3 Guia de conceptos principales abril 2020

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Química Orgánica de Biomoléculas FCV - UBA 
Guía de conceptos principales 
 
1. ENLACE QUIMICO EN MOLECULAS ORGANICAS 
 
Introducción: 
En las moléculas orgánicas las uniones químicas se producen por apareamiento de los electrones 
de los átomos individuales, de manera que este par compartido pasa a formar parte de la capa de 
valencia de ambos átomos permitiéndoles alcanzar el octeto. Este tipo de enlace es conocido 
como enlace covalente. 
Este tipo de enlace se conoce como covalente y se encuentra esquematizado en la Figura 1, 
utilizando estructuras de Lewis. 
 
 
Figura 1. Estructuras de Lewis de átomos y moléculas sencillas. 
 
Notar que cada enlace químico es un par de electrones (e-), así en uniones simples se comparte un 
par de e-, en uniones dobles 2 pares de e- y en las uniones triples 3 pares de e-. 
 
Enlaces covalentes: 
En 1916, G. Lewis propuso que los enlaces químicos en las moléculas se forman cuando los átomos 
comparten pares de electrones externos. Un átomo puede adquirir la configuración electrónica de 
gas noble, compartiendo electrones con otros átomos. Lewis supuso que los electrones no 
compartidos también se aparean. 
En el enlace covalente cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos 
átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula. 
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Algunos ejemplos de estructuras de Lewis de enlaces covalentes son: 
••
••
•
•
••
••
••
•
•
••
••
•
••
••
••
•
•
• →+ FF F F Molécula de flúor 
H-O-H HOH
 
 
 
••
••
••
••
ו•× o Agua 
 
Existen diferentes tipos de enlaces covalentes: 
 
• Enlace simple: dos átomos se unen por medio de un par de electrones. 
• Enlaces múltiples: dos átomos comparten dos o más pares de electrones. 
• Enlace covalente no polar: los electrones se comparten por igual entre dos átomos, por 
ejemplo: H2 y F2. Es el caso de dos átomos iguales enlazados. 
• Enlace covalente polar: uno de los átomos (el más electronegativo) ejerce una atracción 
mayor sobre el par de electrones compartido que el otro. Por ejemplo el HCl o el HF. 
→
ClH : 
−
−
+ δ
F
δ
H 
• Enlace covalente dativo: ambos electrones compartidos provienen de uno solo de los 
átomos enlazados. 
 
Orbitales moleculares, orbitales atómicos e hibridación: 
 
Estos electrones que forman parte de la unión química no ocupan cualquier región del espacio en 
la molécula, si no que se ven forzados a ocupar una determinada región, conocida como orbital 
molecular. Los diferentes tipos de uniones tienen diferentes tipos de orbitales moleculares. 
Conceptualmente estos orbitales moleculares (OM) son generados en el momento de producirse 
la unión química por superposición de orbitales atómicos híbridos (OAH). 
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Se utilizan estos OAH y no simplemente los orbitales atómicos OA s, p, d, … debido a que los 
primeros justifican la geometría molecular y los orbitales hidrogenoides s, p, d, … no. 
Como breve descripción histórica podemos mencionar que los OA fueron los primeros calculados 
por la mecánica cuántica para átomos aislados. Estos OA son funciones matemáticas, conocidas 
como función de onda, que describen la probabilidad espacial de encontrar los electrones en el 
espacio. El orbital s es una función, el p otra y así cada uno de los OA. 
Cuando se comenzó a intentar describir moléculas utilizando estos OA se encontró la dificultad de 
que las moléculas tenían densidad electrónica en distintas regiones que los OA. Estas dificultades 
fueron superadas utilizando los OAH, que son obtenidos como combinación lineal de los OA. Este 
proceder es perfectamente compatible con los postulados de mecánica cuántica, ya que cualquier 
combinación lineal de soluciones de la ec. de Schrodinger es también solución. 
Así por ejemplo un set de funciones de onda sp3 (4 en total) es obtenido por combinación lineal de 
las funciones s, px, py, pz (4 en total) utilizando constantes adecuadas C, esta combinación lineal es 
esquematizada en la Figura 2. Esta transformación es conocida como hibridación. 
 
