Química orgánica: estructura y propiedades

1. TEMA 1
ESTRUCTURA Y PROPIEDADES

2. 1.- Introducción

3. La Química Orgánica es la parte de la química que estudia
los Compuestos de Carbono
Más del 95% de las sustancias
químicas conocidas son Todos los compuestos
compuestos del carbono y responsables de la vida (
más de la mitad de los ácidos nucleicos, proteínas,
químicos actuales en el enzimas, hormonas, azúcares,
mundo se denominan a sí lípidos, vitaminas, etc.) son
mismos químicos orgánicos. sustancias orgánicas.
La industria química (fármacos, polímeros,
pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel
muy importante en la economía mundial e
incide en muchos aspectos de nuestra vida
diaria con sus productos.

4. 1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica
El enigma de la Química Orgánica: La
fuerza vital.
Finales del XVIII Se observa que los compuestos orgánicos
están formados por un número muy limitado
de elementos.
Se intuyen ciertos visos de ordenamiento
Principios del XIX estructural.
Se establece la ley de proporciones
múltiples.
Síntesis de la urea: se tiende el puente entre
la Química Inorgánica y la Orgánica.
1820’s Se mejora la precisión del análisis
elemental.
Se produce una complicación insospechada:
la isomería.
Los radicales orgánicos como un principio
1830’s de ordenación.
El descubrimiento y la profusión de los
radicales orgánicos.
Orden entre los radicales orgánicos: la
1830’s-1840’s
sustitución.
Definición de radicales derivados.

5. 1840’s-1850’s  Ordenación por tipos de compuestos.
 La unificación de radicales y tipos.
• Estructura interna de los radicales: la
1850’s
tetravalencia del carbono y su
capacidad para formar cadenas.
1860’s
• Primeras formulaciones modernas.
1870’s • Estructura tetraédrica del carbono:
isomería optica.
1880’s
• Estructura hexagonal del benceno.
• Planteamiento de la Teoría de la
Resonancia.
1930’s-1940’s • Desarrollo de la Espectroscopía de
rayos X.
• Desarrollo de la Espectrometría de
masas.
• Análisis conformacional: estereoquímica
1950’s del ciclohexano.
• Descubrimiento de la Resonancia
Magnética Nuclear.

6. 2.- Estructura de los átomos

7. MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO
Cubierta electrónica Núcleo
ORBITALES
Carácter ondulatorio de los
electrones
Principio de Incertidumbre de
Heisenberg
Caracterizados por números cuánticos:
n : número cuántico principal
l : número cuántico secundario
m: número cuántico magnético

8. NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA

9. ORBITALES 1s y 2s
ORBITAL s

10. ORBITALES 2p

11. ORBITALES 3 d

12. ENERGÍA DE LOS ORBITALES
Regla cuántica de (n+l):
Entre dos orbitales tendrá menor energía aquél en el que la suma de
los números cuánticos n y l sea menor. Si el resultado fuese el mismo
para ambos, tendrá menor energía aquél de menor número cuántico
principal n

13. ¿EN QUÉ ORDEN SE LLENAN LOS ORBITALES?
Principio de construcción (Aufbau):
En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se
construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo
que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

14. ¿CUÁNTOS ELECTRONES CABEN EN UN ORBITAL?
Principio de exclusión de Pauli (1925):
En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir
dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos
Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres
números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

15. ¿CÓMO SE LLENAN LOS GRUPOS DE ORBITALES DE IGUAL ENERGÍA?
Regla de la máxima multiplicidad de Hund:
Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando
con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible,
manteniendo los espines paralelos

17. CAPA DE VALENCIA

18. CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS

19. Grupos del Sistema Periódico

20. PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICOS

21. PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD

22. 3.- Enlace y moléculas

23. 3.1.- ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE
IÓNICO COVALENTE
COVALENTE POLAR

24. ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE
NO POLAR POLAR

25. TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

26. 3.2.-TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE
COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR
TEORÍA GEOMETRÍA
OCTETO Compartición de Método de repulsión de
ELECTRÓNICO electrones electrones de la capa
Lewis de valencia
ENLACE-VALENCIA Solapamiento de O.A. Hibridación de O.A
Heitler-London
ORBITAL
MOLECULAR Formación de O.M. Orbitales moleculares
Mulliken-Hund

27. 3.3.-TEORÍA DE LEWIS
Átomos
Los átomos forman moléculas porque compartiendo
electrones alcanzan el octeto electrónico
Moléculas Diatómicas

29. En el establecimiento de las estructuras de Lewis es
muy importante tener en cuenta tres aspectos
1.- Asignar cargas formales a los átomos
2.- Valorar la existencia de formas resonantes
3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto

