El documento proporciona una introducción a la química orgánica, incluyendo una breve historia, la estructura de los átomos y moléculas, y los tipos de enlaces. Explica que más del 95% de las sustancias químicas conocidas son compuestos de carbono, y que la química orgánica estudia estos compuestos. Además, resume los principales modelos atómicos y teorías sobre la formación de enlaces covalentes como la teoría de Lewis y la hibridación.

1. TEMA 1
ESTRUCTURA Y PROPIEDADES

2. 1.- Introducción

3. Más del 95% de las sustancias
químicas conocidas son
compuestos del carbono y
más de la mitad de los
químicos actuales en el
mundo se denominan a sí
mismos químicos orgánicos.
Todos los compuestos
responsables de la vida (ácidos
nucleicos, proteínas, enzimas,
hormonas, azúcares, lípidos,
vitaminas, etc.) son 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.
La Química Orgánica es la parte de la química que estudia
los Compuestos de Carbono

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

5. 1850’s
• Estructura interna de los radicales: la
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.
1930’s-1940’s
• Planteamiento de la Teoría de la
Resonancia.
• Desarrollo de la Espectroscopía de
rayos X.
• Desarrollo de la Espectrometría de
masas.
1950’s
• Análisis conformacional: estereoquímica
del ciclohexano.
• Descubrimiento de la Resonancia
Magnética Nuclear.
1840’s-1850’s  Ordenación por tipos de compuestos.
 La unificación de radicales y tipos.

6. 2.- Estructura de los átomos

7. Núcleo
Cubierta electrónica
MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO
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
OCTETO
ELECTRÓNICO
Lewis
ENLACE-VALENCIA
Heitler-London
ORBITAL
MOLECULAR
Mulliken-Hund
Compartición de
electrones
Solapamiento de O.A.
Formación de O.M.
GEOMETRÍA
Método de repulsión de
electrones de la capa
de valencia
Hibridación de O.A
Orbitales moleculares
TEORÍA

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

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
Formal
=
Número e
Capa
valencia
- Número e
Desapareados
+
Mitad e
compartidos

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 CO3
2–
, 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 CO3
2–
, 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. (N,N-dimetilamino)piridina
DMAP
Nitrometano
Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y 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.
R
OH
O
R
OH
O
3. Cuando en dos formas resonantes existe separación de carga es más
estable aquella que tiene las cargas más alejadas.

39. 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
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

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
tetraédrica
Cuatro enlazados
Molécula piramidal
Tres enlazados
Molécula angular
Dos enlazados
No enlazado-
No enlazado
No enlazado-
Enlazado
Enlazado-
Enlazado
Repulsión
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
un átomo de H
Orbital 1s semiocupado de
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
Todos los enlaces C-H del metano son idénticos
HIBRIDACIÓN
sp3
METANO
El carbono sólo podría
formar dos enlaces C-H

57. sp
sp3
3
–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. sp
sp2
2
–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
Tipo de compuesto
Carbocatión
(ion carbenio)
Radical
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
sp2
BENCENO
C6H6
Kekule
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. (Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)
HIBRIDACIÓN
sp
ACETILENO

69. sp
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
Tipo Aminas
Sales de
amonio
Alcoholes
Éteres
Alcóxidos
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. .
sp
Nitrógeno
Los nitrilos son compuestos estables
Estructura
Tipo Nitrilos
Geometría Lineal

75. PARÁMETROS DE ENLACE Enlace
Longitud típica
(A)
Momento
dipolar (D)
Energía de
disociación
(kcal/mol)
C-H 1.07 0.40 99
X-H
1.01(N)
0.96(O)
1.31(N)
1.51(O)
93(N)
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. Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados
tienen cierta diferencia de electronegatividad
3.6.- Enlace covalente polar: Polaridad de los enlaces y las moléculas

81. A B
Más electro-
negativo
Menos electro-
negativo
Dipolo
δ+
δ−
Electronegatividades de algunos elementos
H
2.2
Li
1.0
Be
1.6
B
2.0
C
2.6
N
3.0
O
3.4
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.3
Al
1.6
Si
1.9
P
2.2
S
2.6
Cl
3.2
K
0.8
Br
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).
Cada enlace tiene un momento dipolar “µ” (magnitud vectorial que
depende de 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).

