo y un doble enlace. Experimentalmente se comprueba

que los seis enlaces son equivalentes, de ahí que la molécula de benceno se represente como una

estructura resonante entre las dos fórmulas propuestas por Kekulé, en 1865, según el siguiente

esquema:

Todos los C son sp2 y se encuentran en un plano. Cada C tiene un orbital p perpendicular al

plano del anillo que se superpone con los orbitales p de los carbonos contíguos para formar un

círculo de densidad electrónica La distancia carbono-carbono en el benceno es intermedia

entre la de un enlace simple y uno doble. Esto también es explicado cualitativamente por las

formas resonantes.



193

NO2

NO2

NO2

NO2

NO2

NO2

NO2

NO2

NO2

NO2

Es un anillo bencénico de fórmula C6H6, son 6 átomos de carbono. Es una molécula cíclica

hexagonal plana, que la verdadera estructura debe ser algo intermedio entre las dos estructuras

extremas. La mayoría de los compuestos aromáticos son bencenos sustituidos. El benceno y sus

derivados se pueden representar mediante esqueletos de líneas que omiten los símbolos de

carbono e hidrógeno y con un círculo en el interior que simboliza los dobles enlaces

deslocalizados en todo el anillo.

Cuando el benceno lleva un radical se nombra primero dicho radical seguido de la palabra

"-benceno".

Clorobenceno metilbenceno (tolueno) nitrobenceno

Si son dos los radicales se indica su posición relativa dentro del anillo bencénico mediante los

números 1,2; 1,3 ó 1,4, teniendo el número 1 el substituyente más importante. Sin embargo, en

estos casos se sigue utilizando los prefijos "orto", "meta" y "para" para indicar esas mismas

posiciones del segundo substituyente.

orto meta para

1,2-dimetibenceno posición orto

1,3-dimetilbenceno posición meta

1,4-dimetilbenceno posición para

Orto - dinitrobenceno (1,2-dinitrobenceno)

Meta - dinitrobenceno (1,3-dinitrobenceno)

Para - dinitrobenceno (1,4-dinitrobenceno)



194

En el caso de haber más de dos substituyentes, se numeran de forma que reciban los

localizadores más bajos, y se ordenan por orden alfabético. En caso de que haya varias opciones

decidirá el orden de preferencia alfabético de los radicales.

1-etil-2,5-dimetil-4-propilbenceno

Cuando un anillo bencénico está unido a un grupo orgánico grande, es el anillo bencénico el que

se nombra como grupo sustituyente (aril). A este anillo se le llama grupo fenilo.

o C6H5 --

fenilo bencilo

4-etil-1,6-difenil-2-metil-hexano

Bifenilo Cumeno tolueno

Propiedades fisiológicas

El benceno es un compuesto con demostradas propiedades

carcinogénicas en animales de laboratorio. Las normas

internacionales son muy estrictas y sólo permiten un contenido a

nivel de la ppb en la atmósfera. Conviene no emplear benceno

nunca. Puede reemplazarse por tolueno cuyas propiedades

quimicas son muy parecidas y no es cancerígeno.

La combustión de materia orgánica (gasolinas, fuel, incendios forestales, tabaco, carnes a la

brasa) produce hidrocarburos aromáticos policíclicos que son carcinógenos demostrados en

animales de laboratorio.



195

Principales aplicaciones industriales del benceno

Derivados halogenados.

La gran mayoría de los compuestos orgánicos además del hidrogeno contienen otros elementos,

como oxígeno, halógenos y nitrógeno, principalmente. Estos elementos unidos al carbono dan

lugar a sustancias con propiedades físicas y químicas características, a los que se denominan

grupos funcionales. Estos compuestos pueden ser considerados como derivados de

hidrocarburos que adicionalmente contienen grupos funcionales.

Los Derivados Halogenados son compuestos en que uno o más hidrógenos de un hidrocarburo

han sido reemplazados por halógenos (F, Cl, Br o I). Estos compuestos tienen gran importancia

industrial y limitadas aplicaciones bioquímicas.

Se representan mediante fórmulas genéricas como R-X

R: radical de cadena abierta X: halógeno

Ej: Cloruro de metilo CH3-Cl (síntesis de gomas, manufactura de silicona.