30. Cargas formales
Para determinar cargas formales sobre los átomos:
Carga Número e Número e Mitad e
= - +
Formal Capa Desapareados compartidos
valencia

32. Ejercicio: Usar el concepto de carga formal para determinar la estructura de
Lewis más estable para a) CO2 b) N2O
a) Diferentes estructuras de Lewis que satisfacen la regla del octeto
Para cada una de ellas se puede calcular la carga formal de cada átomo:
La carga formal se minimiza
cuando el átomo de carbono se
coloca en el centro y establece
dobles enlaces con los átomos
de oxígeno

33. b) Para el N2O las posibles estructuras de Lewis con cargas formales son
las siguientes:
Se comprueba que las estructuras a) y d) son igual de buenas en cuanto
a las cargas formales, sin embargo, habrá que convenir que la más
importante (contribuye más al híbrido de resonancia) es la d) porque en
ella la carga negativa está situada sobre el átomo de oxígeno, elemento
más electronegativo que el nitrógeno.

34. Resonancia.
No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda
explicar las propiedades de una molécula o ión.
A cada una de ellas se le denomina forma
resonante y al conjunto híbrido de resonancia

35. En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace se
forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo
las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye
por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.

36. Condiciones para escribir formas resonantes:
1. Para pasar de una forma resonante a otra solamente
puedo mover electrones, nunca átomos.
2. Todas las estructuras resonantes que yo escriba deben ser
estructuras de Lewis válidas.
3. Las estructuras resonantes deben poseer el mismo número
de electrones desapareados.
4. Las estructuras resonantes más importantes son las de
menor energía potencial.

37. Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP
Nitrometano (N,N-dimetilamino)piridina
DMAP

38. ¿Cuál de todas las estructuras resonantes se parece más al compuesto real?
1. Aquella en la que todos los átomos tienen el octete completo.
2. Aquellas en las que no existe separación de carga es más importante que la
que en la que existe separación de carga.
O O
R R
OH OH
3. Cuando en dos formas resonantes existe separación de carga es más
estable aquella que tiene las cargas más alejadas.

39. 4. Las estructuras de resonancia que lleven carga negativa sobre un
átomo electronegativo contribuye más que cuando esa carga va sobre
otro átomo.
H2C CH O H2C CH O
5. Si hay dos formas resonantes iguales la resonancia será más importante.
Cuando una forma resonante es muchísimo más estable que las demás la
resonancia no existe y la molécula real se parece mucho a esta forma.
Cuando todas las formas resonantes son importantes, entonces la molécula
real sí es un híbrido de todas las formas resonantes.
H2C CH CH2 H2C CH CH2

40. Ejercicio: Se sabe que en el nitrometano los oxígenos distan por igual
(1.2 Å) del nitrógeno. ¿Cómo puede explicarse este hecho?
La molécula de nitrometano es un híbrido de resonancia de dos
especies idénticas. El enlace N-O ni es simple ni doble, tiene un
carácter intermedio en ambos extremos.

41. En el ion acetato sucede algo análogo (dC-O=1.26 Å).
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.

42. Hay incumplimientos de la regla del
octeto
Elementos del tercer periodo como el fósforo se rodean de 10 electrones
Los átomos con número impar de electrones suelen incumplir la regla

43. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfito

44. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de carbono

45. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de azufre

46. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfato

47. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del trifluoruro de boro

48. Las diferentes estructuras de Lewis de los átomos principales de las
moléculas orgánicas, dependiendo de la estructura en la que estén
involucrados, son:

49. GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo
que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos
Cuatro pares de e rodeando el
átomo de nitrógeno. Se dirigen
hacia los vértices de un tetraedro
(Geometría electrónica)
Como sólo se enlazan 3 de los 4
pares electrónicos, la forma de la
molécula será piramidal
(Geometría molecular)

50. Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana
Cuatro pares de e:
Molécula Molécula piramidal Molécula angular
tetraédrica
Tres enlazados Dos enlazados
Cuatro enlazados
< <
Enlazado- No enlazado- No enlazado- Repulsión
Enlazado Enlazado No enlazado entre pares de
electrones

51. Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada

52. En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples

53. 3.4.- TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN
Los enlaces covalentes se producen
por solapamiento de orbitales
atómicos semiocupados de distintos
átomos
Orbital 1s semiocupado de Orbital 1s semiocupado de
un átomo de H un átomo de H
Molécula de hidrógeno

54. Tipos de enlace covalente según el solapamiento
Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal
Enlace tipo pi π: solapamiento lateral

55. 3.4.- HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV
HIBRIDACIÓN
Todos los enlaces C-H del metano son idénticos
sp3
METANO
El carbono sólo podría
formar dos enlaces C-H

57. sp3
–4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano
–3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3
–2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

58. 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. Todos estos compuestos tienen estabilidad
suficiente como para poder ser almacenados sin problemas especiales.
Un carbono unido a menos de cuatro átomos también puede tener
hibridación sp3 pero la estructura variará dependiendo del número de
sustituyentes:
Estructura
Tipo de compuesto Carbaniones Carbenos
Geometría Piramidal Angular
Los carbaniones y carbenos son especies
altamente reactivas (intermedios de reacción)
y en general tienen un tiempo de vida muy
corto.