𝑠𝑠𝑠𝑠13 = 𝐶𝐶11. 𝑠𝑠 + 𝐶𝐶12.𝑠𝑠𝑥𝑥 + 𝐶𝐶13.𝑠𝑠𝑦𝑦 + 𝐶𝐶14.𝑠𝑠𝑧𝑧 
𝑠𝑠𝑠𝑠23 = 𝐶𝐶21. 𝑠𝑠 + 𝐶𝐶22.𝑠𝑠𝑥𝑥 + 𝐶𝐶23.𝑠𝑠𝑦𝑦 + 𝐶𝐶24.𝑠𝑠𝑧𝑧 
𝑠𝑠𝑠𝑠33 = 𝐶𝐶31. 𝑠𝑠 + 𝐶𝐶32.𝑠𝑠𝑥𝑥 + 𝐶𝐶33.𝑠𝑠𝑦𝑦 + 𝐶𝐶34.𝑠𝑠𝑧𝑧 
𝑠𝑠𝑠𝑠43 = 𝐶𝐶41. 𝑠𝑠 + 𝐶𝐶42.𝑠𝑠𝑥𝑥 + 𝐶𝐶43.𝑠𝑠𝑦𝑦 + 𝐶𝐶44.𝑠𝑠𝑧𝑧 
Figura 2. Combinación lineal para producir la transformación (hibridación) de 4 OA en 4 OAH. 
 
Enlace químico en moléculas orgánicas: 
 
El carbono atómico tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 [2s2 2p2], es decir tiene 4 e- en 
su capa de valencia, necesita compartir otros 4 e- con otros átomos para alcanzar el octeto. Este 
octeto puede alcanzarse compartiendo electrones con distintas cantidades de átomos. Notar por 
ejemplo de la Figura 1, que un átomo de carbono en el etileno comparte electrones con otros 3 
átomos y un átomo de carbono en el acetileno comparte electrones con otros 2 átomos. 
El número de átomos con el que el carbono comparte electrones es determinante de la geometría 
ya que los pares electrónicos de valencia tienden a repelerse. En la Figura 3, se muestran las 
diferentes posibilidades de unión para el carbono, la geometría molecular y los orbitales atómicos 
híbridos que describen esa geometría. 
 
Nro de átomos unidos Ejemplo Geometría Hibridación 
2 
CA B
 
O 
C DC
 
Lineal sp 
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Nro de átomos unidos Ejemplo Geometría Hibridación 
3 
C
C
A B
 
Triangular plana sp2 
4 
B
C
A C
D
 
Tetraédrica sp3 
Figura 3. Hibridación y geometría molecular. 
 
De esta forma, en el caso de carbono, la hibridación sp está asociada a una geometría lineal, la sp2 
a una triangular plana y la sp3 a una tetraédrica. 
En la Figura 4, se esquematiza la construcción de los OAH [sp3] del carbono a partir de los OA [s y 
p] y finalmente la superposición de los primeros con los orbitales atómicos del hidrogeno para dar 
los OM del metano. Notar que 4 orbitales atómicos (uno s y tres p) generan 4 orbitales híbridos 
sp3. 
 
 
Figura 4. Orbitales atómicos s, p. Orbitales atómicos híbridos sp3 del carbono y superposición 
con los orbitales atómicos del hidrogeno para producir la molécula de metano. 
 
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Orbitales moleculares: 
Como se mencionó más arriba, los orbitales moleculares se generan por superposición espacial de 
orbitales atómicos. Los OM se denominan con las letras griegas σ (sigma) y π (pi) de acuerdo a su 
simetría, los σ presentan simetría cilíndrica con respecto al eje de unión de los átomos y los π 
simetría especular con respecto al plano que contiene el eje de la unión. Esto se esquematiza en la 
Figura 5. 
 
 
Enlace σ 
 
Enlace π 
Figura 5. Geometría de los orbitales moleculares. 
 
En la Figura 6, se muestra la construcción de los OM del etano a partir de los OAH del carbono y 
los orbitales atómicos del hidrogeno. 
 
 
Figura 6. Geometría y orbitales moleculares del etano. 
 
 
En los casos en que el átomo de carbono se une a 2 átomos distintos la hibridación que adopta es 
la sp2 esquematizada en la Figura 7. Notar que en este caso, 3 OA [s y px y py ] hibridan en 3 OAH 
sp2 quedando un orbital p [pz] sin hibridar. 
 
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Figura 7. Orbitales híbridos sp2 del C. 
 
En la Figura 8, se muestra la construcción de los OM del eteno junto con su geometría. El doble 
enlace C=C está formado por un enlace σ generado por superposición de los OAH sp2 y uno π 
generado por superposición del orbital p. Una característica muy importante de este tipo de unión 
es que es rígida y carece de la posibilidad de rotación debido a la presencia del enlace π. 
 