Dicloro metano CH2Cl2 (solvente de aerosoles)

Triclorometano CHCl3 (cloroformo)

Triyodometana CHI3 (anticeptico de piel y úlceras)

Diclorodifluormetano CF2Cl2 freón-12 *

Triclorofluormetano CFCl3 freón-11 *

Cloruro de etilo CH3CH2Cl (anestésico local externo)

* (material refrigerante en refrigeradores y propelente de aerosoles)



196

PROBLEMAS

CAPÍTULO XIII 1.- Dada las siguientes estructuras de esqueletos carbonados , escriba las fórmulas desarrolladas correspondientes e

indique la hibridización de los átomos.

a) b) c) d) e)

2.- Formular:

1.- 2-metilheptano 2.- 3,5-dimetilheptano

3.- 5-propilnonano 4.- isobutano

5.- neopentano 6.- 4-etil-5-isopropil-3,4-dimetil-7-propilundecano

7.- terc-butilciclononano 8.- 2-ciclohexil-5-propil-3,3-dimetilheptano

9.- 3-etil-6-metil-2-hepteno 10.- 1,3-pentadieno

11.- 1,4-ciclohexadieno 12.- 6-metil-6-pentil-2,4,7-nonatrieno

13.- 1-butino 14.- 3-propil-1,5-heptadiino

15.- 5,7-decadien-2-ino 16.- 1-buten-3-ino

3.- Formular

1. p-dimetilbenceno 2. estireno

3. 1,3-difenilbutano 4. o-etilmetilbenceno

5. radical fenilo 6. p-dipropilbenceno

7. p-diisopropilbenceno 8. p-dibencilbenceno

9. 1-cloro-2-metilbutano 10. fenol

11. 4-alil-1-etil-2-isopropilbenceno 12. 1-bromometil-4-propilbenceno

4.- Escriba las estructuras de los siguientes compuestos:

3,6 trimetil octano

4 isopropil decano

4 etil 2,2 dimetil heptano

ciclobutil hexano

2,3 dimetil hexeno

Sec-butil cicloheptano

Propileno

2-cloro1-penteno

diyodo metano

1,4,7 octatrieno

3-bromo ciclohexeno

1,3 hexadien 5-ino

1-fenil, 2-cloro ciclohexano

3,3-dimetil, 4-bromo pentino

2,3-dicloro 2-penteno

5.- De los compuestos del ejercicios anterior, identifique aquellos que:

Tengan un hidrógeno unido a carbono terciario.

Tenga dos hidrógenos unidos a carbono secundario.

Tenga tres hidrógenos unidos a carbono primario



197

6.- Nombrar los siguientes compuestos

CH C- CH = CH2 CH3 -C C -CH = CH2 CH C- CH2 CH =

CH2

CH C- CH = CH CH3

CH3 CH Br C CH CH3 F CH3 CH Br CH3 CH2 I CH2 CH = CH2

CH3 CH CH = CH2

|

CH3

CH3

CH3

Cl

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3CH3

CH2Cl

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

7.- Formule los siguientes hidrocarburos y luego nómbrelos correctamente:

6,6- dimetiloctano

metilisopropilmetano

3-Me-4-hepteno

4-(1,2-dimetil-etil)-heptano

2,2- dipropilbutano



198

8.- Nombrar los siguientes compuestos



199

CAPÍTULO XIV

ESTEREOQUIMICA - ISÓMEROS

Existen dos tipos fundamentales de isomerismo: Se llaman isómeros a dos o más compuestos

diferentes que tienen la misma fórmula molecular, pero diferente fórmula estructural, y

diferentes propiedades físicas o químicas.

cadena

Estructural posición

(o constitucional ) función

ISOMEROS Confórmeros

Geométricos cis y trans

Estereoisómeros Diasterómeros

Configuracionales

Enantiómeros

Isomería Estructural (o constitucional):

Tienen idéntica fórmula molecular, pero difieren entre sí en el orden en que están enlazados los

átomos en la molécula

Isómeros de Cadena: Los compuestos se diferencian en la distinta disposición de la cadena

de carbonos:

CH3-CH2-CH2-CH3 (C4H10) CH3-CH-CH3

|

CH3

En la actualidad se han aislado cerca de 5 millones de isómeros estructurales de cadena

(compuestos orgánicos al estado puro) y cada año se agregan unos cuantos miles.

Existen 2 butanos C4H10 n-butano CH3-CH2-CH2-CH3

isobutano o 2-metilpropano CH3-CH-CH3

|

CH3

3 pentanos C5H12 n-pentano CH3-CH2- CH2-CH2-CH3

isopentano o 2-metilbutano CH3-CH- CH2-CH3

|

CH3

neopentano o 2,2-dimetilpropano CH3

| CH3-C-CH3

|

CH3



200

Isómeros de Posición: La presentan aquellos compuestos en que el grupo funcional ocupa

diferente posición.

CH3-CH2-CH2OH (alcohol primario) (C3H8O) CH3-CHOH-CH3 (alcohol secundario)

Isómeros de Función: Los componentes tienen diferente grupo funcional

CH3-CH2-CHO (aldehído) (C3H6O) CH3-CO-CH3 (cetona)

Por ahora veremos solamente el isómero estructural de cadena y a medida que avancemos con la materia iremos

incorporando las otras clases de isómeros.