59. HIBRIDACIÓN
sp2
ETENO
Hibridación
sp2
sp2 2pz

61. sp2
–3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3
–1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

62. 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.
Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres
átomos también posee hibridación sp2:
Estructura
Carbocatión
Tipo de compuesto Radical
(ion carbenio)
Geometría Trigonal plana Trigonal plana
Carbocationes y radicales son especies altamente reactivas
(intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy
corto.

63. HIBRIDACIÓN Kekule
sp2 C6H6
BENCENO
Problema: El benceno es mucho más estable que lo que cabría esperar de la
estructura propuesta por Kekule
La hidrogenación
del benceno libera
mucha menos
energía que la
esperable

64. Hibridación
sp2
sp2 2pz
Estabilidad debida a la deslocalización de los electrones del anillo
(aromaticidad)

65. HIBRIDACIÓN
sp2
GRUPO CARBONILO
Átomo carbono: Hibridación sp2 Átomo oxígeno: Hibridación sp2

67. HIBRIDACIÓN
sp
ACETILENO
(Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)

69. sp
–2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2
–2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2
–1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

70. Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno
de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.
Existen otras posibilidades:
Estructura
Tipo de compuesto Aleno Acetiluro
Geometría Lineal Lineal
Los alenos son compuestos estables. Los acetiluros son especies
reactivas (intermedios de reacción).

71. Electronegatividad del carbono en función de su hibridación
El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el
carácter s de la hibridación. Por tanto los carbonos del etano (sp3) son
menos electronegativos que los del eteno (sp2) y éstos a su vez menos
electronegativos que los del etino (sp). El cálculo de las densidades
electrónicas en estos tres compuestos refleja claramente este hecho:
(azul +, rojo -)
Etano Eteno Etino
Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada
desde el etano al etino, prueba de su menor densidad
electrónica como consecuencia de la electronegatividad
creciente del carbono.

72. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO
sp3
Nitrógeno
Oxígeno
Estructura
Sales de Alcoholes
Tipo Aminas Alcóxidos
amonio Éteres
Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -
Las aminas, sales de amonio, alcoholes y éteres son especies
estables. Los alcóxidos son especies muy reactivas (intermedios de
reacción).

73. sp2
Nitrógeno Oxígeno
Estructura
Tipo Iminas Sales de imonio Carbonilos
Geometría Trigonal plana Trigonal plana Trigonal plana
Los tres tipos de compuestos tienen en general estabilidad suficiente
como para poder almacenarse sin problemas especiales. Los compuestos
con grupos carbonilo son muy variados: pueden ser aldehídos, cetonas,
ácidos carboxílicos, haluros de ácido, anhídridos, ésteres y amidas, entre
otros.

74. Estructura
sp
.
Nitrógeno Tipo Nitrilos
Geometría Lineal
Los nitrilos son compuestos estables

75. PARÁMETROS DE ENLACE Energía de
Longitud típica Momento
Enlace disociación
(A) dipolar (D)
(kcal/mol)
C-H 1.07 0.40 99
1.01(N) 1.31(N) 93(N)
X-H
0.96(O) 1.51(O) 111(O)
C-C 1.54 0 83
C=C 1.33 0 146
C≡C 1.20 0 200
C-N 1.47 0.22 73
C=N 1.30 1.90 147
C≡N 1.16 3.50 213
C-O 1.43 0.74 86
C=O 1.23 2.30 184
C-Cl 1.78 1.46 81
C-Br 1.93 1.38 68
C-I 2.14 1.19 51

76. 3.5.-TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
La mezcla de N orbitales atómicos da lugar a N orbitales moleculares
Ej.: Hidrógeno
La combinación de dos orbitales atómicos 1s da lugar a un orbital molecular enlazante σ y a un orbital
antienlazante σ*.
Los dos electrones de la molécula ocupan el orbital molecular enlazante

77. Los orbitales moleculares tipo σ también se pueden formar por solapamiento frontal de orbitales p
o de orbitales híbridos

