Ejercicios para la Introducción a la Química Orgánica - Juan A Llorens Molina - Mauricio Ortega Cruz

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Ejercicios para
la introducción a la
química orgánica
Juan A. Llorens Molina
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PRÓLOGO
La colección de ejercicios que se presenta en estas páginas tiene como objetivo 
servir de apoyo a los estudiantes que comienzan sus estudios universitarios en 
aquellas carreras científico-técnicas en cuyos primeros cursos se introducen co-
nocimientos básicos de química orgánica.
A lo largo de las once unidades en que se divide el contenido de este libro se 
tratan las funciones orgánicas más importantes, incidiendo sobre todo en las re-
laciones entre estructura, propiedades físicas y reactividad. Por otra parte, se 
pretende también introducir al alumnado en los aspectos tecnológicos y medio-
ambientales relacionados con la asignatura.
Las tres primeras unidades tienen carácter introductorio. En ellas se tratan los 
conceptos más generales relacionados con la estructura, propiedades físicas y 
reactividad de los compuestos orgánicos, así como los distintos tipos de iso-
mería.
Las unidades siguientes están referidas a las principales funciones y todas ellas 
están estructuradas del mismo modo:
1. Formulación y generalidades. En estos ejercicios introductorios se 
tratan los aspectos más generales de cada función orgánica, principal-
mente, todo lo relacionado con la estructura de los grupos funcionales 
correspondientes. Al mismo tiempo, se proponen ejercicios para la apli-
cación de las normas fundamentales de formulación y nomenclatura.
2. Propiedades físicas. El objetivo de estos ejercicios es profundizar en 
las relaciones entre la estructura molecular (y particularmente, la natura-
leza e intensidad de las fuerzas intermoleculares) y las propiedades físicas, 
de modo que, a pesar de la complejidad que en muchos casos presentan 
estas relaciones, los alumnos adquieran y ejerciten criterios básicos para 
predecir las propiedades físicas de las sustancias.
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3. Reactividad. Constituye el núcleo de ejercicios más importante en cada 
unidad. En ellos se pretende contribuir a consolidar el conocimiento de 
aquellas reacciones más importantes y predecibles a partir de la estructu-
ra del grupo funcional. Se ha intentado diversificar al máximo el plantea-
miento de estos ejercicios incorporando los distintos tipos de preguntas 
que suelen emplearse en los exámenes de esta asignatura. En cada uni-
dad se plantean además uno o varios diagramas que pretenden propor-
cionar a los alumnos una visión global de los aspectos más importantes 
de la reactividad de cada función orgánica.
4. Tecnología, sociedad y medio ambiente. A través de estos ejercicios 
se intenta establecer relaciones entre los principales tipos de compuestos 
orgánicos implicados en cada unidad y sus principales aplicaciones, parti-
cularmente aquellas ligadas a problemas sociales o medioambientales. 
No se pretende en este apartado, ni mucho menos, incorporar de mane-
ra exhaustiva todos los temas potencialmente interesantes, sino mostrar a 
través de ejemplos adecuados, la importancia de la química orgánica en 
campos tales como la industria de los plásticos, los nuevos materiales, las 
aplicaciones agrícolas, productos naturales, etc.
5. Autoevaluación. En cada unidad se plantea una pequeña prueba (en-
tre 15 y 20 ítems de opción múltiple) con el objeto de que el alumnado 
pueda llevar a cabo una autoevaluación que le permita realizar un segui-
miento de su propio aprendizaje. Las soluciones de todas estas pruebas 
se hallan en un anexo al final del libro.
6. Soluciones. Al final de cada unidad se exponen las soluciones de todos 
los ejercicios. Se tratan con cierto detalle aquellas cuestiones conceptual-
mente más complejas. En las cuestiones de carácter más descriptivo se 
proporciona una respuesta orientativa que no pretende, por supuesto, 
abarcar toda la amplitud y riqueza que puede generar a través del trabajo 
de los alumnos.
Por último, es importante destacar que las fórmulas desarrolladas se han elabo-
rado con las versiones gratuitas más recientes de la aplicación informática 
ChemSketch, accesible para uso educativo a través de la página web:
www.acdlabs.com
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Índice
1. Introducción a la química orgánica .................................................... 13
2. Aspectos generales de las reacciones orgánicas .................................. 39
3. Isomería ............................................................................................. 61
4. Hidrocarburos (I). Alcanos y cicloalcanos. Industria petroquímica ..... 85
5. Hidrocarburos (II). Alquenos y alquinos. Dienos y polienos.
Polímeros de adición ......................................................................... 109
6. Hidrocarburos (III). Benceno. Compuestos aromáticos ...................... 143
7. Compuestos halogenados. Reacciones de sustitución nucleófila y 
eliminación ........................................................................................ 173
8. Alcoholes, fenoles, éteres y epóxidos ................................................. 197
9. Aldehídos y cetonas ........................................................................... 223
10. Ácidos carboxílicos y derivados ......................................................... 253
11. Aminas y otros compuestos nitrogenados .......................................... 293
Solución a las autoevaluaciones ................................................................ 319
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UNIDAD 1
Introducción a la química orgánica
Generalidades. Formulación y nomenclatura
Determinación experimental de las fórmulas empírica
y molecular de las sustancias orgánicas 
1.1. Una muestra de 1,621 g de etanol fue analizada por combustión. El etanol 
está formado exclusivamente por los elementos C, H y O. Las masas de agua y 
dióxido de carbono obtenidas fueron 1,902 g y 3,095 g, respectivamente. Obten-
ga la composición porcentual másica del etanol y determine su fórmula empírica.
1.2. La estricnina es un alcaloide obtenido de las semillas de Strychnos nux 
vomica tradicionalmente utilizado en la preparación de cebos envenenados y 
como raticida. Su composición porcentual en masa es: 75,450% de C; 6,587% 
de H; 8,383% de N y 9,581% de O. Determine su fórmula empírica.
1.3. Un compuesto orgánico está formado por C, H, N y O. Al quemar 8,9 g de 
este compuesto se obtuvieron 2,7 g de agua y 8,8 g de dióxido de carbono. Al 
mismo tiempo se determinó el contenido en N total por el método de Kjeldhal, 
siendo del 15,7% en masa. Al vaporizar el compuesto a 270 ºC y a una presión 
de 3 atmósferas se encontró que 100 mL de vapor tenían una masa de 1,2 g.
Determine las fórmulas empírica y molecular de este compuesto.
El enlace en la química del carbono 
1.4. Represente los diagramas de Lewis de las sustancias cuyas fórmulas mole-
culares son: C2H6; C2H4; C2H2; CH3Cl; CH3NH2; CH3OH.
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14 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
1.5. Represente las siguientes fórmulas desarrolladas mediante representacio-
nes de esqueleto.
a) CH3 CH2 CH2 CH3 b) CH3 CHOH CH3
c) CH3 CH CH CH2 CH3 d) CH3 CHCl CH2 CH3
e) CH3 CH2 CH2 NH2 f) CH3 CO CH2 CH3
g) CH3 CHO h) CH3 CH2 COOH
1.6. Escriba la fórmula molecular correspondiente a cada una de las siguientes 
estructuras:
a) CH3 CH3
CH3CH3
b)
CH3
c) CH3 CH3
CH3
d) CH3 CH3
CH3 OH
e) CH3
CH3
NH2
O
f) CH3
OH
O
OH
1.7. Indique los radicales y grupos funcionales presentes en las siguientes molé-
culas, señalando también la función orgánica a que dan lugar:
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 15
a) CH3CH2OH b) CH3NH2
c) CH3 O
OH
d)
O
CH3
e) CH3 O
CH3
f) CH3
CH3
CH3 O
g)
O
O
CH3
h)
CH3
O
NH2
1.8. La siguiente estructura abreviada corresponde al geraniol, producto natural 
utilizado en perfumería. Escriba su fórmula molecular.
CH3
OH
CH3 CH3
1.9. Experimentalmente, sólo se conoce una sustancia que responde a la fór-
mula CH2Cl2 ¿Qué conclusiones podemos obtener de este hecho en cuanto al 
tipo de enlaces que puede formar el C?
1.10. Escriba las estructuras de Lewis de los siguientes hidrocarburos: metano, 
eteno (etileno) y etino (acetileno) y prediga el valor aproximado de los ángulos 
de enlace en dichas moléculas.
1.11. ¿Por qué la entalpía de formación del llamado �doble enlace� C C no es 
el doble de la correspondiente al enlace C C?
1.12. ¿Qué tipo de hibridación podemos asignar al C en los alcoholes, fenoles 
y éteres? ¿Y al O? ¿Por qué?
1.13. Cite todas las hibridaciones que poseen los átomos de C y O en la molé-
cula de CH3COOH y explique la formación de todos los enlaces dobles que 
aparecen en la misma.
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16 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
1.14. ¿Por qué no existe una química similar a la del carbono basada en el sili-
cio, que también es tetravalente? Relacione este hecho con los valores de las si-
guientes entalpías medias de formación de enlace, expresadas en kJ ·mol 1:
H H 435 N N 209 Si O 452
Si Si 222 C O 358 C C 345
1.15. Represente las posibles estructuras de Lewis para la molécula de formal-
dehído (metanal), cuya fórmula molecular es CH2O y para el anión carbonato 
(CO3
2 ). Calcule la carga formal de cada uno de los átomos en estas especies.
1.16. Represente las formas canónicas de resonancia del ión acetato.
1.17. Los desplazamientos electrónicos que tienen lugar en las reacciones quí-
micas se representan mediante la convención de las flechas curvas. En el ejem-
plo de la figura ¿Cuál será la estructura molecular consecuencia del desplaza-
miento electrónico descrito?
CH3 NH2
O
1.18. Escriba la fórmula desarrollada del 1,3-butadieno y represente las estruc-
turas de Lewis de las diferentes formas canónicas de resonancia. ¿Cómo inter-
preta el hecho de que las longitudes de enlace C C y C C en el 1,3 butadieno 
sean 0,146 nm y 0,135 nm, respectivamente, mientras que en el etano la longi-
tud del enlace C C es 0,154 nm y la del enlace C C en el eteno es de 
0,133 nm?