82. Momentos Dipolares de enlaces
Enlace
Momento Dipolar,
D
Enlace
Momento Dipolar,
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 polares.
.
Tienen Σ µ no nulo:
Moléculas con un sólo enlace
covalente. Ej: HCl.
Moléculas angulares, piramidales, ....
Ej: H2O, NH3
Moléculas apolares
Moléculas apolares.
Tienen Σ µ nulo:
Moléculas con enlaces apolares.
Ej: H2, Cl2.
Moléculas simétricas Σ µ = 0.
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
C2
H6
O C4
H10
Formula Estructural
Fórmula Desarrollada Formula Esqueletal
En 2 D En 3 D

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

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

90. alcoholes
fenoles
-OH
CH3
-CH2
-OH
Etanol
Ph-OH
Fenol
éteres -O-
CH3
-CH2
-O-CH2
-CH3
Dietiléter
Clase Grupo funcional Ejemplo
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. nitrilos -C≡N
CH3
CN
Acetonitrilo
nitroderivados -NO2
CH3
NO2
Nitrometano
iminas
Metilimina de lapropanona
tioles -SH
CH3
-CH2
-SH
Etiltiol
sulfuros -S-
(CH3
)2
S
Dimetilsulfuro
sulfonas -SO2
- CH3
SO2
CH3
Dimetilsulfona
ácidos sulfónicos -SO2
-OH CH3
CH2
CH2
SO2
OH
Ácido propanosulfónico
Clase Grupo funcional Ejemplo

93. 4.3.- EL NOMBRE DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Nombre
Molecular
Formula
Estructural
Formula
Isomeros Nombre
Molecular
Formula
Estructural
Formula
Isomeros
Metano CH4
CH4 1 hexano C6
H14
CH3
(CH2
)4
CH3 5
Etano C2
H6
CH3
CH3 1 heptano C7
H16
CH3
(CH2
)5
CH3 9
propano C3
H8
CH3
CH2
CH3 1 octano C8
H18
CH3
(CH2
)6
CH3 18
butano C4
H10
CH3
CH2
CH2
CH3 2 nonano C9
H20
CH3
(CH2
)7
CH3 35
pentano C5
H12
CH3
(CH2
)3
CH3 3 decano C10
H22
CH3
(CH2
)8
CH3 75
Grup
o
CH3
–
C2
H5
–
CH3
CH2
CH2
– (CH3
)2
CH– CH3
CH2
CH2
CH2
– (CH3
)2
CHCH2
– CH3
CH2
CH(CH3
)– (CH3
)3
C– R–
Nom
bre
Metil Etil Propil Isopropill Butil Isobutil sec-Butil
tert-
Butil Alquil
ALCANOS
GRUPOS ALQUILO

94. Nombre Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano Cicloheptano Cicloalcano
Molecular
Formula
C3
H6
C4
H8
C5
H10
C6
H12
C7
H14
Cn
H2n
Estructural
Formula
(CH2
)n
Esqueletal
Formula
CICLOALCANOS

95. Reglas IUPAC para nombrar alcanos
1. Encuentre y numere 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.
3,4-dicloro-4-etil-5-metilheptano
3-metilhexano

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. 1.- (CH3
)2
C=CHCH2
C(CH3
)3
2.- (CH3
CH2
CH2
)2
C=CH2
3.- (C2
H5
)2
C=CHCH(CH3
)2
4.- CH2
=C(CH3
)CH(CH3
)C(C2
H5
)=CH2
¿Cuál es el nombre de los siguientes alquenos?

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
entre moléculas polares.
b) Interacciones moleculares
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. 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
)4
C (72) 9.5 (CH3
)4
Si (88) 27 CCl4
(154) 77
Forma Molecular
Esférica (CH3
)4
C (72) 9.5 (CH3
)2
CCl2
(113) 69 (CH3
)3
CC(CH3
)3
(114) 106
Lineal: CH3
(CH2
)3
CH3
(72) 36 Cl(CH2
)3
Cl (113) 121 CH3
(CH2
)6
CH3
(114) 126
Polaridad Molecular
No polar: H2
C=CH2
(28) -104 F2
(38) -188 CH3
C≡CCH3
(54) -32 CF4
(88) -130
Polar: H2
C=O (30) -21 CH3
CH=O (44) 20 (CH3
)3
N (59) 3.5 (CH3
)2
C=O (58) 56
HC≡N (27) 26 CH3
C≡N (41) 82 (CH2
)3
O (58) 50 CH3
NO2
(61) 101
Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de ebullición

111. 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.
Compuesto Formula
Punto de
ebullición
Punto de fusión
Pentano CH3
(CH2
)3
CH3 36ºC –130ºC
Hexano CH3
(CH2
)4
CH3 69ºC –95ºC
Heptano CH3
(CH2
)5
CH3 98ºC –91ºC
Octano CH3
(CH2
)6
CH3 126ºC –57ºC
Nonano CH3
(CH2
)7
CH3 151ºC –54ºC
Decano CH3
(CH2
)8
CH3 174ºC –30ºC
Tetrametilbutano (CH3
)3
C-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.!!!
Efecto de las Fuerzas intermoleculares sobre el Punto de fusión

112. 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
5.2. Interacciones moleculares por puente de hidrógeno