78. Los orbitales moleculares tipo π se producen por solapamiento lateral de orbitales p

79. Formación de dos orbitales π por solapamiento lateral de orbitales p. Triple enlace
carbono-carbono.

80. 3.6.- Enlace covalente polar: Polaridad de los enlaces y las moléculas
Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados
tienen cierta diferencia de electronegatividad

81. Cada enlace tiene un momento dipolar “µ” (magnitud vectorial que depende la
diferencia de electronegatividad entre los átomos cuya dirección es la línea que
une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más
electronegativo).
Dipolo
δ+ A B δ
−
Menos electro- Más electro-
negativo negativo
Electronegatividades de algunos elementos
H
2.2
Li Be B C N O F
1.0 1.6 2.0 2.6 3.0 3.4 4.0
Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.3 1.6 1.9 2.2 2.6 3.2
K Br
0.8 3.0
I
2.7
Valores establecidos por L. Pauling y revisados por A. L. Allred (Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, 1961, 17, 215).

82. Momentos Dipolares de enlaces
Momento Dipolar, Momento Dipolar,
Enlace Enlace
D D
H-F 1.7 C-F 1.4
H-Cl 1.1 C-O 0.7
H-Br 0.8 C-N 0.4
H-I 0.4 C=O 2.4
H-C 0.3 C=N 1.4
H-N 1.3 C≡N 3.6
H-O 1.5
La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más
electronegativo.

83. La polaridad de las moléculas depende de dos factores:
a) La existencia de enlaces covalentes polares
b) Una geometría que lo permita

84. Moléculas polares. Moléculas apolares.
apolares
Tienen Σ µ no nulo: Tienen Σ µ nulo:
Moléculas con un sólo enlace Moléculas con enlaces apolares.
covalente. Ej: HCl. Ej: H2, Cl2.
Moléculas angulares, piramidales, .... Moléculas simétricas Σ µ = 0.
Ej: H2O, NH3 Ej: CH4, CO2.

85. CO2 BF3
CH4 H2O
NH3

86. 4.- REPRESENTACIÓN DE LAS
MOLÉCULAS EN QUÍMICA ORGÁNICA

87. 4.1.- TIPOS DE FÓRMULAS
Fórmula Molecular
C2H6O C4H10
Formula Estructural
Fórmula Desarrollada Formula Esqueletal
En 2 D En 3 D

88. 4.2.- PRINCIPALES GRUPOS FUNCIONALES.
Clase Grupo funcional Ejemplo
alcanos ninguno CH3-CH3
Etano
CH3CH=CH2
alquenos
Propeno
CH3-C≡C-CH3
alquinos
2-Butino
haluros de alquilo -halógeno CH3-CH2-Br
Bromuro de etilo

89. Clase Grupo funcional Ejemplo
(homo)
aromáticos
Tolueno
(hetero)
aromáticos
3-Metilpiridina

90. Clase Grupo funcional Ejemplo
CH3-CH2-OH
alcoholes Etanol
-OH
fenoles Ph-OH
Fenol
CH3-CH2-O-CH2-CH3
éteres -O-
Dietiléter
aldehídos Etanal
cetonas Propanona

91. Clase Grupo funcional Ejemplo
ácidos
carboxílicos
Ácido acético
ésteres
Acetato de etilo
amidas Acetamida
haluros de acilo
anhídridos
Cloruro de acetilo Anhídrido acético

92. Clase Grupo funcional Ejemplo
CH3CN
nitrilos -C≡N
Acetonitrilo
-NO2 CH3NO2
nitroderivados
Nitrometano
iminas
Metilimina de la propanona
CH3-CH2-SH
tioles -SH
Etiltiol
(CH3)2S
sulfuros -S-
Dimetilsulfuro
-SO2- CH3SO2CH3
sulfonas
Dimetilsulfona
-SO2-OH CH3CH2CH2SO2OH
ácidos sulfónicos
Ácido propanosulfónico

93. 4.3.- EL NOMBRE DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
ALCANOS
Molecular Estructural Molecular Estructural
Nombre Isomeros Nombre Isomeros
Formula Formula Formula Formula
Metano CH4 CH4 1 hexano C6H14 CH3(CH2)4CH3 5
Etano C2H6 CH3CH3 1 heptano C7H16 CH3(CH2)5CH3 9
propano C3H8 CH3CH2CH3 1 octano C8H18 CH3(CH2)6CH3 18
butano C4H10 CH3CH2CH2CH3 2 nonano C9H20 CH3(CH2)7CH3 35
pentano C5H12 CH3(CH2)3CH3 3 decano C10H22 CH3(CH2)8CH3 75
GRUPOS ALQUILO
Grup CH3–
C2H5–
CH3CH2CH2– (CH3)2CH– CH3CH2CH2CH2– (CH3)2CHCH2– CH3CH2CH(CH3)– (CH3)3C– R–
o
Nom tert-
Metil Etil Propil Isopropill Butil Isobutil sec-Butil
bre Butil Alquil