Propiedades físicas
Las fuerzas intermoleculares en los compuestos orgánicos 
1.19. Indique cuáles de entre las siguientes moléculas son polares:
a) CH3
O
CH3 b)
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 17
c) CH3 OH
d) CH3
O
H
e)
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
f) N
CH3
CH3
CH3
1.20. De las siguientes sustancias ¿Cuáles pueden formar enlaces por puentes 
de hidrógeno entre sus propias moléculas?
a) C2H6 b) CH3OH c) CH3 CH2 CH2 NH2
d) CH3 O CH3 e) CH3Cl
1.21. ¿Cómo puede justificarse la elevada temperatura de ebullición del nitro-
metano (CH3NO2) (101,5 ºC) frente a la del butano ( 0,5 ºC) pese a que sus 
masas moleculares son muy parecidas (61 y 58, respectivamente)?
1.22. ¿Cómo puede explicarse la diferencia entre las temperaturas de ebullición 
entre el o-difenol y el p-difenol? (240 ºC y 286 ºC, respectivamente)
OH
OH
OH
OH
1.23. ¿Por qué el cis-2-buteno tiene una temperatura de fusión más baja 
( 138,9 ºC) que el trans-2-buteno ( 105,6 ºC)?
1.24. Interprete los valores de las temperaturas de ebullición de las sustancias 
cuyas estructuras se representan en la siguiente figura:
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18 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
1.25. Interpretar la siguiente gráfica, en la que se muestra la variación en las 
temperaturas de ebullición de series homólogas de distintos tipos de sustancias.
1.26. Interpretar los datos de la siguiente tabla:
Tª ebullición (ºC) Masa molar (g ·mol�1)
etano 88 30
metanol 65 32
agua 100 18
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 19
Tª ebullición (ºC) Masa molar (g ·mol�1)
sulfuro de hidrógeno 62 34
dimetiléter 24 46
etanol 78 46
propanol 97 60
propilamina 50 59
1.27. Interprete las diferencias entre los valores de las temperaturas de fusión 
para cada uno de los siguientes pares de sustancias:
a) CH3 Cl Mr 50 Tªf: 97 ºC
b) CH3 CH2 CH2 Cl Mr 58 Tªf: 138 ºC
c) CH3 (CH2)8 CH2OH Mr 158 Tªf: 6 ºC
d) CH3 (CH2)9 CH3 Mr 154 Tªf: 25,6 ºC
e) hexano Tªf: 95,3 ºC
f) ciclohexano Tªf: 6,6 ºC
g) n-butanol Tªf: 90 ºC
h) terc-butanol (trimetilmetanol) Tªf: 25 ºC
Solubilidad y otras propiedades físicas 
1.28. Indique una característica molecular que implique una disminución de la 
solubilidad en agua de la correspondiente sustancia.
1.29. ¿Qué factores de tipo estructural, relacionados con el enlace químico, fa-
vorecen la solubilidad en agua de una sustancia?
1.30. Interprete las diferencias de solubilidad en agua siguientes:
a) ácido acético Muy soluble
ácido esteárico CH3 (CH2)16 COOH Insoluble
b) n-butanol 7,9 g /100 mL
terc-butanol Muy soluble
butilamina Muy soluble
dietiléter 8,0 g /100 mL
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20 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
1.31. El 1-propanol o alcohol propílico (CH3CH2CH2OH) y el metil etil éter 
(CH3OCH2CH3) tienen prácticamente la misma masa molar, sin embargo la 
temperatura de ebullición del primero es de 97,4 ºC y la del segundo 10,4 ºC.
Explique esta diferencia.
1.32. Desde el punto de vista estructural ¿Cuál es la causa de que una molécu-
la tenga propiedades tensoactivas?
1.33. ¿Cuál es la diferencia esencial, desde el punto de vista del enlace quími-
co, entre un polímero termoestable como la baquelita y otro termoplástico como 
el polietileno?
1.34. ¿A qué se denomina cristalinidad de un polímero? ¿En qué propiedades 
físicas se manifiesta?
Tecnología, sociedad y medio ambiente
1.35. Explique brevemente qué se entiende por vitalismo y qué hecho experi-
mental puso en cuestión tal teoría.
1.36. La posibilidad de aislar y purificar las sustancias fue el paso necesario 
para el estudio sistemático de sus propiedades físicas y químicas. Enumere tres 
técnicas experimentales para el aislamiento y purificación de sustancias puras a 
partir de productos naturales.
1.37. La siguiente figura representa el esquema básico del aparato de Orsay, 
que permite obtener la composición centesimal de una sustancia orgánica a 
partir de los productos de su combustión:
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 21
¿Qué información nos proporcionan estos resultados acerca de una determina-
da sustancia?
1.38. Indique tres sustancias de uso alimentario que se obtengan mediante pro-
cesos de fermentación. Señale en cada caso qué sustancia experimenta dicho 
proceso y cuál es el agente que lo produce.
1.39. Enumere 5 especies botánicas empleadas en la obtención de aceites 
esenciales. Indique al menos tres procesos que permitan su aislamiento a partir 
del material vegetal.
1.40. En 1859 y 1874 tienen lugar dos aportaciones fundamentales al desarro-
llo de la química orgánica por Kekulé y Van�t Hoff y Lebel, respectivamente. 
Indique brevemente en qué consistieron.
1.41. Relacione cada uno de los métodos experimentales enumerados en la 
columna de la izquierda con las aplicaciones citadas en la columna de la de-
recha:
1. Destilación A. Determinación del % de sólidos 
disueltos (azúcares en un zumo, 
por ejemplo)
2. Espectroscopia UV-visi-
ble
B. Separación e identificación de sus-
tanciasrelativamente volátiles
3. Refractometría C. Obtención de aceites esenciales
4. Extracción sólido-líquido 
(Soxhlet)
D. Separación de sustancias con dife-
rente temperatura de ebullición
5. Hidrodestilación (destila-
ción por arrastre de va-
por de agua)
E. Conocimiento de algunos aspectos 
de la estructura molecular
6. Cromatografía de gases F. Aislamiento de un componente 
particularmente soluble en un de-
terminado disolvente
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22 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
1.42. Cite, para cada uno de los usos tradicionales de los materiales citados, un 
producto de la química orgánica que los haya sustituido. Indique también cuá-
les son sus ventajas.
a) Cerámica para recipientes.
b) Vidrio para cristaleras y cubiertas en arquitectura.
c) Acero para cascos y otros elementos de protección.
d) Fibras naturales como la seda, lino o algodón.
1.43. Muchos productos fitosanitarios tradicionalmente utilizados en agricultura 
poseen un elevado impacto ambiental, hasta el punto de que en muchos casos 
su uso ha sido prohibido. Cite tres ejemplos de aportaciones de la química orgá-
nica al desarrollo de alternativas fitosanitarias de menor impacto ecológico.
1.44. Cite tres ejemplos de polímeros sintéticos utilizados en agricultura indi-
cando alguno de sus usos.
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 23
Autoevaluación
1. Los átomos de carbono que forman el triple enlace en los alquinos poseen 
una hibridación:
a) sp2 b) sp3 c) sp d) sp3d2
2. ¿Cuál de los siguientes productos puede obtenerse sin recurrir a materias pri-
mas derivadas de combustibles fósiles como el petróleo, la hulla o el gas natural?
a) Polietileno. b) Nilón. c) Fenol. d) Caucho.
3. ¿En cuál de los casos siguientes es correcto el orden decreciente de la tempe-
ratura de ebullición de las siguientes sustancias?
I. CH3CH2OH II. CH3 O CH3
III. CH3CH2CH2OH IV. CH3CH2CH2CH3
a) III I II IV b) I III II IV
c) IV II I III d) IV II III I
4. ¿Cuál de los siguientes alcoholes presentará una menor viscosidad?
a) 1-propanol- b) 1,2-propanodiol-
c) 1,2,3-propanotriol- d) Tendrán una viscosidad similar.
5. De entre las moléculas citadas a continuación indique la que posee un mayor 
momento dipolar:
a) Benceno. b) Tetracloruro de carbono.
c) Ciclohexano. d) Propanol.
6. ¿Cuál de las siguientes sustancias es más soluble en agua?
a) 1-butanol. b) Etilamina.
c) Tetracloruro de carbono. d) Ácido hexadecanoico (ácido palmítico).
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24 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
7. Los ángulos de enlace que presenta el carbono en el metanal (formaldehído) 
son de:
a) 120º (estructura plana).
b) 180º (estructura lineal).
c) 109º (estructura tetraédrica).
d) 90º entre el enlace carbono-oxígeno y 180º entre los enlaces carbono-hi-
drógeno.
8. Las distintas estructuras de Lewis correctas con que podemos representar 
una molécula se denominan:
a) Isómeros. b) Formas de resonancia.
c) Radicales libres. d) Hibridaciones.
9. ¿Cuál de los siguientes hechos ha de explicarse admitiendo la existencia en el 
átomo de C del metano de orbitales híbridos sp3 dirigidos según los vértices de 
un tetraedro?
a) El carácter covalente de los enlaces.
b) La valencia 4 del carbono.
c) La existencia de única una posible estructura para la molécula de dicloro-
metano.
d) La existencia de isómeros ópticos en la química del carbono.
10. La entalpía media de formación del enlace C C es 346 kJ/mol. ¿Cuál de 
los siguientes valores corresponde a la entalpía media de formación del enlace 
C C?
a) 692 kJ/mol. b) 173 kJ/mol.
c) 611 kJ/mol. d) 1.038 kJ/mol.
11. El doble enlace frente al enlace simple �
a) Es más reactivo.
b) Es más corto.
c) Tiene mayor entalpía de formación de enlace.
d) Son correctas todas las opciones anteriores.
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 25
12. Actualmente, cuando hablamos de la �Química Orgánica� nos referimos a...
a) Las sustancias de origen vegetal o animal, exclusivamente.
b) La química del carbono.
c) Los productos derivados del petróleo.
d) A Todos los productos de origen vegetal o animal, así como a sus deri-
vados.