Figura 8. Geometría y orbitales moleculares del eteno. 
 
 
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En los compuestos en los que el carbono se une a 2 átomos distintos la hibridación es sp, 
esquematizada en la Figura 9. Notar en este caso que 1 orbital s hibrida con uno p para dar 2 
orbitales híbridos sp, quedando aun 2 p sin hibridar 
En la Figura 10, se muestran los OM y la geometría del etino. El triple enlace C≡C esta formado 
por un enlace σ generado por superposición de los OAH sp y dos π generados por superposición 
de los orbitales p. 
 
 
Figura 9. OM de un carbono sp. 
 
 
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Figura 10. Geometría y orbitales moleculares del etino. 
 
Otros átomos también presentan hibridación de sus OA. En la Figura 11 por ejemplo, se muestra la 
hibridación el oxígeno en la molécula de agua y del nitrógeno en la molécula de amoniaco. 
Es importante tener en cuenta que, dado que estos átomos tienen diferente configuración 
electrónica que el carbono, la vinculación entre el número de átomos unidos y la geometría es 
distinta a la del carbono. 
 
 
 
 
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Figura 11. Ejemplos de hibridación de sp3 del oxígeno y el nitrógeno. En ambos casos la 
hibridación es sp3. 
 
Por supuesto estos átomos pueden tener otras hibridaciones, en la Figura 12 de ejemplifican 
diferentes hibridaciones del carbono, oxígeno y nitrógeno. Como ejercicio intentar predecir la 
geometría de estas moléculas en base a la estructura electrónica de los átomos (pares 
electrónicos de valencia). 
 
 
Figura 12. Hibridación de átomos en distintas moléculas. 
 
 
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Polaridad de enlace: 
Sabemos que cada enlace covalente es un par de electrones compartido por 2 átomos. Ahora bien, 
estos átomos pueden tener distintas afinidades por los electrones haciendo que la nube 
electrónica (OM) se desplace hacia aquellos átomos con más afinidad por los e-. Esto se conoce 
como polarización del enlace ya que la nube electrónica no se encuentra balanceada y comienzan 
a aparecer zonas con densidad de carga. En la Figura 13, se muestran diferentes enlaces 
covalentes. 
 
Figura 13. Diferentes enlaces covalentes, en azul se esquematiza el polo positivo y en rojo el 
polo negativo (ambos polos generan el dipolo). 
 
Esta afinidad de los átomos por los electrones esta medida por la electronegatividad de Pauling, la 
cual aumenta hacia arriba y la derecha en la tabla periódica, ver Figura 14. 
 
 
Figura 14. Electronegatividad de Pauling. 
 
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La polarización del enlace se esquematiza con una flecha hacia el átomo más electronegativo, o 
simplemente colocando la identificación δ+ y δ- en los átomos con densidad de carga positiva y 
negativa respectivamente. Ver Figura 15. 
 
 
 
Figura 15. Esquematización de la polarización del enlace. 
 
 
Polaridad molecular 
Esta es una propiedad inmensamente importante, ya que determina la forma en la que una 
molécula interactúa con las otras y de esta manera determina puntos de fusión, ebullición y 
solubilidad, por ejemplo. 
La polaridad molecular se mide por el momento dipolar (µ), valiendo 0 para moléculas no polares 
y aumentando su magnitud a medida que aumenta la polaridad. 
µ es simplemente la suma vectorial de la polaridad de cada uno de los enlaces. Notar que de esta 
manera, la polaridad molecular estará influenciada por la magnitud del dipolo de cada enlace y la 
geometría molecular. Por ejemplo una alta simetría puede ocasionar que moléculas con enlaces 
polares sean no polares. Ver Figura 16. 
 
 
Figura 16. Momentos dipolares moleculares y momentos dipolares de los enlaces. 
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2. COMPUESTOS AROMÁTICOS 
 
Introducción: 
El término compuesto aromático se utiliza para describir un compuesto cíclico con dobles enlaces 
conjugados el cual se encuentra estabilizado debido a su capacidad de deslocalizar sus electrones. 
Los compuestos aromáticos pueden clasificarse en derivados del benceno y compuestos 
heterocíclicos aromáticos. 
Los derivados del benceno poseen en su estructura al menos algún ciclo de benceno, pudiendo 
tener ramificaciones o sustituyentes de muy variada naturaleza. 
Los heterocíclicos aromáticos presentan en la estructura cíclica átomos distintos al carbono, como 
nitrógeno, oxigeno o azufre. 
La química de los compuestos aromáticos se comenzó a investigar a raíz del descubrimiento del 
benceno. 
 