94. CICLOALCANOS
Nombre Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano Cicloheptano Cicloalcano
Molecular C3H6 C4H8 C5H10 C6H12 C7H14 CnH2n
Formula
Estructural (CH2)n
Formula
Esqueletal
Formula

95. Reglas IUPAC para nombrar alcanos
1. Encuentre y nombre la cadena continua más larga de carbonos.
2. Identifique y nombre los grupos unidos a esta cadena.
3. Numere la cadena empezando por el extremo más próximo a un sustituyente.
4. Designe la localización de cada grupo sustituyente por el apropiado número y nombre.
5. Construya el nombre, listando los grupos en orden alfabético.
Los prefijos di, tri, tetra etc., usados para designar varios grupos iguales, no se consideran en la ordenación alfabética.
3-metilhexano
3,4-dicloro-4-etil-5-metilheptano

97. Reglas IUPAC para la nomenclatura de Alquenos
1. El sufijo -eno indica un alqueno o cicloalqueno.
2. La cadena principal debe incluir los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace.
3. La cadena principal debe ser numerada por el extremo más próximo al doble enlace. Si
la insaturación está en el centro de la cadena se empieza a numerar por el extremo
que tenga más próximo un sustituyente.
4. El más pequeño de los números asignados a los átomos del doble enlace se utiliza
para indicar la posición de la insaturación. Si hay más de un doble enlace el
compuesto es denominado dieno, trieno,..
5. En los cicloalquenos a los carbonos del doble enlace se les asigna los números 1 y 2.
El número 1 puede ser determinado por la regla de los sustituyentes.
6. Grupos sustituyentes más importantes conteniendo doble enlace son:
H2C=CH– Grupo vinilo
H2C=CH–CH2– Grupo alilo

98. ¿Cuál es el nombre de los siguientes alquenos?
1.- (CH3)2C=CHCH2C(CH3)3 2.- (CH3CH2CH2)2C=CH2
3.- (C2H5)2C=CHCH(CH3)2 4.- CH2=C(CH3)CH(CH3)C(C2H5)=CH2

100. Reglas IUPAC para la Nomenclatura de Alquinos
1. El sufijo -ino indica alquino o cicloalquino.
2. La cadena principal debe contener a los dos carbonos unidos por el triple enlace.
3. La cadena principal debe ser numerada desde el extremo más próximo al triple
enlace. Si el triple enlace está situado en el centro de la cadena se aplica la regla de los
sustituyentes.
4. El menor número de los carbonos unidos por triple enlace debe ser usado como
localizador de la insaturación.
5. Si están presentes varios enlaces múltiples, cada uno debe tener su localizador. Los
dobles enlaces preceden a los triples en los nombres IUPAC, pero la cadena debe ser
numerada a partir del extremo que tenga más próximo un enlace múltiple sea cual sea su
naturaleza.
6. A causa de su carácter linear, los anillos que pueden acomodar un triple enlace deben
tener al menos diez carbonos. En los cicloalquinos simples los carbonos unidos por el
triple enlace son numerados con el 1 y el 2. El número 1 se determina por la proximidad
de los sustituyentes.
7. Grupos sustituyentes conteniendo triple enlace son:
HC≡C– Grupo Etinil
HC≡CH–CH2– Grupo Propargil

101. Ejemplos alquenos y alquinos

103. Derivados del benceno

106. 5.- FUERZAS INTERMOLECULARES

107. Fuerzas de Van der Waals Puentes de hidrógeno
Dipolo-Dipolo
permanente
Dipolo-Dipolo
inducido
Fuerzas de
dispersión de
London

108. 5.1. Fuerzas entre dipolos (Van der Waals)
a) Interacciones moleculares b) Interacciones moleculares
entre moléculas polares. entre moléculas apolares:
fuerzas de dispersión de
London.

109. La intensidad de las fuerzas intermoleculares (F. de Van der Waals)
viene determinada por:
- Tamaño de las moléculas
- Forma de las moléculas
- Polaridad de las moléculas
¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?

110. Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de ebullición
PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Aumento Tamaño
Atómico Ar (40) -186 Kr (83) -153 Xe (131) -109
Molecular CH4 (16) -161 (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)4Si (88) 27 CCl4 (154) 77
Forma Molecular
Esférica (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)2CCl2 (113) 69 (CH3)3CC(CH3)3 (114) 106
Lineal: CH3(CH2)3CH3 (72) 36 Cl(CH2)3Cl (113) 121 CH3(CH2)6CH3 (114) 126
Polaridad Molecular
No polar: H2C=CH2 (28) -104 F2 (38) -188 CH3C≡CCH3 (54) -32 CF4 (88) -130
Polar: H2C=O (30) -21 CH3CH=O (44) 20 (CH3)3N (59) 3.5 (CH3)2C=O (58) 56
HC≡N (27) 26 CH3C≡N (41) 82 (CH2)3O (58) 50 CH3NO2 (61) 101

111. Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de fusión
El punto de fusión está afectado por la forma de las moléculas más que el punto de ebullición.
Las que son esféricas se empaquetan mejor y las fuerzas intermoleculares actúan con más
eficacia, siendo necesaria una mayor temperatura para conseguir el paso de sólido a líquido.
Si las moléculas son lineales el empaquetamiento no es tan eficaz.
Punto de
Compuesto Formula Punto de fusión
ebullición
Pentano CH3(CH2)3CH3 36ºC –130ºC
Hexano CH3(CH2)4CH3 69ºC –95ºC
Heptano CH3(CH2)5CH3 98ºC –91ºC
Octano CH3(CH2)6CH3 126ºC –57ºC
Nonano CH3(CH2)7CH3 151ºC –54ºC
Decano CH3(CH2)8CH3 174ºC –30ºC
Tetrametilbutano (CH3)3C-C(CH3)3 106ºC +100ºC
¡¡¡El tetrametilbutano, isómero del octano, con molécula
esférica, tiene p.f muy alto, sólo 6ºC por debajo del p.e.!!!

112. 5.2. Interacciones moleculares por puente de hidrógeno
Tipo especialmente intenso de enlace dipolo-
dipolo que se produce entre moléculas que
tienen átomos de hidrógeno unidos a átomos
especialmente electronegativos como el oxígeno,
nitrógeno o flúor

113. El agua, los
alcoholes y las
aminas primarias y
secundarias
pueden actuar
cono donantes o
aceptores de
hidrógeno
Los éteres,
aldehidos, cetonas
y ésteres sólo
pueden actuar
como aceptores

114. Efecto de los puentes de hidrógeno sobre la temperatura de ebullición
¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?
H3C N CH3 H3C N CH2CH3 H N CH2CH2CH3
CH3 H H
pe = 3.5 ºC pe = 37 ºC pe = 49 ºC

115. Es posible reconocer los compuestos con puentes de hidrógeno
gracias a los elevados puntos de ebullición que muestran
Punto Punto
Compuesto Fórmula Mol. Wt.
Ebullición Fusión
Dimetiléter CH3OCH3 46 –24ºC –138ºC
Etanol CH3CH2OH 46 78ºC –130ºC
Propanol CH3(CH2)2OH 60 98ºC –127ºC
Dietileter (CH3CH2)2O 74 34ºC –116ºC
Propilamina CH3(CH2)2NH2 59 48ºC –83ºC
Metilaminoetano CH3CH2NHCH3 59 37ºC
Trimetilamina (CH3)3N 59 3ºC –117ºC
Etilenglicol HOCH2CH2OH 62 197ºC –13ºC
Ácido acético CH3CO2H 60 118ºC 17ºC
Etilendiamina H2NCH2CH2NH2 60 118ºC 8.5ºC

116. 5.3. Fuerzas intermoleculares y solubilidad
Soluto polar en disolvente polar
Soluto polar en disolvente no polar

117. Soluto no polar en disolvente apolar
Soluto no polar en disolvente polar

119. Solubilidad en agua de diferentes tipos de compuestos
Tipo Compuesto Compuesto
g/100mL Moles/L g/100mL Moles/L
compuesto específico específico
Hidrocarburos
butano 0.007 0.0012 benceno 0.07 0.009
&
hexano 0.0009 0.0001 cloruro metileno 1.50 0.180
Haluros
ciclohexano 0.006 0.0007 chloroform 0.8 0.07
alquilo
1-butanol 9.0 1.2 etil éter 6.0 0.80
Compuestos
tert-butanol completa completa THF completa completa
con un
ciclohexanol 3.6 0.36 furano 1.0 0.15
oxígeno
fenol 8.7 0.90 anisol 1.0 0.09
1,3-propanodiol completa completa 1,2-dimetoxietano completa completa
Compuestos
2-butoxietanol completa completa 1,4-dioxano completa completa
con dos
ácido butanoico completa completa acetate etilo 8.0 0.91
oxígenos
ácido benzoico completa completa butirolactona completa completa
1-aminobutano completa completa trietilamina 5.5 0.54
ciclohexilamina completa completa piridina completa completa
Compuestos
anilina 3.4 0.37 propionitrilo 10.3 2.0
con nitrógeno
pirrolidina completa completa 1-nitropropano 1.5 0.17
pirrol 6.0 0.9 DMF completa completa