13. El enlace característico entre los átomos que forman las moléculas orgáni-
cas es el...
a) Iónico. b) Covalente.
c) Puentes de hidrógeno. d) Covalente dativo.
14. La fórmula molecular correspondiente a la representación de la figura es:
CH3
O
OH
a) C11H20O2 b) C8H18O2
c) C11H18O2 d) C8H20O2
15. ¿Cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?
I. Los átomos de carbono u oxígeno que forman parte de una proteína 
son diferentes de los que constituyen un mineral como el carbonato 
de calcio.
II. En la Naturaleza existen 92 elementos químicos y constituyen la tota-
lidad de la materia, tanto la de los seres vivos como la de los seres 
inertes.
III. Las sustancias orgánicas están formadas por moléculas y éstas, en es-
tado sólido, forman estructuras cristalinas.
IV. Las sustancias orgánicas nunca forman estructuras cristalinas.
a) Son correctas I y III. b) Son correctas II y IV.
c) Son correctas I y IV. d) Son correctas II y III.
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26 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Soluciones
1.1. 52,10% de C; 13,13% de H y 34,8% de O; C2H6O, que coincide con la 
molecular.
1.2. C21H22N2O2
1.3. C2H3NO3; C4H6N2O6
1.4. a) C C
H
H H
H
HH b) C C
H
H H
H
c) H C C H d) C Cl
H
H
H
e) C N
H
H
H
H
H
f) C O
H
H
H H
1.5. a) CH3
CH3
b)
CH3 CH3
OH
c) CH3 CH3 d)
CH3
CH3
Cl
e) CH3
NH2
f)
CH3
CH3
O
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 27
g) CH3
O h) CH3
O
OH
1.6. a) C12H26 b) C10H20 c) C12H22
d) C12H24O e) C6H13NO f) C10H20O3
1.7. grupo funcional radical función
a) hidroxilo etilo alcohol
b) amino metilo amina
c) carboxilo propilo ácido carboxílico
d) carbonilo metilo aldehído
e) alcoxilo etilo y metilo éter
f) carbonilo isopropilo y etilo cetona
g) alcoxicarbonilo fenilo éster
h) carboxamida etilo amida primaria
1.8. C10H18O.
1.9. Si la molécula fuera plana habría dos posibles estructuras:
La no existencia de isómeros en el diclorometano solamente puede explicarse 
si los cuatro enlaces están dirigidos en las direcciones de los vértices de un te-
traedro.
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28 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
1.10. Los ángulos dependen del tipo de hibridación. En el enlace simple (sp3)
es de 109,5º, en el enlace doble (sp2), de 120º y en el triple (sp) de 180º.
C H
H
H
H
109,5º
C C
H
H
H
H 120º
C C HH
180º
1.11. Los enlaces dobles y triples se forman por el establecimiento de enlace 
que implican un menor solapamiento que los enlaces y por tanto no contribu-
yen del mismo modo a la fortaleza del enlace.
1.12. La hibridación sp3 en ambos casos. En estos compuestos los enlaces son 
simples, formados por un único enlace sigma. Tanto los alcoholes como los fe-
noles y los éteres pueden considerarse estructuralmente derivados del agua al 
sustituir uno o dos de los átomos de H por radicales alquilo o arilo:
agua metanol dimetiléter
En la figura anterior se muestra la estructura de agua, metanol y dimetiléter re-
presentándose los orbitales híbridos sp3 del C y el O (en gris) así como el orbital 
1s del H.
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 29
1.13.
electrones no enlazados
del oxígeno en el grupo 
carbonilo
enlace sigma entre losorbitales
sp2 del C y del O
enlace pi formado por los orbitales pz sin
hibridar de los átomos de C y O
orbitales híbridos
sp3 del C
orbitales 1s del
hidrógeno
orbitales híbridos sp3 del O
pares no enlazados del oxígeno
en el grupo -OH
enlace sigma entre los
orbitales sp3 del C del
grupo metilo y sp2 del
C del grupo carbonilo
enlace sigma entre los orbitales 
sp2 del C del grupo carbonilo y 
un orbital sp3 del oxígeno del 
grupo hidroxilo
 
C
C
O
O
H
H
H
H
1.14. Dos razones fundamentales:
de vista cinético. Ello implica la posibilidad de formar estructuras basa-
das en enlaces carbono-carbono.
Si son más débiles y más reacti-
vos. En la atmósfera terrestre, rica en oxígeno, tienden a formarse es-
tructuras basadas en fuertes enlaces Si O como en el cuarzo y los sili-
catos (comparar con los enlaces C O), así como en los polisiloxanos o 
siliconas (macromoléculas basadas en cadenas Si O Si�)
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30 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
...
O
Si
O
Si Si
O
Si
O
Si
O
Si
R
R
R
R
R
O
R
R
R
R
...
R
R R
1.15.
 
CH2 O CH2
+
O
-�
Cálculo de las cargas formales Carbono:
4 6/2 1
 Oxígeno:
 6 6 2/2 1Carbono:
4 8/2 0
 Oxígeno:
 6 4 4/2 0
Formas canónicas de resonancia y cargas formales en el ion CO3
2
C O
O
-
O
-
C O
-
O
O
-
C O
-
O
-
O
6-6-2/2 = �1 4-8/2 = 0
6-4-4/2 = 0
�
�
�
�
�
�
6-6-2/2 = �1
1.16.
1.17. CH3 NH2
+
O
-�
1.18. En el 1,3 butadieno podemos escribir diferentes estructuras de Lewis que 
son correctas desde el punto de vista de la regla del octeto. A estas diferentes 
estructuras de Lewis las denominamos formas canónicas de resonancia
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 31
Los enlaces dobles del butadieno son similares a los del eteno mientras que los 
simples son algo más cortos que en el etano. Eso significa que en el 1,3-buta-
dieno los electrones no están localizados entre los carbonos 1-2 y 3-4 sino que 
se hallan deslocalizados en la molécula, tal como se representa en la siguiente 
figura:
1.19. Atendiendo a las diferencias de electronegatividad (presencia de enlaces 
polares) y a la geometría de las moléculas (existencia de una resultante no nula 
en el momento dipolar), son moléculas polares: a), c), d) y f).
1.20. Aquellas en las que haya enlaces O H o N H. En los ejemplos propues-
tos formarán puentes de hidrógeno: CH3OH, CH3 CH2 CH2 NH2. En el caso 
del CH3 O CH3 podrá formar puentes de hidrógeno con el agua u otro disol-
vente prótico, explicándose así su solubilidad, pero no entre sus propias molé-
culas (ello explica su baja temperatura de ebullición).
1.21. Por las interacciones dipolo-dipolo que se presentan en el nitrometano, 
ya que se trata de una molécula polar.
1.22. En el o-difenol pueden formarse puentes de hidrógeno intramoleculares
y en el p-difenol intermoleculares, lo cual hace que su temperatura de ebulli-
ción sea mayor al haber una interacción más intensa entre sus moléculas.
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32 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
OH
OH
OH
OH
OH
OH
1.23. Las estructuras más regulares, con mayor facilidad para el empaqueta-
miento, experimentan fuerzas intermoleculares más intensas en estado sólido, 
aumentando la temperatura de fusión.
1.24. Si observamos los modelos moleculares de estas sustancias podemos 
comprobar que la posibilidad de acercamiento entre las moléculas será mayor 
cuanto más larga y lineal sea la molécula, siendo por tanto mayor la intensidad 
de las fuerzas intermoleculares y más elevada la temperatura de ebullición.
n-hexano 2-metilpentano
2,3-dimetilbutano 2,2-dimetilbutano
1.25. Las diferencias entre las temperaturas de ebullición pueden explicarse a 
partir del tipo de interacciones existentes entre las moléculas. En los alcanos, las 
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 33
interacciones entre dipolos instantáneos e inducidos, propias de las moléculas 
apolares (fuerzas de London) son muy débiles, de ahí las bajas temperaturas de 
ebullición En los aldehidos y cetonas, los enlaces C O son polares como conse-
cuencia de la electronegatividad del oxígeno y por la geometría molecular, tam-
bién son polares las moléculas. Las interacciones son dipolo-dipolo, más fuertes, 
aumentando la temperatura de ebullición.
En los alcoholes, la formación de puentes de hidrógeno eleva considerablemen-
te la temperatura de ebullición, efecto que se ve reforzado en los ácidos car-
boxílicos, al poseer también el grupo carbonilo C O, que por efecto inductivo 
aumenta la polaridad del enlace O H y la intensidad de los puentes de hidró-
geno. De cualquier modo, en los ácidos carboxílicos el aumento en la tempera-
tura de ebullición puede explicarse también por la formación de dímeros al for-
marse puentes de hidrógeno entre los grupos carbonilo y carboxilo de dos mo-
léculas:
CH3
O
OH
CH3
O
OH
1.26. La presencia de puentes de hidrógeno en los compuestos que poseen el 
grupo OH da lugar a fuerzas intermoleculares mucho más intensas y, por tan-
to, a un aumento en las temperaturas de ebullición.
En el caso del dimetiléter, las fuerzas intermoleculares son del tipo dipolo-dipo-
lo, no tan intensas como el enlace de hidrógeno pero mayores que entre los hi-
drocarburos de masa molecular similar. Por este motivo, la temperatura de 
ebullición es más baja ( 24 ºC) que la del etanol (78 ºC), de la misma masa 
molar. Entre las aminas y los alcoholes la diferencia puede explicarse teniendo 
en cuenta que por ser más electronegativo el O que el N, los puentes de hidró-
geno formados a través del grupo OH son más intensos.
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34 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
1.27. Para explicar las diferencias entre los pares de sustancias propuestos de-
ben considerarse los siguientes factores: presencia de grupos polares, longitud 
de la cadena carbonada y presencia de ramificaciones (disminución de la super-
ficie relativa). Entre a) y b) la diferencia puede explicarse teniendo en cuenta la 
distinta longitud de la cadena carbonada.