Benceno: 
El benceno es un anillo plano de átomos de carbono con hibridación sp2, y con todos los orbitales 
p alineados y solapados. La longitud de todos los enlaces carbono-carbono es de 1,397 Å y todos 
los ángulos de enlace son de 120º. 
El benceno posee un característico orbital molecular Π, simétrico con respecto al plano del ciclo, el 
cual se encuentra esquematizado en la Figura 17. 
 
 
 
Figura 17. Estructura de Benceno. 
 
La conjugación y la deslocalización de los electrones en el benceno proporcionan a este 
compuesto una estabilidad grande, mayor a la que se predeciría en base a su estructura de enlaces 
localizados, esquematizada en la Figura 20. 
 
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Figura 18. Representación del benceno con estructura de enlaces localizados. Nombre IUPAC: 
1,3,5 – ciclohexatrieno. 
 
Esta estructura de dobles enlaces localizados resulta inadecuada para la descripción de la molécula 
de benceno, ya que en base a ella deberían esperarse distancias de enlaces distintas entre los 
átomos de Carbono. Sin embargo, en el benceno todos los enlaces C–C tienen la misma longitud 
(1,397 Å) que es intermedia entre un enlace simple (1,54Å) y uno doble (1,34Å). 
 
Ganancia de estabilidad del benceno con respecto al 1,3,5 – ciclohexatrieno 
hipotético: 
La hidrogenación de un doble enlace aislado produce la liberación de una cantidad de energía de 
28.6 kcal/mol, de esta forma la hidrogenación del 1,3,5 – ciclohexatrieno, produciría la liberación 
de 85,8 kcal/mol (=28.6 kcal/mol x 3). La energía de hidrogenación medida experimentalmente es 
de 49,8 kcal/mol, lo que da una diferencia de 36 kcal con la predicha en base a la hidrogenación de 
dobles enlaces localizados, ver Figura 19. Esta diferencia entre el valor predicho y el observado se 
denomina energía de resonancia. 
 
 
 
Figura 19. Energías de hidrogenación de compuestos cíclicos insaturados, y sus valores 
predichos. El benceno se encuentra estabilizado con respecto al hipotético 1,3,5-ciclohetrieno. 
 
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Resonancia: 
La imposibilidad de representar al benceno con estructuras de dobles enlaces localizados condujo 
al concepto de resonancia, según el cual la verdadera estructura de un compuesto es descripta por 
un híbrido1 de resonancia de estructuras de enlaces localizados. 
De esta manera la verdadera estructura de cada molécula de benceno es representada por el 
híbrido de resonancia de sus 2 estructuras de enlaces localizados, ver Figura 20. Es decir, cada 
molécula de benceno es al mismo tiempo representada parcialmente por sus 2 estructuras de 
resonancia. 
 
 
Figura 20. Estructuras de resonancia del benceno. 
 
Las estructuras de resonancia se representan separadas por una flecha de 2 puntas, a diferencia 
del equilibrio químico para el que se usa una doble flecha. Es importante recalcar que una 
molécula descripta por estructuras resonantes, CADA molécula es PARCIALMETE sus estructuras 
de enlaces localizados, mientras que en el equilibrio químico hay una cantidad de moléculas 
representadas por una estructura y otra cantidad de moléculas representada por la otra. 
De esta forma se logra describir moléculas cuyos electrones están deslocalizados. Estas moléculas 
son especialmente estables, debido justamente a la deslocalización de cargas. Debido a esto 
cuantas más estructuras de resonancia tengan que emplearse para describir un compuesto, 
mayor será su deslocalizaciónde electrones y consecuentemente mayor será su estabilidad. 
 
Compuestos aromáticos: 
Existen varias familias de compuestos aromáticos, los cuales se describen desde la Figura 7 hasta la 
Figura 10. Todos ellos son aromáticos, en al menos una región de la molécula. 
Los compuestos aromáticos pueden clasificarse globalmente como derivados del benceno y 
compuestos heterocíclicos. 
Los derivados del benceno pueden ser, por un lado, moléculas que poseen en su estructura alguna 
unidad de benceno como las esquematizadas en la Figura 21. 
 
 
1 Se dice de todo lo que es producto de una mezcla de elementos de distinta naturaleza. La mula es un híbrido de 
yegua y burro. 
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Figura 21. Compuestos aromáticos comunes derivados del benceno. 
 