113. El agua, los
alcoholes y las
aminas primarias y
secundarias
pueden actuar
como 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?
N CH3
CH3
H3C N CH2CH3
H
H3C N CH2CH2CH3
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
Compuesto Fórmula
Mol.
Wt.
Punto
Ebullición
Punto
Fusión
Dimetiléter CH3
OCH3 46 –24ºC –138ºC
Etanol CH3
CH2
OH 46 78ºC –130ºC
Propanol CH3
(CH2
)2
OH 60 98ºC –127ºC
Dietileter (CH3
CH2
)2
O 74 34ºC –116ºC
Propilamina CH3
(CH2
)2
NH2 59 48ºC –83ºC
Metilaminoetano CH3
CH2
NHCH3 59 37ºC
Trimetilamina (CH3
)3
N 59 3ºC –117ºC
Etilenglicol HOCH2
CH2
OH 62 197ºC –13ºC
Ácido acético CH3
CO2
H 60 118ºC 17ºC
Etilendiamina H2
NCH2
CH2
NH2 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. Tipo
compuesto
Compuesto
específico
g/100mL Moles/L
Compuesto
específico
g/100mL Moles/L
Hidrocarburo
s &
Haluros
alquilo
butano
hexano
ciclohexano
0.007
0.0009
0.006
0.0012
0.0001
0.0007
benceno
cloruro metileno
chloroform
0.07
1.50
0.8
0.009
0.180
0.07
Compuestos
con un
oxígeno
1-butanol
tert-butanol
ciclohexanol
fenol
9.0
completa
3.6
8.7
1.2
completa
0.36
0.90
etil éter
THF
furano
anisol
6.0
completa
1.0
1.0
0.80
completa
0.15
0.09
Compuestos
con dos
oxígenos
1,3-propanodiol
2-butoxietanol
ácido butanoico
ácido benzoico
completa
completa
completa
completa
completa
completa
completa
completa
1,2-
dimetoxietano
1,4-dioxano
acetate etilo
butirolactona
completa
completa
8.0
completa
completa
completa
0.91
completa
Compuestos
con nitrógeno
1-aminobutano
ciclohexilamina
anilina
pirrolidina
pirrol
completa
completa
3.4
completa
6.0
completa
completa
0.37
completa
0.9
trietilamina
piridina
propionitrilo
1-nitropropano
DMF
5.5
completa
10.3
1.5
completa
0.54
completa
2.0
0.17
completa
Solubilidad en agua de diferentes tipos de compuestos

120. 6.-ÁCIDOS Y BASES

121. 6.1.- ÁCIDOS ORGÁNICOS
Ácido: Especie
capaz de ceder
un ión hidrógeno
Ión hidroxonio
Base: Especie capaz
de aceptar un ión
hidrógeno
Equilibrio ácido-base de un ácido en agua
Definición Bronsted-Lowry
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. Deslocalización electrónica
por medio de un sistema π
que se extiende entre los dos
oxígenos y el carbono
Estabilidad ión acetato
Por ionización producirá el ión acetato CH3COO-
Resonancia entre dos formas idénticas
¿Qué ocurre con la carga negativa del ión acetato?
Alojamiento en un
átomo electronegativo
como el oxígeno
Acidez ácido acético

125. Por ionización producirá el ión fenóxido C6
H5
O-
Aquí el oxígeno aún conserva la mayor parte de la carga negativa original.
Eso hace que el fenol, aunque muy débil, tenga carácter ácido.
La deslocalización de la carga negativa estabiliza el ión fenóxido, pero no
con la eficacia del acetato.

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
CH3
COOH 4.76
CH3
CH2
COOH 4.87
CH3
CH2
CH2
COOH 4.82
La cadena carbonada disminuye la acidez
de los ácidos carboxílicos debido al efecto
dador de electrones de los grupos alquilo
El ión acetato es menos estable que el
formiato, en consecuencia, el ácido
acético es más débil que el fórmico

128. pKa
CH3
COOH 4.76
CH2
ClCOOH 2.86
CHCl2
COOH 1.29
CCl3
COOH 0.65
La presencia de átomos electronegativos en la
cadena carbonada aumenta la acidez del ácido
por deslocalización de la carga negativa del
ión carboxilato
El ácido tricloacético es un ácido fuerte
pKa
CH2
FCOOH 2.66
CH2
ClCOOH 2.86
CH2
BrCOOH 2.90
CH2
ICOOH 3.17
Cuanto más electronegativo es el
halógeno más fuerte es el ácido
pKa
CH3
CH2
CH2
COOH 4.82
CH3
CH2
CHClCOOH 2.84
CH3
CHClCH2
COOH 4.06
CH2
ClCH2
CH2
COOH 4.52
El efecto del halógeno es muy significativo si
se une al carbono adyacente al grupo
carboxílico. Su efecto en carbonos más
lejanos es muy poco significativo