Isomería Esteroisómeros

Son compuestos que tienen sus átomos conectados en el mismo orden, pero tienen diferente

geometría. Los isómeros se diferencian por la disposición tridimensional de los átomos en la

molécula.

Confórmeros: Difieren en la ubicación de los grupos con respecto a un enlace C-C que puede

rotar. A temperatura ambiente son interconvertibles y no se pueden separar. Tienen las mismas

propiedades físicas y químicas

En las moléculas orgánicas, junto con producirse cambios de estado, pueden producirse giros en

ciertas partes de las moléculas: en las que los átomos están unidos por enlaces simples. Este

fenómeno se llama conformación.

La capacidad de rotación que tiene una molécula depende del volumen (espacio) que ocupen los

átomos que la componen. Si hay muchos átomos o si están muy juntos entre sí, comenzarán

estorbarse, haciendo que la molécula pierda estabilidad. El efecto ejercido por el volumen de los

átomos se denomina efecto estérico.

En el etano, el enlace C-C está formado por la superposición frontal

de dos orbitales híbridos sp3. Utilicemos como eje la línea que une

ambos carbonos enlazados. Se entiende bien que si giramos un

orbital híbrido respecto del otro, a lo largo del eje mencionado y

manteniendo los carbonos a la misma distancia, el solapamiento de

los orbitales híbridos es siempre el mismo y el enlace, en principio,

no sufre merma alguna.

Pero considerando la disposición relativa de los

hidrógenos en uno y otro carbono, existen dos

conformaciones posibles:

Conformación Vista lateral Vista frontal

Alternada

Eclipsada



201

Existen varias formas para representar las conformaciones existentes por la rotación de un enlace

C-C simple:

Representación Alternadas Eclipsadas Alternadas

Líneas y cuñas

Caballete

Newman

Como hemos visto, el enlace C-C del etano se puede girar sin afectar el solapamiento de los

orbitales híbridos. Sin embargo la energía y, por lo tanto la estabilidad de las conformaciones, es

diferente, como se muestra en el gráfico siguiente de energía versus ángulo dihédrico de rotación

( ó )

Cuando se estudian los aspectos tridimensionales de una estructura molecular, se está dentro del

campo de estudio llamado estereoquímica. Resumiendo podemos decir que:

• Los grupos unidos sólo por un enlace (o sea, un enlace sencillo) pueden girar uno respecto

a otro sin afectar la sobreposición de los orbitales constituyentes.

• Las diferentes distribuciones de los átomos en el espacio que resultan de la rotación de los

grupos alrededor de los enlaces sencillos se llama CONFORMACION.



202

H

H

H

H

H

H

• Podríamos tener infinitas conformaciones a partir de las rotaciones de los grupos alrededor

del enlace C-C

Conformaciones para el etano La conformación más estable del etano es aquella en que los átomos de hidrógenos unidos a cada

átomo de carbono están perfectamente alternados y se denomina Conformación alternada,

corresponde a la conformación de menor energía. Representación de las conformaciones:

Fig 1 Fig 2

Esta conformación alternada permite la separación máxima posible de los pares de electrones

en los 6 enlaces C-H y, por lo tanto, tiene la menor energía.

Cuando se mira por un extremo a lo largo del enlace C-C los H unidos a cada átomo de C están

opuestos uno a otro, esta conformación es de mayor energía, luego es menos estable.

La representación de la molécula de etano, tal y como aparece en la figura 1, se denomina

representación de Newman. Esta forma de representar las moléculas orgánicas implica la visión

de la molécula desde el extremo del eje de un enlace C-C. El átomo de carbono que queda más

próximo al observador se representa por un punto central del que emergen los enlaces restantes.

El átomo de carbono posterior se representa por un círculo.

La representación de la molécula de etano, tal y como aparece en la figura 2, se denomina

representación de caballete o en perspectiva. Esta forma de representar las moléculas

orgánicas implica la visión de la molécula desde arriba y desde la derecha de un enlace C-C.

Todos los enlaces se dibujan con líneas continuas, de forma que la representación angular

proporciona una imagen en perspectiva de la estructura tridimensional.

H

HH

H

H

H



203

Conformación del ciclohexano

El ciclohexano presenta dos Conformaciones: silla y bote.