Otro tipo de moléculas aromáticas derivadas del benceno son los compuestos aromáticos 
policíclicos, en los cuales se encuentran condensadas varias unidades de benceno, este tipo de 
moléculas se muestran en la Figura 22. 
 
Figura 22. Compuestos aromáticos policíclicos. 
 
 
Los compuestos heterocíclicos son moléculas cíclicas, contienen al menos un átomo diferente al 
carbono formando parte del anillo, pudiendo ser aromáticos o no. Los compuestos heterocíclicos 
aromáticos más comunes se muestran en la Figura 23. 
Algunas bases heterocíclicas aromáticas como la citosina, uracilo, adenina y guanina (Figura 
10) son componentes esenciales de los ácidos nucleicos. 
 
 
Figura 23. Compuestos heterocíclicos aromáticos mas comunes. 
 
CH3 CHO COOH NH2
benceno tolueno benzaldehido ácido benzoico anilina
OH
NO2 OH CH CH2 CH3
CH3 OH
COOH
nitrobenceno fenol estireno para-xileno ácido gálico
HO
naftaleno fenantreno antraceno benzo [ a ] pireno
tiofenofuranopirrol
H
SON N
piridina
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Figura 24. Bases nitrogenadas de los ácidos nucleicos. 
 
 
Nomenclatura de bencenos sustituidos: 
 
Bencenos monosustituidos: 
Se nombran indicando el nombre del radical sustituyente, como se muestra en la Figura 25. Si el 
anillo de benceno se encuentra en una cadena carbonada larga, se puede nombrar como 
sustituyente de la cadena utilizando el nombre fenilo, ver Figura 26. 
 
 
 
Etilbenceno 
Bromobenceno 
Figura 25. Nomenclatura de bencenos monosustituidos. 
 
 
Figura 26. Estructura del 3-fenilnonano, ejemplo de un compuesto nombrado con el benceno 
como sustituyente. 
 
Bencenos disustituidos: 
Cuando sobre el anillo hay más de un sustituyente, aparecen diferentes estructuras isoméricas, 
dependiendo la posición relativa que ocupa el segundo sustituyente (S) con respecto al primero 
(G). La identificación de las posiciones relativas de los sustituyentes se puede realizar mediante 
uracilocitosina
O
HH
O
ONH2
N
NH
N
N N
N N
N N
N N
N
ONH2
H2N
H H
H
adenina guanina
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http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/60/Ethylbenzene-2D-skeletal.png
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Brombenzol_-_Bromobenzene.svg
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nombres comunes, como se muestra en la Figura 27, o numerando los átomos de carbono en el 
ciclo. 
 
Figura 27. Nomenclatura de las posiciones del segundo sustituyente. 
 
De esta forma los bencenos disustituidos se nombran utilizando los prefijos orto-, meta- y para-, 
con el fin de especificar el tipo de sustitución. Los términos abreviados son o-, m- y p-. También se 
pueden utilizar números para identificar la relación entre los grupos; orto- es 1,2-disustituido, 
meta- es 1,3 y para- es 1,4: 
 
 
Figura 28. Nomenclatura de bencenos disustituidos. 
 
Bencenos trisustituidos: 
Se nombran numerando la posición de los distintos sustituyentes, como se ejemplifica en la 
siguiente figura: 
 
MONO
PARA
META
ORTO
ISÓMERO
S
S
S
G
G
G
G
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Figura 29. Nomenclatura de bencenos trisustituidos. 
 
 
 
 
¿Es un determinado compuesto aromático? 
Esta será una pregunta recurrente, la respuesta se halla verificando las siguientes condiciones: 
Un compuesto es aromático si en alguna región de la molécula se cumple simultáneamente lo 
siguiente: 
1- Es cíclico. 
2- Todos los átomos del ciclo se encuentran hibridizados sp2. 
3- Se cumple la Regla de Hückel, la cual establece que el número de electrones en el sistema 
Π debe valer 4n+2, siendo n cualquier número natural (n = 1, 2, 3, 4, 5,….). Es decir, el 
número de electrones Π que posee un compuesto aromático vale: 4n+2 = 6, 10, 14, 18, 
22, 26, … 
 
 
 
3. ISOMEROS 
 
Se dice que un par de compuestos químicos son isómeros cuando presentan la misma fórmula 
molecular, pero tienen distinta estructura química. 
 