120. 6.-ÁCIDOS Y BASES

121. 6.1.- ÁCIDOS ORGÁNICOS
Definición Bronsted-Lowry
Ácido: Especie Base: Especie capaz
capaz de ceder de aceptar un ión
un ión hidrógeno hidrógeno
Equilibrio ácido-base de un ácido en agua
Ión hidroxonio
pKa = -log Ka

122. Comparando la fuerza de los ácidos orgánicos

123. Diferencias de acidez entre ácidos carboxílicos, fenol y alcoholes
La ionización del ácido está influenciada por dos factores:
- La fuerza del enlace que se rompe
- La estabilidad del ión que se forma

124. Por ionización producirá el ión acetato CH3COO-
Resonancia entre dos formas idénticas
¿Qué ocurre con la carga negativa del ión acetato?
Alojamiento en un Deslocalización electrónica
átomo electronegativo por medio de un sistema π
como el oxígeno que se extiende entre los dos
oxígenos y el carbono
Estabilidad ión acetato
Acidez ácido acético

125. Por ionización producirá el ión fenóxido C6H5O-
La deslocalización de la carga negativa estabiliza el ión fenóxido, pero no
con la eficacia del acetato.
Aquí el oxígeno aún conserva la mayor parte de la carga negativa original.
Eso hace que el fenol, aunque muy débil, tenga carácter ácido.

126. Por ionización produciría el ión etóxido CH3-CH2O-
No hay posibilidad de deslocalizar la carga negativa, que permanece
completamente en el átomo de oxígeno. Esta carga negativa atraerá
los iones de hidrógeno formando el alcohol.

127. Variación en la acidez de los ácidos carboxílicos
pKa
HCOOH 3.75 La cadena carbonada disminuye la acidez
CH3COOH 4.76 de los ácidos carboxílicos debido al efecto
CH3CH2COOH 4.87 dador de electrones de los grupos alquilo
CH3CH2CH2COOH 4.82
El ión acetato es menos estable que el
formiato, en consecuencia, el ácido
acético es más débil que el fórmico

128. pKa La presencia de átomos electronegativos en la
CH3COOH 4.76 cadena carbonada aumenta la acidez del ácido
CH2ClCOOH 2.86 por deslocalización de la carga negativa del
CHCl2COOH 1.29 ión carboxilato
CCl3COOH 0.65
El ácido tricloacético es un ácido fuerte
pKa
CH2FCOOH 2.66
CH2ClCOOH 2.86 Cuanto más electronegativo es el
CH2BrCOOH 2.90 halógeno más fuerte es el ácido
CH2ICOOH 3.17
pKa
CH3CH2CH2COOH 4.82 El efecto del halógeno es muy significativo si
CH3CH2CHClCOOH 2.84 se une al carbono adyacente al grupo
CH3CHClCH2COOH 4.06 carboxílico. Su efecto en carbonos más
CH2ClCH2CH2COOH 4.52 lejanos es muy poco significativo

129. 6.2.- BASES ORGÁNICAS
Definición Bronsted-Lowry
Ácido: Especie Base. Especie capaz
capaz de ceder de aceptar un ión
un ión hidrógeno hidrógeno
Equilibrio ácido-base de una base en agua
B + H2O = BH+(aq) + OH-(aq)
pKb = -log Kb

131. Comparación de la fuerza de bases débiles
Las aminas alifáticas son más
fuertes que el amoniaco
Las aminas aromáticas son más
débiles que el amoniaco

132. Dos factores explican la fuerza de una base:
1.- La facilidad con que el ión hidrógeno se une al par de e- solitario
2.- La estabilidad del ión formado
¿Por qué la metilamina es más básica que el amoniaco?
Una explicación
La cesión de electrones por
parte del grupo alquilo
aumenta la carga negativa
del átomo de nitrógeno y, en
consecuencia, su capacidad
de atraer iones hidrógeno
El átomo de nitrógeno de la metilamina puede aceptar un protón con
más facilidad que el del amoniaco

133. Otra explicación
El grupo metilo estabiliza el
ión metilamonio
La cesión de electrones por
parte del grupo alquilo
dispersa la carga positiva
creada sobre el átomo de
nitrógeno
Los iones que forma la metilamina al aceptar un protón son más
estables que los que forma el amoniaco
pK b
CH3NH2 3.36
La cesión de carga eléctrica es similar en
CH3CH2NH2 3.27 todos los grupos alquilo, por ello, las
CH3CH2CH2NH2 3.16 demás aminas primarias alifáticas tienen
CH3CH2CH2CH2NH2 3.39 fuerzas básicas similares