El ciclohexano es un hidrocarburo cíclico que no presenta tensión angular ni tampoco tensión

torsional. La falta de tensión angular es fácil de explicar porque los ángulos de enlace carbono-

carbono son de 109º. Sin embargo, si el ciclohexano fuese plano debería presentar una importante

tensión torsional debido al eclipsamiento de sus doce enlaces C-H. En realidad, adquiere una

conformación doblada, denominada conformación de silla, en la que no existe ningún tipo de

eclipsamiento H-H y por tanto no hay tensión torsional porque todos los enlaces C-H están

alternados. En la siguiente figura se indica la conformación de silla del ciclohexano, junto con

una representación de Newman a lo largo de los enlaces C1-C2 y C4-C5, y en la que se aprecia

la posición alternada de los enlaces C-H.

Conformación de silla del ciclohexano

Una de las consecuencias de la conformación de silla del ciclohexano es que hay dos clases de

posiciones en las cuales se colocan los enlaces C-H en el anillo, denominadas posición axial y

posición ecuatorial. El ciclohexano en conformación se silla contiene seis hidrógenos colocados

en posiciones axiales y seis en posiciones ecuatoriales.

Cada átomo de carbono del anillo ciclohexánico está enlazado a un átomo de hidrógeno en

posición axial y a otro en posición ecuatorial. Cada cara del anillo ciclohexánico contiene tres

hidrógenos en posiciones axiales y tres en posiciones ecuatoriales, de manera que si en la cara

superior del anillo los carbonos C1, C3 y C5 colocan los hidrógenos en la posición axial, los

carbonos C2, C4 y C6 los colocan en la posición ecuatorial, tal y como se aprecia en las

siguientes figuras:

Además de la conformación de silla del ciclohexano existe una segunda posibilidad, llamada

conformación de bote, que también está libre de tensión angular y que es la que se describe en la

figura que se da a continuación:



204

Cl

HH

Cl H

ClH

Cl

Los carbonos C1, C2, C4 y C5 de la conformación de bote del ciclohexano residen en un mismo

plano, mientras que los carbonos C3 y C6 están por encima de este plano. Los átomos de

hidrógeno internos de los carbonos C3 y C6 se aproximan uno al otro provocando un aumento de

la tensión estérica, mientras que los hidrógenos de los carbonos C1, C2, C4 y C5, al estar

eclipsados, provocan una considerable tensión torsional en la estructura. La proyección de

Newman (estructura de la derecha en la figura anterior) muestra claramente el eclipsamiento de

los hidrógenos en C1, C2, C4 y C5.

La conformación de bote es aproximadamente 7.0 kcal/mol (29 kJ/mol) menos estable que la

conformación de silla, aunque este valor se reduce a 5.5 kcal/mol (23 kJ/mol) mediante un ligero

doblamiento de la estructura, lo que disminuye ligeramente la tensión torsional. La conformación

de bote doblada se denomina de bote retorcido.

Aun así, la conformación de bote está mucho más tensionada que la de silla y los compuestos

ciclohexánicos sólo adoptan la geometría de bote bajo especiales circunstancias.

Configuracionales

Tienen igual distribución de enlaces. Difieren en la ubicación de los grupos en el espacio con

respecto a un centro rígido (C=C, ciclo, C quiral). Las dos formas no pueden convertirse una en

otra sin romper el enlace.

Isómeros Geométricos

Propia de los compuestos con dobles enlaces y cicloalcanos. Estos estereoisómeros difieren uno

del otro en la distribución de los átomos en el espacio. La presencia de 2 sustituyentes en el

anillo, o a ambos lados del doble enlace de una molécula permite la posibilidad de que exista la

isomería Cis-Trans. Las dos formas no pueden convertirse una en otra sin romper el enlaces

C=C. La ruptura del doble enlace requiere una gran cantidad de energía. Las formas Cis y Trans,

cada una, es un compuesto que presenta sus propias propiedades físicas.

Ej. Existen 2 configuraciones distintas para el 1,2-dicloroeteno Cis y Trans:

Cis-1,2-dicloroeteno y Trans-1,2-dicloroeteno.

Las 2 sustancias poseen 2 átomos de C central unidos con un átomo de cloro y un átomo de H,

entre ellos solo difieren en el acomodo de sus átomos en el espacio. Son isómeros geométricos

(Estereoisómeros).



205

H3C CH3 H3C H

C ==C C == C

H H H CH3

Cis-2-buteno Trans-2-buteno

pto.. eb. = 4ºC pto.. eb.= 1ºC

Los cicloalcanos también pueden presentar isómeros estructurales y geométricos si se

sustituye un H por un radical alquilo u otro.