Entre c) y d) la diferencia puede explicarse por la presencia del grupo OH,
capaz de establecer enlaces de hidrógeno. Entre e) y f) debe considerarse la fa-
cilidad de empaquetamiento en el ciclohexano como consecuencia de su mayor 
planaridad (téngase en cuenta la libre rotación de los enlaces C C en las molé-
culas de hidrocarburos lineales)
Entre g) y h) la diferencia es debida al predominio del efecto del grupo polar 
sobre la cadena carbonada.
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 35
1.28. La longitud de la cadena carbonada.
1.29. La presencia de grupos polares y la posibilidad de formar enlaces de hi-
drógeno.
1.30. a) Efecto de la cadena carbonada que, en el caso del ácido esteárico, 
predomina sobre el efecto de grupo carboxilo haciendo que dicha sustancia sea 
insoluble en agua.
n-butanol terc-butanol butilamina dietiléter
Entre el n-butanol y el terc-butanol la diferencia debe explicarse como conse-
cuencia del mayor predominio del efecto del grupo OH en este último, donde 
la cadena carbonada es más compacta y ejerce una influencia relativa menor. 
La mayor solubilidad de la butilamina respecto del alcohol análogo (n-butanol)
puede explicarse teniendo en cuenta que, por la menor electronegatividad del 
N, su par electrónico no enlazado está menos atraído y forma enlace de hidró-
geno con mayor facilidad con los átomos de H del agua.
1.31. El metoxietano no puede formar puentes de H (tan solo presentacierta 
polaridad) mientras que el 1-propanol sí.
1.32. La presencia, dentro de la misma molécula. de una cadena carbonada 
(lipófila) y un extremo susceptible de ionización (hidrófilo) como sucede en áci-
dos carboxílicos (R COO ) o sulfónicos (R SO3).
1.33. En los polímeros termoestables existen uniones entre las cadenas consti-
tuidas por enlaces covalentes (reticulación), por lo que la separación de las cade-
nas supone la ruptura de enlaces y, por tanto, un cambio químico. En los termo-
plásticos tan sólo existen fuerzas intermoleculares entre las cadenas, por lo que la 
separación y desplazamiento entre ellas no afecta a la naturaleza del polímero.
1.34. A la mayor o menor presencia de zonas en las que las cadenas se hallan 
dispuestas de modo alineado, estableciéndose una cierta ordenación. Desde el 
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36 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
punto de vista de las propiedades físicas ello trae consigo, generalmente, mayor 
dureza, densidad y resistencia mecánica.
1.35. El vitalismo consistía esencialmente en la consideración de la materia 
viva como intrínsecamente distinta de la materia inanimada, poseyendo una 
cualidad especial (�fuerza vital�) imprescindible para su formación. De esta ma-
nera, se creía que las sustancias orgánicas, características de los seres vivos, no 
podrían obtenerse a partir de la materia inanimada (�inorgánica�). La síntesis 
de la urea (producto típicamente orgánico) a partir del cianato de amonio (pro-
ducto inorgánico) realizada por Wöhler en 1828 supuso la puesta en cuestión 
del vitalismo y su progresivo rechazo. No obstante, es interesante destacar que 
desde la cultura científica popular todavía subsisten creencias y prejuicios muy 
ligados al vitalismo. Por ejemplo, la consideración de que ciertas sustancias pue-
den ser más beneficiosas o eficaces si proceden de productos naturales que si 
son sintéticos, cuando realmente la molécula es exactamente la misma.
1.36. Destilación, cristalización, extracción, cromatografía, etc., en sus numero-
sas técnicas.
1.37. La fórmula empírica de una sustancia orgánica combustible.
1.38. En la fermentación alcohólica la glucosa es transformada a etanol por 
hongos del género Saccharomyces. En la fabricación de yogures y quesos se 
produce la fermentación de la lactosa que se convierte en ácido láctico por las 
bacterias lactobacillus. En la obtención del vinagre tiene lugar la fermentación 
del etanol por la acción de las bacterias Mycoderma aceti.
1.39. Rosmarinus officinalis, L. (Romero); Thymus vulgaris (tomillo); Satureja
Montana, L. (ajedrea); Salvia officinalis (salvia); Lavandula angustifolia, L. (la-
vanda). Habitualmente los aceites esenciales se obtienen por destilación con 
arrastre de vapor de agua, pero también se obtienen por extracción con disol-
ventes orgánicos o la expresión en frío o raspado que se utiliza por ejemplo en 
la extracción de los aceites esenciales de las cortezas de naranja o limón.
1.40. En 1859 Kekulé propone su teoría estructural (Introducción de las fórmu-
las estructurales: representación de las posiciones relativas y las valencias de los 
átomos que forman la molécula). En 1874 Van�t Hoff y Lebel proponen la es-
tructura tetraédrica del carbono, haciendo posible la representación tridimensio-
nal de las moléculas orgánicas.
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UNIDAD 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA 37
1.41. Las relaciones correctas son:
1. Destilación D. Separación de sustancias con dife-
rente temperatura de ebullición
2. Espectroscopia UV-vi-
sible
E. Conocimiento de algunos aspectos 
de la estructura molecular
3. Refractometría A. Determinación del % de sólidos di-
sueltos (azúcares en un zumo, por 
ejemplo)
4. Extracción sólido-lí-
quido (Soxhlet)
F. Aislamiento de un componente par-
ticularmente soluble en un determi-
nado disolvente.
5. Hidrodestilación (des-
tilación por arrastre de 
vapor de agua)
C. Obtención de aceites esenciales
6. Cromatografía de ga-
ses
B. Separación e identificación de sus-
tancias relativamente volátiles
1.42. a) Diferentes termoplásticos como el polietileno o el polipropileno.
b) El metacrilato o el policarbonato, entre otros.
c) Kevlar (poliamida aromática).
d) Poliamidas como el nilón o poliésteres.
1.43. El desarrollo de las piretrinas, las aplicaciones de feromonas de atracción 
sexual para controlar las posibles de ciertos insectos, el empleo de extractos ve-
getales como el aceite de neem (su principio activo es la azadiractina) en agri-
cultura ecológica para el control de plagas.
1.44. PVC y polipropileno para conducciones e instalaciones de riego. Polieti-
leno en túneles, acolchados y cubiertas de invernadero. El poliestireno expandi-
do también se emplea en embalajes y bandejas con alveolos para siembras en 
semilleros.
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UNIDAD 2
Aspectos generales de las
reacciones orgánicas
Fundamentos termodinámicos
2.1. Estime las variaciones de entalpía estándar de las siguientes reacciones a 
partir de los datos sobre entalpías estándar de formación de enlace indicados.
HCl (g) H2C CH2 (g) CH3CH2Cl (g)
CH3CH2OH (g) H2C CH2 (g) H2O (g)
Datos de H 0f (enlace): H Cl: 432 kJ ·mol
1; C C: 615 kJ ·mol 1;
C H: 413 kJ ·mol 1; C Cl: 328 kJ ·mol 1;
H O: 463 kJ ·mol 1; C O: 351 kJ ·mol 1;
C C: 348 kJ ·mol 1.
2.2. La entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del propeno a propa-
no gaseoso es de 123,73 kJ ·mol 1 y la entalpía estándar de combustión del 
propano es 2.217,91 kJ ·mol 1. Dados los siguientes valores para las entalpías 
normales de formación del CO2 (g) y del H2O ( ): H
0
f (CO2 (g)) 393,13 kJ ·
mol 1; H 0f (H2O ( )) 285,49 kJ ·mol
1; calcule los valores de las entalpías 
estándar de combustión y de formación del propeno.
2.3. Dada la reacción: 2 C2H6 (g) 7 O2 (g) 4 CO2 (g) 6 H2O (g), calcule 
su variación de entalpía a partir de las entalpías medias estándar de formación 
de enlace.
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40 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
H 0f (C C) 345,3 kJ ·mol
1 H 0f (C O) 744,0 kJ ·mol
1
H 0f (C H) 412,6 kJ ·mol
1 H 0f (H O) 463,0 kJ ·mol
1
H 0f (O O) 496,0 kJ ·mol
1
¿Por qué se definen las entalpías de formación de enlace como valores pro-
medio?
2.4. Deseamos obtener cloruro de etilo y disponemos de etano y eteno, cloro y 
cloruro de hidrógeno. Podemos llevar a cabo dos reacciones:
a) C2H6 (g) Cl2 (g) C2H5Cl HCl (g)
b) C2H4 (g) HCl (g) C2H5Cl (g)
Dados los siguientes datos acerca de estas sustancias, proponga el método de 
síntesis más adecuado desde el punto de vista termodinámico:
S0 (proceso a): 2,09 J ·mol 1 ·K 1
S0 (proceso b): 128,6 J ·mol 1 ·K 1
H 0f (C2H5Cl (g)) 104,9 kJ ·mol
1
H 0f (HCl (g)) 91,96 kJ ·mol
1
H 0f (C2H6 (g)) 84,6 kJ ·mol
1
H 0f (C2H4 (g)) 52,5 kJ ·mol
1
2.5. Dada la reacción de combustión del metanol:
2 CH3OH ( ) 3 O2 (g) 2 CO2 (g) 4 H2O ( ); H
0 1.552,8 kJ
y los valores de las entropías molares estándar:
S0 (CH3OH ( )) 126,8 J ·K
1 ·mol 1
S0 (CO2(g)) 213,7 J ·K
1 ·mol 1
S0 (O2 (g) 205,0 J ·K
1 ·mol 1
S0 (H2O ( )) 70,0 J ·K
1 ·mol 1
Justifique la espontaneidad de dicha reacción en condiciones estándar y discuta 
la influencia de la temperatura en la misma. Justifique cualitativamente el valor 
de S0 para la reacción.
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 41
El desarrollo de las reacciones orgánicas
Revisión de algunos conceptos de cinética química 
2.6. Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa:
a) Una reacción elemental es una reacción unimolecular.
b) La energía de activación se libera cuando se forman los productos de la 
reacción.c) El complejo activado puede, durante el estado de transición, incluir el 
catalizador en su estructura.
d) Aunque los catalizadores se recuperan al finalizar la reacción, pueden 
haber participado activamente en ella e incluso haber experimentado 
cambios químicos temporales durante la misma.
e) Para una reacción dada, la molecularidad y el orden de reacción podrían 
ser iguales aunque generalmente no lo son.
f) La velocidad de una reacción que transcurre en una serie de etapas de-
penderá de la etapa más lenta de su mecanismo.