134. ¿Por qué las aminas aromáticas son más débiles que el amoniaco?
La amina aromática se estabiliza por deslocalización del par de
electrones del nitrógeno en torno al anillo
El par de electrones del átomo de La unión a un ión hidrógeno está menos
nitrógeno no está completamente favorecida que en el amoniaco. El ión formado
disponible para unirse al ión tendría mayor carga positiva sobre el nitrógeno
hidrógeno. La densidad de carga
negativa en torno al nitrógeno es
menor que en el amoniaco

135. 5.- ISOMERÍA

136. ¿QUE SON ISOMEROS?
Dos especies químicas diferentes se dice que
son isómeras cuando tienen la misma
composición elemental y el mismo peso
molecular
Los isómeros no son superponibles y tienen el
mismo número de átomos de cada tipo

137. TIPOS DE ISOMERIA
ISOMEROS ESTRUCTURALES
ESTEREOISOMEROS

138. TIPOS DE ISOMERÍA

139. 5.1.- ISOMERÍA ESTRUCTURAL
Son isómeros que difieren entre sí en que sus
átomos están unidos de diferente forma
Isomería de cadena
Isomería de posición
Isomería de función
- No todos los grupos están unidos a los mismos centros
-Son moléculas muy diferentes tanto en sus propiedades físicas como
químicas

140. ISOMERÍA DE CADENA
Los isómeros de cadena difieren en la forma en que están unidos los
átomos de carbono entre sí para formar una cadena
¿Cuántos isómeros tiene el butano?
¿Cuántos isómeros tiene el pentano?

141. ISOMERÍA DE POSICIÓN
Los isómeros de posición difieren en las posiciones que ocupan sus
grupos en la estructura carbonada
Hay dos isómeros estructurales con
la fórmula molecular C3H7Br
Del alcohol con fó rmula molecular C4H9OH se obtienen:
Dos isómeros de posición Dos isómeros de cadena

142. En los derivados del benceno se dan casos muy importantes de isomería de posición
Fó rmula molecular C7H8Cl

143. ISOMERÍA DE FUNCIÓN
Los isómeros de función difieren en sus grupos funcionales
- La forma en que están unidos los átomos da lugar a grupos funcionales
distintos
Fórmula molecular C3H6O Fó rmula molecular C3H6O2
2-propen-1-ol

144. 5.2.- ESTEREOISOMERÍA
- ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
-ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
- ENANTIOMEROS
- DIASTEROISOMEROS

145. ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
La transformación de unos en otros consiste en giros de grupos en
el espacio alrededor de enlaces sencillos
Confórmeros del etano
SON ESTEREOISOMEROS NO
AISLABLES POR SEPARADO A
TEMPERATURA AMBIENTE O
PROXIMA A ELLA
La barrera energética a superar para
la interconversion es baja

146. ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
Para transformar uno en otro, no basta con realizar giros alrededor
de enlaces sencillos sino que es necesario romper y formar enlaces.
SON ESTEREOISOMEROS
AISLABLES POR SEPARADO
A TEMPERATURA
AMBIENTE O PROXIMA A
ELLA
Diasteroisómeros
La barrera energética a
superar para la interconversión
de estereoisómeros
configuracionales es alta
Enantiómeros

147. QUIRAL
ES AQUEL QUE NO ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN
EL ESPEJO

148. MOLÉCULA QUIRAL

149. AQUIRAL
ES AQUEL QUE ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL
ESPEJO
Tienen elementos de simetría

150. ENANTIOMEROS
DOS ESTEREOISOMEROS SON ENANTIOMEROS CUANDO
UNO ES LA IMAGEN EN EL ESPEJO DEL OTRO
Son imágenes especulares

151. DIASTEROISOMEROS
SON ESTEREOISOMEROS NO ENANTIOMEROS
Uno no es la imagen en el espejo del otro

152. Clasificación de las relaciones entre moléculas
¿Tienen la misma fórmula molecular?
¿Son superponibles? ó
SI NO
¿Son iguales sus pesos moleculares No son isómeros
y sus composiciones elementales?
SI NO
Son la misma ¿Difieren únicamente en el arreglo NO Son isómeros
Son isómeros
molécula de sus átomos en el espacio? estructurales
SI
¿Es uno de ellos superponible con ¿Son aislables a temperatura
la imagen en el espejo del otro? Son estereoisómeros
ambiente o próxima a ella?
SI NO NO SI
Son estereoisómeros Son estereoisómeros
Son enantiómeros Son diasteroisómeros
conformacionales configuracionales
NO ¿Son superponibles con sus SI
Son quirales Son aquirales
respectivas imágenes en el espejo?