Cis-1,2-dimetilciclopentano Trans-1,2-dimetilciclopetano

Tºeb 99,5ºC Tºeb. 91,9ºC

Ciclohexanos sustituidos

La presencia de dos sustituyentes en el anillo de una molécula de cualquier cicloalcano permite

la posibilidad de exista isomería cis – trans. En el cis-1,2-dimetilciclohexano una conformación

de silla coloca un grupo metilo en posición axial, por ejemplo en C1, de manera que el otro grupo

metilo en C2 queda situado en la posición ecuatorial. En la conformación de silla alternativa, el

grupo metilo en C1 pasa a estar en posición ecuatorial y el grupo metilo en C2 pasa a colocarse

en posición axial:

En la conformación de silla de la izquierda, el grupo metilo axial en C1 presenta dos

interacciones 1,3-diaxiales desestabilizantes con los hidrógenos situados en C3 y C5. El grupo

metilo en C2, que está situado en una posición ecuatorial, no presenta interacciones 1,3-diaxiales.

En la conformación de silla de la derecha, el grupo metilo de C1 pasa a ocupar una posición

ecuatorial, y por tanto carente de interacciones estéricas 1,3-diaxiales. Sin embargo, el metilo en

C2 ahora está colocado en posición axial y por tanto presenta interacciones 1,3-diaxiales con los

átomos de hidrógeno situados en C4 y C6.

CH3

H

H

CH3

CH3

CH3

H

H



206

CH3

CH2CH3Cl

H

H

COOHCH3

HO

H

HOOCCH3

OH

El resultado es que las dos conformaciones del cis-1,2-dimetilciclohexano tienen la misma

energía porque cada una de ellas tiene un metilo en axial y otro en ecuatorial.

Para el isómero trans-1,2-dimetilciclohexano la situación no es la misma, puesto que en una de

las conformaciones de silla los dos grupos metilo ocupan posiciones axiales, y en consecuencia

cada uno de ellos presenta dos interacciones 1,3-diaxiales.

Por el contrario, en la otra conformación de silla del trans-1,2-dimetilciclohexano los dos grupos

metilo ocupan posiciones ecuatoriales y por tanto no presentan interacciones desestabilizantes de

tipo 1,3-diaxial. El resultado es que en el trans-1,2-dimetilciclohexano la conformación con los

dos grupos metilo ecuatoriales es mucho más estable que la conformación con los dos grupos

metilo axiales. Todas las consideraciones acabadas de comentar se indican en la figura que se da

a continuación:

Isomería óptica,

Son isómeros que se diferencian en la distribución espacial de sus enlaces y que tienen diferente

actividad óptica. La presentan aquellas moléculas que son asimétricas, es decir, que no tienen

elementos de simetría.

Explicación sobre la actividad óptica

La luz natural vibra en todas las direcciones, pero al hacer pasar por un prisma polarizador, vibra

en un solo plano; en este caso la luz se denomina luz polarizada. Cuando se hace pasar la luz

polarizada a través de una sustancia óptimamente activa, ésta hace girar al plano de la luz

polarizada un determinado ángulo α hacia la derecha o hacia la izquierda. En resumen, una

sustancia tiene actividad óptica cuando tiene la característica de hacer girar el plano de la

luz polarizada. En la práctica la actividad óptica de una sustancia se determina con el

polarímetro.

La asimetría puede deberse a:

1º Presencia de algún carbono asimétrico; esto es un C sp3 con los 4 sustituyentes distintos.

Carbono asimétrico = Carbono Quirálico

2º- Estructuras con impedimento estérico

http://www.monografias.com/trabajos14/opticatp/opticatp.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/travent/travent.shtml

http://www.monografias.com/trabajos5/natlu/natlu.shtml



207

H

COOHCH3

HO

H

HOOCCH3

OH

H

COOHCH3

HO

H

HOOCCH3

OH

3º- Estructuras de tipo aleno (2 dobles enlaces contiguos).

Los compuestos quirales son como la mano derecha y la mano izquierda, que son imágenes en el

espejo pero diferentes: un guante para la mano derecha no sirve para la mano izquierda. Un

átomo de carbono es quiral cuando está unido a cuatro diferentes ligantes. Los compuestos con

un átomo de carbono quiral tienen isómeros que son imágen en el espejo y se llaman

enantiómeros. (La palabra quiral proviene del griego cheir que significa mano)

Estas moléculas asimétricas presentan actividad óptica, esto quiere decir que desvían el rayo de

luz polarizada.

Ácido láctico espejo

Ej. de Enantiómeros: 2,3-dicloropentano

I y II, III y IV presentan imágenes especulares no superponible son ―Enantiómeros‖. Sin

embargo III con I y II son ―Diastereoisómeros‖ (diasterómeros) que no son imágenes

especulares entre sí, que tienen similares propiedades químicas pero diferentes propiedades

físicas.



208

COOH

COOH

OH

OH

H

H

àc. tatàrico

H

COOHCH3

HO

H

HOOCCH3

OH

Entonces Enantiómeros son los estereoisómeros que son imágenes especulares entre sí no

superponible, desvían el plano de luz polarizada hacia sentidos contrarios. Cada miembro de un

par de enantiómeros desvía el plano de la luz polarizada en igual magnitud pero en dirección

opuesta.