2.7. ¿Cuál es la diferencia esencial entre los intermedios de reacción y el estado 
de transición?
2.8. En la siguiente coordenada de reacción, interprete el significado de las 
energías indicadas mediante las flechas, así como el significado de A, B y C.
Intermedios de reacción: radicales libres e iones 
2.9. ¿Qué diferencia hay entre una ruptura homolítica y una heterolítica? ¿Qué 
tipo de intermedios de reacción se forman en cada caso?
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42 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
2.10. La reacción de cloración del metano puede transcurrir mediante un tipo 
de intermedios de reacción denominados radicales libres. Podemos considerar 
las siguientes etapas:
CH4 Cl H3C· HCl
H3C· Cl2 H3CCl Cl·
Represente la coordenada de reacción indicando la presencia de los intermedios 
y del estado de transición.
2.11. ¿De qué depende la estabilidad de los radicales libres?
2.12. Incluya en las siguientes frases alguna de las siguientes palabras:
homolítica 
heterolítica 
radical 
carbocatión (ión carbonio)
carbanión
positivo
negativo
a) En la ruptura __________________ un enlace se rompe de modo que a 
cada fragmento se le puede asignar uno de los electrones del enlace.
b) El producto de este tipo de ruptura, que posee un electrón desapareado 
se denomina________________.
c) En la ruptura _______________ un enlace se rompe de manera que uno 
de los fragmentos adquiere los dos electrones del enlace.
d) En la ruptura anterior el fragmento que se queda sin los electrones del 
enlace adquiere carga ______________ y se denomina _______________.
e) El fragmento que se queda con los dos electrones adquiere carga 
_____________ y se denomina _________________.
2.13. ¿Qué radical libre se formará preferentemente cuando el Cl· ataque a 
una molécula de propano? ¿Y si es de 2-metilpropano? ¿Por qué?
2.14. ¿Qué condiciones favorecen la presencia de intermedios iónicos en las 
reacciones orgánicas?
2.15. En las reacciones de adición a un doble enlace, ésta se produce sobre el 
carbono más sustituido (regla de Markovnikov). Justifique este hecho aplicando 
los criterios de estabilidad de los carbocationes.
2.16. Cuando el propano reacciona con el cloro puede formarse el 1-cloropro-
pano o el 2-cloropropano ¿Cuál se formará en mayor proporción? ¿Por qué?
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 43
2.17. ¿Cuál es la principal diferencia, desde el punto de vista de la catálisis, 
entre las reacciones que transcurren mediante radicales libres y mediante inter-
medios iónicos?
Electrofilia y nucleofilia 
2.18. Distinga entre reactivos electrófilos y nucleófilos, indicando un ejemplo 
de cada uno.
2.19. ¿Por qué el agua y el nitrógeno son especies nucleófilas si no tienen car-
ga negativa?
2.20. ¿Cuál será el producto de ...
a) La reacción entre el AlCl3 y el anión Cl
b) La reacción entre el etanol y el ion H .
2.21. Justifique el carácter nucleófilo de los alcoholes y las aminas.
Índices de oxidación del carbono en los compuestos orgánicos 
2.22. Señale el índice de oxidación de cada uno de los átomos de carbono en 
la siguiente molécula:
CH3
OH
O
OH
2.23. Calcule el índice de oxidación del carbono en cada una de las sustancias 
orgánicas que intervienen en la siguiente reacción. Justifique su carácter redox.
HO CH2 CHOH CH2OH 2 IO4 2 H2C O HCOOH 2 IO3 H2O
Efecto inductivo 
2.24. ¿Cuáles son los tipos de efecto inductivo? ¿Cuál es su origen?
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44 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
2.25. Prediga el tipo de efecto inductivo que producirán los grupos siguientes:
Cl, CCl3, PH2, C
O
H
; CH2CH3
2.26. Explique la diferencia entre los pKa de los ácidos trimetilacético, acético y 
tricloroacético.
pKa
CH3 COOH 4,76
(CH3)C COOH 5,05
Cl3C COOH 0,65
2.27. Explique la diferencia entre los pKa del etanol (15,9) y del terc-butanol (18).
Tipos generales de reacciones orgánicas 
2.28. Indique a qué tipo general de reacción corresponde cada uno de los si-
guientes ejemplos:
a) CH3 CH2 + BrH CH3 CH3
Br
b) CH3
CH3
OH
CH3 CH3 + OH2
c) CH3
CH3
CH3
+ Cl Cl CH3
CH3
CH3 Cl
+ ClH
d) Indíquese el tipo de reacción en cada etapa y en conjunto:
CH3
O
+ NH2 CH3 CH3 N
OH
H
CH3
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 45
CH3 N
OH
H
CH3 CH3
N
CH3 + OH2
e)
CH3 O
O
CH3
+ OH2 CH3 O
OH
+ CH3 OH
f) CH3
CH3
OH
CH3
CH3
O
g) CH3
O
+ CH3
O
CH3 O
OH
CH3 O + OH2
h)
CH3 O
O
OH
CH3
O
2.29. Indique en cada uno de los ejemplos siguientes de qué tipo de reacción 
se trata y cuál es la naturaleza de los reactivos implicados: nucleófilos, electrófi-
los o radicales libres.
a) CH3O C2H5N (CH3)3 CH3 O C2H5 N(CH3)3
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46 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
b)
c)
CH3
CH3
OH
CH3
CH3
O H2
Catalizador
d) CH3
CH3
OH
OH
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
O
H OH
e) C2H6 Cl2 ClC2H5 HCl
f) C2H5CH CH2 HBr C2H5CHBrCH3
2.30. ¿Qué tipo de reacción tiene lugar, en cada una de sus etapas y global-
mente, cuando un halogenuro de ácido reacciona con un reactivo de Grig-
nard?
CH3
O
Cl
+ CH3 Mg
Cl CH3
Cl
O Mg Cl
CH3
1
CH3
Cl
O Mg Cl
CH3
CH3 CH3
O
+ MgCl2
2
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 47
2.31. ¿A qué tipo general de reacción corresponde la transesterificación?
CH3
OO
CH3 CH3
+ CH3 OH
CH3
OO
CH3
+ CH3 CH3
OH
Tecnología, sociedad y medio ambiente
2.32. Si se hacen pasar vapores de tetraetilplomo (en adelante: TEP) por un 
tubo de vidrio y se calienta una zona de dicho tubo, en ésta se forma un anillo 
de plomo metálico y en la salida se recoge butano.
Pb
CH3
CH3
CH3
CH3
Si por un tubo que ya tiene un anillo de plomo se pasa TEP y se calienta un 
poco antes del primer anillo, aparece uno nuevo en la zona de calefacción y se 
detecta TEP a la salida, desapareciendo el primer anillo de plomo:
Explique este hecho.
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48 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
2.33. Algunos plásticos importantes como el poliestireno se obtienen a través 
de reacciones de polimerización que transcurren mediante radicales libres. Las 
etapas finales del proceso pueden consistir en:
a) Acoplamiento de radicales
... C
L
H
H
H ... ...
L
LH
H H
H
...C
L
H
H
H
b) Desproporción de radicales
... C
L
H
H
H
...C
L
H
H
H
...
L
H
H
H
H
...
L
H
H
:
Donde L es un sustituyente como el metilo (polipropileno), fenilo (poliestireno), 
etc. Explique cómo se establecen en cada caso los enlaces indicados en los pro-
ductos obtenidos.
2.34. Algunos iones trifenilcarbonio son estables y muchos de ellos se emplean 
como colorantes. Por ejemplo, el verde malaquita posee la siguiente estructura, 
que puede dar lugar a diferentes formas de resonancia como la que se muestra 
en la figura:
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UNIDAD2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 49
C
+
NN
CH3
CH3CH3
CH3
NN
+
CH3
CH3CH3
CH3
etc.
a) Justifique, utilizando el convencionalismo de las flechas para los despla-
zamientos electrónicos, el paso de una estructura a otra.
b) Explique por qué es capaz de absorber radiación en la zona visible del 
espectro y ser, por tanto, un pigmento.
2.35. Utilizando la bibliografía de consulta necesaria proponga el tipo de catali-
zador que actúa en cada uno de los siguientes procesos:
-
ción) para mejorar el índice de octano de los combustibles derivados del 
petróleo.
térmicas mejores.
-
liosos como materias primas, en la industria petroquímica.
como consecuencia de la reacción:
2 H2O2 (aq) 2 H2O ( ) O2 (g)
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50 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Autoevaluación
1. ¿Cuál de las siguientes magnitudes está relacionada con la velocidad de una 
reacción?
a) Entalpía libre (G). b) Energía de activación.
c) Entalpía (H). d) Entropía (S).
2. ¿En qué caso los siguientes radicales están correctamente ordenados de me-
nor a mayor estabilidad:?
I. 1,1-dimetiletilo II. Etilo III. 1-metiletilo IV. Metilo
a) I II III IV b) IV II III I
c) I III II IV d) IV III II I
3. ¿Cuál de las siguientes sustituyentes tiene efecto inductivo (I )?
a) CH3 b) Cl
c) OH d) Ninguno de ellos.
4. Una ruptura homolítica es aquella en la que ...
a) Se producen radicales libres.
b) Se produce un catión y un anión.
c) Los electrones que forman el enlace quedan en cada uno de los átomos 
que lo forman.
d) Son correctas a) y c).
5. En la siguiente coordenada de reacción ...
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 51
a) Las especies B, C y D son intermedios de la reacción (radicales o iones)
b) E3 es la G correspondiente a todo el proceso.
c) Los puntos B y D corresponden a los estados de transición ET1 y ET2,
correspondientes a cada una de las etapas del proceso.
d) Son correctas b) y c).