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

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
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
¿Por qué la metilamina es más básica que el amoniaco?
Una explicación
El átomo de nitrógeno de la metilamina puede aceptar un protón con
más facilidad que el del amoniaco

133. pKb
CH3
NH2 3.36
CH3
CH2
NH2 3.27
CH3
CH2
CH2
NH2 3.16
CH3
CH2
CH2
CH2
NH2 3.39
La cesión de carga eléctrica es similar en
todos los grupos alquilo, por ello, las
demás aminas primarias alifáticas tienen
fuerzas básicas similares
Los iones que forma la metilamina al aceptar un protón son más
estables que los que forma el amoniaco
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
Otra explicación

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

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
Isomería de cadena
Isomería de posición
Isomería de función
Son isómeros que difieren entre sí en que sus
átomos están unidos de diferente forma
- 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
¿Cuántos isómeros tiene el butano?
¿Cuántos isómeros tiene el pentano?
Los isómeros de cadena difieren en la forma en que están unidos los
átomos de carbono entre sí para formar una cadena

141. ISOMERÍA DE POSICIÓN
Hay dos isómeros estructurales con
la fórmula molecular C3
H7
Br
Del alcohol con fó rmula molecular C4
H9
OH se obtienen:
Dos isómeros de posición Dos isómeros de cadena
Los isómeros de posición difieren en las posiciones que ocupan sus
grupos en la estructura carbonada

142. En los derivados del benceno se dan casos muy importantes de isomería de posición
Fó rmula molecular C7
H8
Cl

143. ISOMERÍA DE FUNCIÓN
Fórmula molecular C3H6O
2-propen-1-ol
Los isómeros de función difieren en sus grupos funcionales
- La forma en que están unidos los átomos da lugar a grupos funcionales
distintos
Fó rmula molecular C3
H6
O2

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

145. La transformación de unos en otros consiste en giros de grupos en
el espacio alrededor de enlaces sencillos
ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
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
La barrera energética a
superar para la interconversión
de estereoisómeros
configuracionales es alta
Diasteroisómeros
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?
ó
¿Son iguales sus pesos moleculares
y sus composiciones elementales?
SI NO No son isómeros
Son la misma
molécula
¿Son superponibles?
SI NO
Son isómeros Son isómeros
estructurales
¿Difieren únicamente en el arreglo
de sus átomos en el espacio?
NO
SI
Son estereoisómeros
Son estereoisómeros
configuracionales
Son estereoisómeros
conformacionales
SI
¿Son aislables a temperatura
ambiente o próxima a ella?
NO
SI
¿Es uno de ellos superponible con
la imagen en el espejo del otro?
NO
Son enantiómeros
Son quirales
¿Son superponibles con sus
respectivas imágenes en el espejo?
SI
NO Son aquirales
Son diasteroisómeros

153. 1. Para cada uno de los compuestos siguientes, decir si su enlace es
covalente, iónico o una mezcla de covalente y iónico.
a) NaCl b) CH3Li c) CH2Cl2 d) HCO2Na
2. Para cada uno de los compuestos siguientes, escríbase una formula
electrónica simple, suponiéndolos todos completamente covalentes.
Considérese que cada átomo tiene un octeto completo (excepto el
hidrogeno, por supuesto) y que dos átomos pueden compartir mas de un
par de electrones.
1. a) H2SO4 b) C2H4 c) CH2O2d) COCl2
3. Construir una estructura de Lewis para cada uno de los compuestos
siguientes. Incluir todos los pares de electrones no compartidos
a) CH3CHCHCH2CHCHCOOH b) NCCH2COCH2CHO
4. De lo que recuerde de las electronegatividades, indicar la dirección de los
momentos dipolares de los siguientes enlaces:
a) C-Cl b) C-B c) C-O d) O-H
Predecir, para cada caso, si el momento dipolar es grande o pequeño.

154. 5. Para cada uno de los compuestos siguientes, decir si su enlace es covalente,
iónico o una mezcla de covalente e iónico.
a) CH2Cl2 b) CF4 c) CH3Li
6. Escribir una estructura de Lewis para cada una de las formulas siguientes:
a) HCN b) C3H4 (dos dobles enlaces)
Encerrar cualquier par aislado (par de electrones no compartidos) en las estructuras
que se representan.
7. Calcular la carga formal de cada átomo (excepto el hidrógeno) en los componentes
y iones siguientes:
a)(CH3)2O-BF3 b) NH4Cl
8. Representa las estructuras de resonancia importantes para las siguientes
moléculas y iones:
a)NO3-
b) NO2-
9. En cada uno de los siguientes pares de enlaces decida cuál es el mas polar e
indique los polos negativos y positivos
a) Si-O b) B-Cl c) N-B