Un enantiómero que rota el plano de la luz polarizada, en el sentido de las agujas del reloj, se dice

que es dextrorrotatorio o dextrógiro. Si lo hace al contrario, es levorrotatorio o levógiro.

Un equipo, llamado polarímetro, mide la cantidad de grados ([ ] D=+ ó ([ ] D= -) en que se

desvía la luz polarizada al pasar a través del compuesto.

Se les denomina isómeros dextro e isómeros levo y se indican con un símbolo (+) dextro, o (-)

levo al lado del nombre del compuesto que representa la fórmula.

(+)-ácido láctico (-)- ácido láctico

[ ] D= +3.82º [ ] D= -3.82º

Nº de Enantiómeros: Si una molécula tiene un número ―n‖ de carbonos asimétricos, el número

de estereómeros que presenta es igual a 2n. Si hay formas meso el número es menor.

¿Se puede asegurar que es ópticamente activo, si en su estructura contiene carbono

asimétrico? No, existen algunos compuestos que tienen varios carbonos asimétricos y plano de

simetría, éstos son ópticamente inactivos, se denominan Mesoisómeros.

Compuesto Meso

Se denominan compuestos meso a aquellos que, conteniendo carbonos asimétricos, son aquirales

(existe un plano de simetría). En la molécula hay algún elemento de simetría (plano, eje o centro),

luego se produce una imagen especular superponible. Por tanto el compuesto es ópticamente

inactivo.

Plano de simetría

Una forma meso es un compuesto que contiene dos o más estereocentros y es superponible

con su imagen especular.

Los compuestos meso contienen un plano de simetría que divide la molécula en dos, de tal forma que una

mitad es la imagen especular de la otra.

http://www.monografias.com/trabajos15/direccion/direccion.shtml



209

H

etCl

H3C

H

etCl

CH3

H

etCl

H3C

H

etCl

CH3

CH3

H HCOOH

àquiral

àc- propònico

CH3

H OHCOOH

quiral

àc- làctico

El 2,3-diclorobutano tiene dos centros quirálicos. Podemos tener primero dos estructuras

No superponible - Enantiómeros Fig. 1 Fig 2

Pero también tenemos las siguientes:

Superponible – compuesto meso Fig. 3 Fig 4

Tenemos que el compuesto de la figura 3 es diasteroisómero con los de la figura 1 y 2.

La quiralidad de las moléculas se puede demostrar con compuestos relativamente simples:

Ej. 2-clorobutano CH3-CH-CH2-CH3 posee un centro quiral o asimétrico |

Cl

Ambas moléculas no se pueden superponer entre sí, por lo tanto, representan moléculas diferentes

pero isoméricas, son enantiómeros. La existencia de un par de enantiómeros es posible para cada

molécula que contenga un átomo tetraédrico unido a 4 grupos diferentes.

En el ejemplo, el 2-clorobutano, el átomo de C asimétrico es el C- 2. Los 4 grupos diferentes

unidos al carbono-2 son un grupo hidroxilo, un átomo de hidrógeno, un grupo metilo y un grupo

etilo.

Una propiedad importante de los enantiómeros, es que el intercambio entre dos grupos cualquiera

del C-2 asimétrico convierte a un enantiómero en otro. Por tanto el C-2 es un estereocentro

Las moléculas quirales no poseen planos o ejes de simetría. Si la estructura posee algún elemento

de simetría, no presenta un par de enantiómeros, o sea es una molécula aquiral y son

ópticamente inactivas.

Aquiral quiral



210

Mezclas Racémicas

Se denomina mezcla racémica a aquella que contiene un par de enantiómeros en una proporción

del 50% de cada uno. La desviación de la luz polarizada producida por dicha mezcla es nula.

Es una mezcla equimolecular (igual molaridad) de 2 enantiómeros, una forma racémica

(racemato) no presenta actividad óptica, por lo tanto, con frecuencia se les asigna como (+) (-). Si

tenemos una mezcla equimolecular del R-(-)-2-butanol y el S-(+)-2-butanol, las moléculas del

S estarían en la misma cantidad que el R, y como ambos enantiómeros desvian la luz en

diferentes sentidos, luego la mezcla de enantiómeros no posee actividad óptica

Ej: Si tenemos una mezcla equimolecular del R-(-)-2-butanol y el S-(+)-2-butanol, las moléculas

del S estarían en la misma cantidad que el R, por lo tanto, para cada orientación posible de un

enantiómero habría una segunda molécula del 2º enantiómero en la misma cantidad, lo que hace

que la mezcla de enantiómero no posea actividad óptica.