6. La regla de Markovnikov, establecida en 1869 desde un punto de vista mera-
mente experimental, puede explicarse a partir de ...
a) La diferente estabilidad de los radicales libres.
b) La diferente estabilidad de los carbocationes.
c) La diferente estabilidad de los carbaniones.
d) La diferente estabilidad de los isómeros geométricos.
7. A partir de los siguientes datos acerca de las entalpías estándar de formación 
de CO2 (g), H2O ( ) y C4H8
COMPUESTO H0 (formación) (kJ/mol)
CO2 (g) 394
H2O ( ) 286
C4H8 (g) 16
C4H8 (g) 6 O2 (g) 4 CO2 (g) 4 H2O ( )
Conteste cuál es el valor correcto de la entalpía de combustión del C4H8 supo-
niendo que el agua formada está en estado líquido:
a) 2.736 kJ b) 696 kJ c) 16 kJ d) 2.704 kJ
8. Un reactivo electrófilo ...
a) Es capaz de ceder densidad electrónica.
b) Se comporta como una base de Lewis.
c) Se comporta como un ácido de Lewis.
d) Son correctas a) y b).
9. Un ejemplo de reactivo nucleófilo es ...
a) H b) H2O c) AlCl3 d) BF3
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52 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
10. La siguiente reacción:
CH3 Br
CH3
+ OH - CH3 CH2
CH3
+ Br
- + OH2
Corresponde al siguiente tipo general:
a) Transposición. b) Degradación.
c) Eliminación. d) Sustitución.
11. El índice de oxidación del C señalado en la molécula representada es:
CH3 O
O
CH3
a) 3 b) 6 c) 3 d) 4
12. Se denomina complejo activado a ...
a) El conjunto de radicales e iones que intervienen como intermedios en 
una reacción.
b) Una sustancia que posee buenas propiedades como catalizador.
c) La estructura existente en el estado de transición, donde se forman y 
rompen enlaces simultáneamente.
d) A la energía de activación de una determinada reacción.
13. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es cierta?
a) Un ácido de Brönsted es también siempre un ácido de Lewis.
b) Las bases de Lewis son reactivos electrófilos.
c) Los ácidos de Lewis son siempre ácidos de Brönsted.
d) No es correcta ninguna de las afirmaciones anteriores.
14. Las reacciones que transcurren mediante intermedios iónicos tienen lugar, 
preferentemente cuando ...
a) La reacción se lleva a cabo aplicando energía en forma de luz o calor.
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 53
b) La reacción se desarrolla en un disolvente polar.
c) La reacción se desarrolla en un disolvente apolar.
d) Se utilizan como catalizadores metales como el Pt a elevadas presiones y 
temperaturas.
15. Entre los siguientes reactivos hay uno que no es nucleófilo. ¿Cuál es?
a) BF3 b) H2O c) OH d) NH3
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54 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Soluciones
2.1. ni H
0
fi (formados en cada producto) 
 ni H
0
fi (rotos en cada reactivo) 
H 0f (C Cl) H
0
f (C C) H
0
f (C H) H
0
f (C C) H
0
f (H Cl) 42 kJ ·mol
1
2.2. H 0c (CH3 CH CH2 (g)) 2.056,15 kJ ·mol
1;
H 0f (CH3 CH CH2 (g)) 20,29 kJ ·mol
1
2.3. H 0 ni H
0
fi (formados en cada producto) 
ni H
0
fi (rotos en cada reactivo)
H 0 12 H 0f (H O) 8 H
0
f (C O) 7 H
0
f (O O)
 12 H 0f (C H) 2 H
0
f (C C) 2.394,2 kJ ·mol
1
2.4. El método a), ya que G0 112,88 kJ, mientras que en b) es 27,12 kJ.
2.5. La reacción es espontánea en condiciones estandar ya que
G0 H 0 T S0 1.552,8.103 J ·mol 1
 298 ( 161,2 J ·mol 1 ·K 1) 1504,76 · 103 J ·mol 1 ·K 1
A partir de la expresión G0 H 0 T S0, cuando S0 0 y H 0 0, para T
suficientemente elevada G 0 y por tanto la reacción deja de ser espontánea. 
Téngase en cuenta, no obstante, que se admite como aproximación emplear los 
valores de S0 y H 0 como si fueran constantes con la temperatura.
Desde el punto de vista cualitativo, la disminución de entropía puede explicarse 
teniendo en cuenta que disminuyen los moles de productos gaseosos (siendo 
bastante similares los valores de las entropías molares) y, por otra parte, en 
cuanto a los compuestos en estado líquido, la molécula de agua es menos com-
pleja que la del metanol, lo que contribuye a la disminución de entropía.
2.6. a) F; b) F; c) V; d) V; e) V; f) V.
2.7. El intermedio de reacción (radical, carbocatión o carbanión) es una espe-
cie química con existencia real e identificable, aunque ordinariamente tenga 
una vida muy corta; el complejo activado corresponde a una situación (estado 
de transición) en la cual se está produciendo el proceso de ruptura y formación 
de enlaces.
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 55
2.8.
A y C corresponden a complejos activados mientras que B es un intermedio de 
reacción.
1 representa la energía de activación necesaria para llegar al complejo activado 
A, 3, la energía de activación necesaria para pasar del intermedio de reacción al 
complejo activado C y 2 representa G de la reacción.
2.9. En la ruptura homolítica cada uno de los electrones del enlace roto queda 
en los fragmentos formados (radicales) mientras que en la ruptura heterolítica, 
los dos electrones pasan a un mismo fragmento, quedando éste con carga nega-
tiva y el otro con positiva. De este modo pueden formarse carbocationes y car-
baniones.
2.10.
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56 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
2.11. De la posibilidad de deslocalización del electrón que forma el radical. 
Cuanto más sustituido esté el átomo de carbono mayor es la deslocalización y 
por tanto la estabilidad. En ciertos sistemas aromáticos la deslocalización es tan 
acusada que los radicales pueden tener una gran estabilidad.
2.12. a) homolítica; b) radical; c) heterolítica; d) positiva/carbocatión;e) negati-
va/carbanión.
2.13. CH3
CH
CH3 CH3
C
CH3
CH3
Se forman los radicales libres en los átomos de C más sustituídos, ya que de 
este modo se favorece la estabilidad por la mayor posibilidad de deslocalización 
de la carga electrónica.
2.14. Los disolventes polares, principalmente.
2.15. La carga del carbocatión tiende a situarse en el carbono más sustituido 
(donde dicha carga puede hallarse más estabilizada) y por tanto ese carbono el 
que es atacado por una especie nucleófila, por ejemplo el l ion Br formándose 
el enlace C Br.
2.16. El 2-cloropropano, ya que, independientemente de cuál sea el mecanis-
mo de reacción (radical o carbocatión como intermedio) tanto uno como otro 
es más estable si se forma sobre el carbono 2 (más sustituido)
2.17. Las reacciones que transcurren mediante radicales libres son catalizadas 
por la luz o por radicales formados a partir de ciertas sustancias (iniciadores), 
mientras que las reacciones que transcurren mediante intermedios iónicos son 
catalizadas por ácidos o bases.
2.18. Un reactivo electrófilo es aquel que tiende a aceptar carga negativa al te-
ner orbitales vacíos disponibles tal como el BF3 o el H , mientras que los nucleó-
filos, tienden a ceder carga negativa, como ocurre en el Cl o en el NH3, ya que 
tienen pares electrónicos no enlazados disponibles.
2.19. El nitrógeno del amoníaco y el oxígeno del agua poseen pares electróni-
cos no enlazados que pueden cederse actuando entonces como especies nu-
cleófilas.
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 57
2.20. AlCl4; CH3CH2OH2.
2.21. El carácter nucleófilo de los alcoholes y las aminas se debe a la presencia 
de pares electrónicos no enlazados en los átomos de O y N que pueden cederse 
a reactivos electrófilos, formando un enlace covalente dativo.
2.22.
O
H
H
H
HH
H
H
H
-1 �1 �1 + 0 = -3 
-1 � 1 + 1 + 0 = -1 
-1 + 1 + 0 + 0 = 0
-1 � 1 + 0 + 0 = -2 
2.23. HO CH2 CHOH CH2OH 2 IO4
1 0 1
2 H2C O HCOOH 2 IO3 H2O
0 2
2.24. negativo (I ) y positivo (I ). En el primer caso, el grupo tiende a retirar 
carga negativa y en el segundo a cederla. Este efecto se transmite a lo largo de 
la molécula, perdiendo intensidad a medida que nos alejamos del grupo polari-
zante y es mayor el número de enlaces. El factor más importante es la electrone-
gatividad. Así, por ejemplo, elementos como O y Cl tienden por su elevada 
electronegatividad a ejercer un efecto inductivo I , mientras que elementos 
como el P ejercen un efecto contrario. Los radicales alquilo ejercen un efecto 
inductivo I
2.25. I , I , I I e I respectivamente, como consecuencia de las electronegativi-
dades de Cl, P y O.
2.26. La diferencia entre los pKa es debida al efecto inductivo I del Cl, debili-
tando el enlace O H en el grupo carboxilo y favoreciendo la cesión del H .
También, siguiendo la teoría ácido-base de Brönsted, puede considerarse la es-
tabilización del la base conjugada CH3COO por la capacidad de atraer la carga 
negativa que posee el Cl, muy electronegativo.
2.27. La explicación es análoga a la anterior, pero, en este caso, el efecto in-
ductivo de los radicales metilo es I y, consecuentemente, el enlace O H es re-
forzado, disminuyendo así la acidez.
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58 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
2.28. a) adición; b) eliminación; c) sustitución; d) adición eliminación (con-
densación); e) sustitución; f) transposición; g) adición eliminación (condensa-
ción); h) transposición.
2.29. a) Sustitución, el CH3O es un reactivo nucleófilo; b) Adición, el CN es 
nucleófilo; c) Eliminación; d) Transposición y eliminación; e) Sustitución radica-
laria; f) Adición electrófila.
2.30. 1: adición; 2: eliminación.