Nomenclatura de los isómeros ópticos. Configuración absoluta: R/S

Los dos enantiómeros del 2-clorobutano poseen un centro quiral CH3-CH-CH2-CH3 |

Cl

Usando el sistema usual de IUPAC los dos enantiómeros tendrán el mismo nombre: 2-

clorobutano. Para diferenciarlos se debe incluir en el nombre la configuración de cada uno. Existe

un sistema denominado de configuración absoluta (R)-(S) que fue enunciado por Cahn, Ingold y

Prelog y forma parte de las reglas IUPAC. De acuerdo con el sistema, un enantiómero del 2-

Clorobutano debe asignarse como R y el otro como S. R-2-Clorobutano y S-2-Clorobutano

R = Rectus (derecha), S = Sinister (izquierda)

Para saber si un enatiómero tiene configuración R o S se aplican las siguientes reglas:

Reglas de prelación

1.- Se establece el orden de prioridad para los 4 grupos unidos al C quiral. El número atómico de

los átomos directamente unidos al C quiral determina su orden de prioridad. El átomo de mayor

número atómico tiene la mayor prioridad. Si uno de ellos es un hidrógeno, éste será el de

prioridad menor. (I > Br >Cl > S > F > O > N > C > H)

2.- Si hay dos átomos iguales unidos al C quiral, se observa en la posición siguiente qué atomo

tiene el número atómico mayor. En caso de nueva coincidencia se sigue a la siguiente posición, y

así sucesivamente.

Si alguno de los átomos unidos al C quiral participa en un enlace doble o triple, es necesario una

regla adicional. Los grupos que contienen enlaces dobles o triples reciben la prioridad como si

ambos átomos se duplicaran o triplicaran.

C O C

C =C C C=O C C C C C

C O C



211

Cl

CH2CH3H3C

HH

CH2CH3

CH3

Cl

CH2CH3CH3

Cl

H

Para el enantiómero del 2-Clorobutano: Cada uno de los 4 grupos unidos al átomo central (o

estereocentro, C quirálico, C. Asimétrico) recibe una prioridad o preferencia a, b, c, d. El Cl

posee el nº atómico más alto de los 4 sustituyentes unidos al átomo de C central, por lo tanto,

tiene la prioridad ―a‖. El H, ―d‖ para el etilo y el metilo los 2 tienen un átomo de C unido al C.

Central. Se asigna una prioridad en el primer punto de diferencia. Si examinamos el CH3 los

siguientes átomos son 3H, en el grupo etilo hay 2H y 1 C, por lo tanto este grupo tendrá la

prioridad ―b‖ y el CH3 ―c‖.

Ahora se gira la molécula de manera que el grupo con la prioridad menor d, se dirija hacia atrás.

Se traza un camino de ―a‖ a ―d‖ y de ―b‖ a ―c‖. Si la dirección es en contra de las manecillas del

reloj, el enantiómero se designa S a favor de las manecillas del reloj es R. También se puede ver

en forma bidimensional (Fischer)

Proyección de Fischer

Para visualizar una molécula quiral se utiliza el método de Fischer, el cual consiste en proyectar

el cabono tetraedral en una superficie plana, por convención las fórmulas de Fischer se

representan como:

Líneas verticales que corresponden a los enlaces que se proyectan hacia atrás del plano del

papel.

Líneas horizontales que corresponden a los enlaces que se proyectan hacia fuera del plano del

plano del papel.

La intersección entre líneas verticales y horizontales representa 1 átomo de C y por lo

general se trata de un estereocentro.

R



212

COOH

CH3HO

HOHH

COOH

CH3

CH3

COOH

H OH

Enlaces fuera del

papel

Enlaces sobre el papel

(S)-2-bromobutano (R)-2-bromobutano

La rotación de una proyección de Fischer afecta a la configuarción del estereocentro

representados. En el papel: Si para llegar de una representación de Fischer a otra se hace entre

los grupos un número impar de permutaciones cambia la configuración Un número par de

permutaciones mantiene la configuración. Ejemplos

EEll ggiirroo ddee 9900ºº iinnvviieerrttee llaa ccoonnffiigguurraacciióónn EEll ggiirroo ddee 118800ºº ccoonnsseerrvvaa llaa ccoonnffiigguurraacciióónn