2.31. Sustitución.
2.32. En el primer caso se produce la reacción: (CH3CH2)4Pb Pb 4 CH3CH·2.
dando lugar a cuatro radicales etilo y a plomo metálico que se deposita en las 
paredes del tubo, en la zona calentada. En el segundo, al tener lugar la reac-
ción, se produce un nuevo anillo de plomo y los radicales etilo formados reac-
cionan con el plomo del primer anillo, haciéndolo desaparecer y regenerando 
el TEP.
2.33. En el primer caso los electrones de cada radical se unen formando un 
nuevo enlace covalente y extendiendo así la longitud de la cadena.
En el segundo, se constituye un enlace entre un H de una cadena y el radical de 
fragmento de cadena, formándose un enlace simple C H, y un doble enlace 
entre el C que posee el electrón desapareado y el C que había perdido el H·
... C
L
H
H
H
...C
L
H
H
H
...
L
H
H
H
H
...
L
H
H
:
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UNIDAD 2. ASPECTOS GENERALES DE LAS REACCIONES ORGÁNICAS 59
2.34.
C
+
NN
CH3
CH3CH3
CH3
:
NN
+
CH3
CH3CH3
CH3
2.35. La información que debe buscarse puede estar centrada en: a) zeolitas 
como soporte de catalizadores y filtros moleculares; b) catalizadores de Ziegler-
Natta; c) catalizadores de platino (platforming); d) enzima catalasa.
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UNIDAD 3
Isomería
Generalidades. Isomería estructural
3.1. Indique el tipo de isomería que presentan los siguientes pares de sustan-
cias:
a) Metilciclohexano y etilciclopentano.
b) Pentano e isopentano.
c) 1-bromopropano y 2-bromopropano.
d) Acetato de etilo y ácido butanoico.
3.2. Dibuje las fórmulas desarrolladas de los diferentes isómeros de cadena (o 
de esqueleto) cuya fórmula molecular sea C6H12.
3.3. Escoja uno de los isómeros de la actividad anterior y escriba las fórmulas 
de los diferentes isómeros de posición correspondientes a los alcoholes cuya 
fórmula molecular es C6H12O. Represente un isómero de función de uno de es-
tos alcoholes.
3.4. Escriba las fórmulas de todos los alcoholes y éteres de fórmula C4H10O.
3.5. La fórmula empírica de un compuesto es C2H5O y su masa molar es de 
90 g ·mol 1. ¿Cuál es su fórmula molecular? Sugiera dos posibles estructuras 
para dicho compuesto.
3.6. Dibuje las fórmulas desarrolladas de distintos isómeros estructurales que 
respondan a la fórmula C3H8O.
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62 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
3.7. Dibuje las conformaciones eclipsada y alternada de la molécula de etano 
¿Por qué existe una diferencia de energía de 11,9 kJ ·mol 1 entre ambas confor-
maciones?
3.8. Dibuje las proyecciones de Newman para las conformaciones alternada y 
eclipsada del propano y explique las variaciones de energía que acompañan a 
su interconversión.
3.9. Cuál de las conformaciones del ciclohexano es más estable? ¿Por qué?
Estereoisomería (I): Conformaciones.
Isomería geométrica
3.10. Represente mediante cuñas el cis-1-cloro-2-hidroxi-2-metilciclopentano y 
trans-1-cloro-2-hidroxi-2-metilciclopentano.
3.11. Represente las moléculas de cis-2-buteno y trans-2-buteno.
3.12. Represente las moléculas de trans-2-cloro-2-buteno y cis-2-cloro-2-bu-
teno.
3.13. Represente las moléculas de cis-1,2-dimetilciclopentano y trans-1,2-dime-
tilciclopentano.
3.14. Utilice la nomenclatura (E), (Z) para nombrar los compuestos siguientes:
a)
H
CH3
CH3CH3
CH3
b) CH3
CH3
CH3
CH3
H
c)
CH3
CH3
CH3CH3
Cl
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UNIDAD 3. ISOMERÍA 63
Estereosimería (II): Isomería óptica
3.15. Señale los C asimétricos existentes en las siguientes moléculas:
N
NH
O
OH OH
O
O
CH3 CH3 CH3
CH3
CH3
CH3
HCH3
CH3
OH
3.16. ¿Cuál de los siguientes compuestos es quiral?
a) 1-bromo-1-feniletano. b) 1-bromo-2-feniletano.
3.17. Represente utilizando la convención de cuñas los dos enantiómeros del 
3-metilhexano.
3.18. Asigne el orden de prioridad para la determinación de laconfiguración 
R S a los siguientes grupos:
H, Br, CH2CH3 y CH2OCH3
3.19. Asigne la configuración R ó S al siguiente enantiómero:
3.20. En cuanto a la estructura de la molécula ¿Qué condición debe cumplirse 
para que exista isomería óptica? ¿Es suficiente la presencia de carbonos asimé-
tricos?
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64 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
3.21. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Una molécula con un C asimétrico y configuración R hace girar el plano 
de la luz polarizada siempre en sentido horario.
b) Una sustancia levorrotatoria desvía el plano de la luz polarizada siempre 
en el sentido contrario al de las agujas del reloj.
c) Una molécula con un solo centro asimétrico es siempre quiral.
d) Una molécula con varios centros asimétricos no siempre es quiral.
e) Un compuesto que tenga más de un centro asimétrico pero que posea 
plano de simetría es una forma MESO.
f) Dos estructuras cualesquiera constituyen un par de enantiómeros si no 
son superponibles.
g) Dos diastereómeros son imágenes especulares superponibles.
h) Entre los compuestos con átomos de C asimétricos, sólo las mezclas racé-
micas no giran el plano de la luz polarizada.
3.22. ¿Cuál es la configuración R/S de los átomos de carbono señalados en las 
siguientes moléculas?
O
Cl
Cl
H
H
OH
OH
OH
H OHH
H O
H
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UNIDAD 3. ISOMERÍA 65
3.23. Complete el diagrama de la diapositiva siguiente indicando:
a) En los recuadros: la relación E (enantiómeros), I: idénticos.
b) En los círculos: la configuración R/S.
3.24. Las siguientes representaciones corresponden al ácido 2-aminopropanoi-
co. Dibuje las representaciones de Fisher correspondientes e indique si corres-
ponden a configuraciones idénticas o son enantiómeros.
COOH
H
NH2
CH3
HOOC
H
CH3
NH2
3.25. Un alcohol de fórmula C6H12O, es terciario, acíclico y existe bajo dos for-
mas enantiómeras. Dibuje mediante cuñas y empleando la representación de 
Fisher el enantiómero de configuración R.
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66 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
3.26. ¿Cuáles de los siguientes aminoácidos son quirales?
3.27. Indique para cada uno de los pares de moléculas siguientes, la posible 
relación de isomería existente:
a)
HH
Cl
H
Br
CH3
ClH
H Br
CH3
H
b)
BrH
CH3
H
Br
CH3
1
2
BrH
Br H
CH3
CH3
1
2
c)
CH3
OH
OH
CH3
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UNIDAD 3. ISOMERÍA 67
d)
CH3
OH
H
CH3
OH
CH3
CH3
H
e)
Br
CH3 CH3
OH
1 2
CH3
Br CH3
OH
1 2
3.28. En la siguiente representación se muestran las dos formas enantiómeras 
de la carvona, componente característico del aceite esencial de algunas plantas 
aromáticas. Concretamente, la de la izquierda contribuye al aroma característico 
de la menta y la de la derecha, al de la alcaravea. Identifique el centro quiral e 
indique en cada caso si la configuración es R ó S. (represente las moléculas con 
un modelo tridimensional si es necesario)
CH3
CH3
CH2 H
O O
CH3
H CH2
CH3
3.29. Construya los modelos de las moléculas de 2-hidroxi-3-clorobutano, 2S, 
3S y 2R, 3S y verifique que se trata de diastereómeros. Indicar el número total 
de enantiómeros y diastereómeros que pueden existir en esta molécula.
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68 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Tecnología, sociedad y medio ambiente
3.30. Lea detenidamente el siguiente texto y conteste las cuestiones formuladas 
al final del mismo.
LAS MOLÉCULAS DE LA VIDA QUE
SE MIRAN EN EL ESPEJO(*)
Cuando, en 1890, Ostwald definió un catalizador como una sustancia capaz de 
modificar la velocidad de una reacción sin consumirse, se abría una nueva era 
que podía dar vida al viejo sueño de los químicos de controlar y dirigir las reac-
ciones hacia la formación de los productos deseados. Así, mediante el uso de 
catalizadores, reacciones que requieren centenares de años para completarse se 
pueden llevar a cabo en cuestión de horas. No es, pues, sorprendente que más 
del 80% de los productos químicos manufacturados precisen el uso de uno o 
más catalizadores en alguna de las etapas de fabricación. Más aún, se podría 
decir que la catálisis ha estado presente, o incluso ha sido el artífice de muchos 
de los grandes hitos industriales de nuestra sociedad en el último siglo. No de-
bemos olvidar que la más moderna agricultura asociada a los fertilizantes, y que 
ha permitido un mayor desarrollo de una gran parte de la humanidad, no hu-
biera sido posible sin la fijación del nitrógeno atmosférico conseguido gracias al 
descubrimiento, por Haber, de un catalizador para la síntesis del amoniaco.
La revolución que representó el automóvil y la aviación, y que está basada en 
la utilización de derivados del petróleo como combustible, ha sido posible gra-
cias a los catalizadores que permiten convertir gran parte del crudo en combus-
tibles líquidos cada vez más limpios. Pero, incluso si pensamos en los combusti-
bles del futuro tales como el hidrógeno o la biomasa, deberemos también pen-
sar en catálisis y fotocatálisis. Estaremos todos de acuerdo en que sería difícil 
imaginar nuestra sociedad, e incluso la futura, sin los polímeros orgánicos (plás-
ticos). Pues bien, gracias a los catalizadores de polimerización se dispone de 
una gran variedad de plásticos con propiedades tan diferentes.