Moléculas con 2 ó mas estereocentros Una molécula con n estereocentros tiene un máximo de 2

n estereoisómerosen que n = Nº de C

asimétricos. Los estereoisómeros que se relacionan entre sí como objeto e imagen especular se

denominan enantiómeros. Los estereoisómeros que no se relacionan entre sí como objeto e

imagen especular se denominan diastereómeros o diastereoisómeros. Si tenemos 2 C quirales

n = 2 2n = 4



213



214

PROBLEMAS

CAPÍTULO XIV 1.- Dibuje y nombre todos los isómeros distintos de:

a) C6H14

b) C4H8F2

2.-Dé el nombre de un isómero de los siguientes compuestos, indicando en cada caso que tipo de isomería presentan

entre sí:

a) bromuro de isopropilo

b) 2-metilbutanamica

c) acetona

d) cis-3-metil-2-penteno

e) alcohol terbutílico

f) acetato de n-propilo

g) 3-metilpentanonitrilo

h) o-hidroxitolueno

i) 2,2,dimetilpropano

j) 2-amino-2-metilpropano

3.- Dibuje la estructura de los isómeros cis y trans de CH3-CH=CH-CH2-CH3, mostrando el enlace pi con su

geometría correcta.

4.-¿Cuáles de los alquenos siguientes presentan isomería geométrica? En caso positivo, indique los isómeros cis y

trans.

.- CH3-CH2-C=C-CH2-CH3 b.- CH2=C-CH3

CH3

CH3CH2

Cl

a-

.- CH3-CH2-C=C-CH2-CH3 b.- CH2=C-CH3

CH3

CH3CH2

Cl

a-

c.- CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH2I

d.- CH3-CH=CH-CH=CH2

e.- CH3-CH=CH-CH=CH-CH2-CH3

f.- CH3-CH=CH-CH=CH-CH3

g.- 1-penteno

h.-2-hexeno

i- 1-bromopropeno

j- 3-cloropropeno

k.-CH2= C(CH3)2

l.- 1,1 dicloroeteno

5- Escriba la fórmula de los siguientes compuestos:

a) trans-2 -metíl-3-hexeno

b) cis-1-cloro-1-penteno

c) cis-2-cloro - 2-hepteno .- trans-1,2-dipropilciclobutano trans-2-buteno



215

6.- Proponga un isómero de función de:

a) propanona

b) 2-metil-2-butanol

c) 2-feniletanal

d) 3,3-dimetilbutanol

e) 2-metilbuteno

f) ácido pentanoico

g) butino-1

h) formiato de isopropilo

7.- Que entiende por: a) quiralidad, b)isómeros ópticos, c)luz polarizada, d)actividad óptica, e)dextrógiro y levógiro,

f)enantiómero, g) diasteroisómero, h)compuesto meso, i)mezcla racémica,

8.- Escribir isómeros (del tipo que se indica en cada caso) para los siguientes compuestos. a) 2-clorobutano (is.

óptico); b) 1,2-dibromoeteno (is. geométrico); c) butanol-1 (is. funcional); d) n-pentano (is. de cadena).

9.- Marcar el/los C asimétricos, si los hubiera, y representar ambos enantiómeros según la proyección de Fischer.

Indicar si son ópticamente activos:

a) 2,3-butanodiol b) butanol-2 c) 2,2-dutanodiol d) 1,4- butanodiol

10.- Indicar V (verdadero) o F (falso) según corresponda:

a) ( )La isomería óptica se presenta cuando como mínimo hay un doble enlace en la cadena carbonada.

b) ( )Todos los estereoisómeros son enantiómeros.

c) ( )D y L son sinónimo de (+) y (-) respectivamente

d) ( )Es condición necesaria pero no suficiente que exista C quiral en la molécula para que esta sea ópticamente

activa.

e) ( )Para que exista isomería óptica debe haber al menos un C asimétrico en la molécula.

f) ( )La mezcla racémica no presenta actividad óptica.

g) ( )Los componentes de una mezcla racémica no se pueden separar.

h) ( )Los enantiómeros tienen todas sus propiedades físicas y químicas idénticas.

i) ( ) La configuración R de un compuesto quiral indica que el compuesto es dextrógiro

11.- Dibuje las fórmulas estereoquímicas (proyección de Fischer) de todos los estereoisómeros de los siguientes

compuestos. Indique los pares de enantiómeros, diasterómeros y meso. Indique que estereoisómeros presentarán

actividad óptica.

a) CH3CHBrCHOHCH3 b)CH3CHBrCHBrCH2Br c)C6H5CH(CH3)CH(CH3)C6H5

12.- Indique las prioridades de cada grupo y designe la estereoquímica del estereocentro (R / S)



216

13.- Dibuje las siguientes parejas de isómeros

a) cis-1,2-dimetilciclopropano trans-1,2-dimetilciclopropano

b) cis-1,3-dimetilciclobutano trans-1,3-dimetilciclobutano

c) cis-1-bromo-3-metilciclopentano trans-1-bromo-3-metilcilopentano

Quimica General y Organica IV

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