Sin embargo, es en la mayor revolución que se ha dado en este planeta, el na-
cimiento de la vida, donde la catálisis ha sido determinante. Si pensamos en la 
vida como en una serie de reacciones químicas autosostenidas y relacionadas, 
éstas necesitan, para llevarse a cabo a la velocidad y selectividad adecuadas, de 
unos catalizadores denominados enzimas. En muchos casos las enzimas están 
formadas por un átomo metálico central unido a una serie de ligandos de natu-
(*) Autor: Dr. Avelino Corma; texto procedente de: http://www.elpais.es/suplementos/
futuro/20011017/quimica.html
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UNIDAD 3. ISOMERÍA 69
raleza orgánica. Algunos de estos catalizadores enzimáticos han tenido que 
aumentar su complejidad y adaptarse (¿o tal vez es al revés?) a una constante 
de la naturaleza que podríamos simplificar diciendo que �a la vida no le gusta la 
simetría�. Así, si observamos nuestras manos, éstas no son superponibles, sino 
que una es la imagen especular de la otra. Por esta razón se las califica como 
quirales (del griego cheir, mano), y se habla del fenómeno de la quiralidad u 
orientación derecha o izquierda (en la naturaleza no se observa el centro sino 
derechas, izquierdas y mezclas racémicas de ambas).
De la misma manera, si observamos los distintos tipos de gasterópodos (caraco-
les) terrestres o marinos, veremos que el sentido de la hélice de las conchas es 
siempre el mismo. Esta característica que se observa a nivel macroscópico tam-
bién se produce a nivel molecular y existen moléculas en las que, aún estando 
formadas por los mismos átomos (misma composición química), el ordena-
miento espacial es diferente, de tal manera que una es la imagen especular de 
la otra.
Estas moléculas son quirales y a una forma y a su imagen especular se las deno-
mina isómeros ópticos o enantiómeros, o isómeros L (del latín laevus, izquier-
do), y D (dexter, derecho). La naturaleza, al menos tal y como la conocemos, 
ha alcanzado un elevado grado de especialización, y la vida utiliza exclusiva-
mente proteínas L y ácidos nucleicos D. Podríamos decir que la vida es homo-
quiral y que, por tanto, para un tipo de moléculas dado no acepta más que una 
sola orientación. Este hecho obliga a que los receptores de nuestro organismosean capaces de diferenciar estos isómeros ópticos y puedan acoplarse o ser 
excitados por tan solo uno de ellos. Así, en determinados medicamentos supre-
sores del dolor dos moléculas con la misma composición química pero con dis-
tinta distribución de sus átomos en el espacio (dos moléculas quirales), se com-
portan de manera diferente y uno de los dos enantiómeros es 100 veces más 
efectivo que el otro. En otras ocasiones, la naturaleza ha desarrollado sensores 
diferentes para cada enantiómero y, así, una molécula como el Limoneno pue-
de oler a limón o naranja dependiendo del enantiómero que se considere. En 
algunos casos la selectividad de nuestros receptores por uno de los isómeros 
ópticos L o D la hemos aprendido a costa de sufrimientos. En los �60 los médi-
cos trataban las náuseas de las mujeres embarazadas con el medicamento Tali-
domida. Los laboratorios fabricaban la molécula activa, que era quiral, como 
una mezcla de las formas L y D. Desgraciadamente, uno de los isómeros era 
nocivo para el desarrollo del feto dando lugar a niños malformados.
Todo esto ha llevado a los químicos a tratar de sintetizar en el caso de molécu-
las quirales uno y solo uno de los enantiómeros o isómeros ópticos. Pero si esto 
lo hacen diariamente las enzimas en nuestro organismo, ¿por qué no diseñar 
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70 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
catalizadores que fueran capaces de reconocer a nivel molecular estos isómeros 
y pudiesen dirigir la reacción hacia la formación de uno u otro isómero? Es pre-
cisamente por sus trabajos en el desarrollo de catalizadores quirales que Willliam 
S. Knowles y Ryoji Noyori, y Barry Sharpless, han sido galardonados este año 
con el premio Nóbel de Química. Ellos fueron los pioneros en el uso de comple-
jos metálicos moleculares como catalizadores en síntesis asimétrica.
Los primeros pasos en el campo de la hidrogenación asimétrica los dio a media-
dos de los �60 Knowles en la compañía Monsanto y Noyori en la Universidad de 
Nagoya. Ambos investigadores no sólo llevaron a cabo investigaciones funda-
mentales sobre catálisis asimétrica en hidrogenación, sino que además fueron 
capaces de transferir dichos conocimientos a la industria y solucionar problemas 
que requerían atención urgente en los campos de la medicina y de la química 
fina. Es decir, no sólo investigaron para el futuro muy lejano, sino que también 
lo hicieron para un futuro mucho más próximo del que afortunadamente noso-
tros nos beneficiamos.
Knowles (prácticamente al mismo tiempo que el profesor Kagan en Francia) 
descubrió que es posible llevar a cabo síntesis quirales, y por tanto sintetizar pre-
ferentemente uno de los dos isómeros ópticos de los que hablamos antes, utili-
zando complejos de metales de transición con ligandos quirales y aplicándolos a 
procesos de hidrogenación. Sin embargo, en ciencia raramente se producen 
saltos en el vacío sino que en cada paso se utilizan los avances conseguidos por 
otros investigadores. En el caso del trabajo pionero de Knowles, éste se basó en 
los trabajos de Osborn y Wilkinson sobre complejos de metales de transición 
como catalizadores de hidrogenación no quirales, y en el desarrollo de fosfinas 
quirales por Horner y Mislow. En una primera etapa, Knowles demostró que in-
troduciendo como ligando una fosfina quiral al catalizador de Wilkinson era po-
sible obtener un pequeño exceso enantiomérico del 15%: es decir, enriquecer el 
producto en uno de los dos isómeros ópticos. Este éxito, aunque modesto, dio 
ánimos al investigador para sintetizar un gran número de fosfinas quirales con 
estructuras diferentes, encontrando que algunas de éstas unidas al rodio eran 
capaces de llevar a cabo la hidrogenación selectiva de la fenilalanina para pro-
ducir L-DOPA con un 97,5% de rendimiento. Este descubrimiento ha contribui-
do enormemente a mejorar la calidad de vida de los enfermos de Parkinson.
Noyori presentó en 1966 el primer ejemplo de catálisis asimétrica (ciclopropa-
nación) con un complejo organometálico de cobre bien definido. Aunque los 
primeros resultados dieron rendimientos (excesos) enantiómericos bajos, éstos 
animaron a este investigador y a otros a proseguir las investigaciones. Posterior-
mente, Noyori publicó la síntesis de los dos enantiómeros de un nuevo ligando 
difosfina, el BINAP. Complejos de BINAP con rodio y rutenio le han permitido 
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UNIDAD 3. ISOMERÍA 71
llevar a cabo la hidrogenación asimétrica de cetonas funcionalizadas, así como 
de ácidos a, b- y b, g-insaturados para producir los ácidos saturados óptima-
mente activos. Sus trabajos de hidrogenación enantioselectiva han permitido la 
obtención del enantiómero más activo del Naproxen (97% de exceso enantió-
merico) que es un antiinflamatorio no esteróideo de amplio uso en medicina. 
Sus estudios fundamentales sobre efectos electrónicos y geométricos en los li-
gandos de los catalizadores de hidrogenación le han permitido realizar síntesis 
industriales como, por ejemplo, la del antibiótico Lexofloxacin, así como de dis-
tintas fragancias comercializadas por la empresa Tagasako (M. Susarte, Acede-
sa-Tagasako).
Si bien es cierto que se habían conseguido éxitos considerables en el campo de 
los catalizadores de hidrogenación asimétrica, los resultados en el campo de la 
oxidación enantioselectiva eran decepcionantes, hasta que en los años ochenta 
Sharpless demostró que un catalizador basado en ti-tartrato era capaz de llevar 
a cabo, enantioselectivamente, la epoxidación de alcoholes alílicos. Este proce-
dimiento ha tenido una enorme repercusión. Recientemente, Sharpless ha desa-
rrollado otra interesante metodología de síntesis: la dihidroxilación quiral de al-
quenos catalizada por complejos de osmio. Es interesante observar que en los 
tres científicos galardonados se dan varias características comunes. Así, además 
de la obvia derivada de sus trabajos en catálisis asimétrica, en todos se da el 
hecho de que en sus primeros trabajos publicados los resultados fueron más 
bien modestos. Sin embargo, lejos de abandonar, continuaron trabajando y 
creando nuevas bases conceptuales que les llevaron más tarde a resultados ex-
traordinarios. Por último, probablemente en todos ellos, y ciertamente en el 
caso de Knowles y Noyori, sus investigaciones más fundamentales no solo no 
les han impedido sino que les han motivado a aportar soluciones a problemas 
de interés industrial. ¿Dónde acaba la investigación fundamental y empieza la 
aplicada? Probablemente, todo es uno y la diferencia solo está en la capacidad 
y conocimientos del investigador.
Cuestiones:
1. Indique tres ejemplos de catálisis en reacciones orgánicas. ¿Cuál es el ca-
talizador utilizado en la síntesis de Haber?
2. ¿Por qué se dice en el artículo que �a la Naturaleza no le gusta la sime-
tría�? Cite algún ejemplo.
3. ¿Cómo definiría un �catalizador quiral�?
4. ¿Qué aspectos de la naturaleza del trabajo científico y de su relación con 
los problemas económicos y sociales aparecen en este trabajo?
5. Explique el significado de los términos subrayados del texto.
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72 EJERCICIOS PARA LA INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Autoevaluación
1. ¿Cuál de los siguientes compuestos es un isómero de CH3CH2CH2CH2OH?
a) CH3CH2 O CH3
b) CH3CH2CH2OH
c) CH3CH2CH2CH3
d) CH3CH2 O CH2CH3
2. La siguiente molécula corresponde al limoneno, presente en los aceites esen-
ciales de cítricos. ¿Cuáles de los carbonos representados son asimétricos?
CH3
CH2CH3
I
II
III
IV
a) I y II b) III y IV c) solo III d) solo IV
3. ¿Cuáles de entre las siguientes moléculas no presenta actividad óptica?
a) COOH
H OH
HO H
COOH
b) COOH
HO H
H OH
COOH
c) COOH
HO H
HO H
COOH
d) COOH
 Cl H
HO H
COOH
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