Por ejemplo, las siguientes moléculas difieren en su cadena carbonada: 
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Figura 30. Ejemplos de isómeros de cadena. 
 
Los siguientes en la posición del grupo funcional: 
 
Figura 31. Ejemplos de isómeros de posición. 
 
Los siguientes en su grupo funcional: 
 
Figura 32. Ejemplos de isómeros de función. 
 
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Los isómeros que están en equilibrio químico entre sí se llaman tautómeros, por ejemplo: 
 
Figura 33. Ejemplo de Tautómeros. 
 
En los casos mencionados previamente, ambos pares de isómeros conectaban sus átomos de 
manera diferente, en por ejemplo la Figura 31, el O del 1-propanol se conecta a un C primario, 
mientras que el 0 del 2-propanol se conecta a un carbono secundario. Este tipo de isómeros se 
conocen como isómeros estructurales. 
Existen otro tipo de isómeros, más sutiles, en los cuales los átomos se conectan en ambos 
isómeros exactamente de la misma manera, pero aun así existen diferencias de estructura 
química. Este tipo de isómeros se denomina esteroisómeros, ya que lo que difiere en ellos es la 
distribución de los átomos en el espacio. Los estereoisómeros son de 2 tipos: geométricos y 
ópticos, en este módulo trataremos los primeros, mientras que en la unidad siguiente 
abordaremos en detalle los ópticos. 
Los isómeros geométricos se producen en moléculas que por alguna razón tienen algún grado de 
rotación impedido. Por ejemplo, moléculas como los alquenos en donde en la región del doble 
enlace la molécula es rígida (y plana). En este tipo de molécula, el impedimento rotacional 
provoca que se defina un plano a partir del cual los átomos pueden enlazarse de distinta manera. 
En la Figura 34, se pueden observar los isómeros geométricos en un doble enlace. El plano 
marcado en azul, representa el plano donde están de manera rígida los 6 átomos involucrados, 
perpendicular a él está el plano naranja, que contiene a los orbitales π y que genera la asimetría en 
la distribución de los sustituyentes. En la molécula esquematizada a la izquierda, ambos 
sustituyentes (verdes), están del mismo lado del plano naranja y consecuentemente la molécula se 
llama Cis, en la molécula de la izquierda ambos sustituyentes (verdes) están de lados contrarios del 
plano naranja y la molécula se llama Trans. 
 
Figura 34. Isómeros geométricos en un alqueno. 
 
 
O
H
OH
Forma Ceto Forma Enol
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En la Figura 35 puede verse una clasificación de los isómeros: 
 
Figura 35. Clasificación de isómeros. 
 
4. CONFORMEROS 
Se llama de esta manera a las distintas formas que tiene en el espacio una misma molécula 
debido a la libre rotación de los enlaces σ. 
El ejemplo más sencillo de confórmeros se tiene en el etano, debido a la libre rotación del enlace 
σ(C sp3 – C sp3), la posición relativa de los hidrógenos unidos al C1 cambia con respecto a los 
hidrógenos unidos al C2. 
Para analizar las conformaciones del etano, imaginemos que miramos la molécula de manera de 
alinear nuestra vista con el enlace σ(C sp3 – C sp3), como se indica con la flecha en la Figura 36. 
 
 
Figura36 
 
 
Figura 37 
 
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En esas condiciones veríamos la molécula de una forma similar a los que se muestra en la Figura 
37. Pero en realidad no sería la única forma que veríamos, ya que al tener el enlace C-C libre 
rotación los hidrógenos marcados en azul pueden cambiar su posición contra los marcados en 
rojo. 
Para el eteno todos los ángulos posibles H-C-H representan confórmeros posibles, ya que no hay 
impedimentos energéticos o estéricos. No obstante, no todos los confórmeros tienen la misma 
energía. 
En la Figura 38, se grafica la energía potencial de la molécula en función del ángulo H-C-H. Como 
puede observarse, aquellos confórmeros con ángulos H-C-H = 0° y = 120° (conformaciones 
eclipsadas) son menos estables (mayor energía potencial) que los que de ángulos H-C-H = 60° y = 
180° (conformaciones alternada). Esto se debe a que en las conformaciones eclipsadas los H están 
más próximos entre si y consecuentemente sus nubes electrónicas se repelen. 
 
 
Figura 38. Energía potencial de los confórmeros del etano 
 
La diferencia de energía en este caso entre los confórmeros es muy pequeña (del orden de 
10KJ/mol) y consecuentemente todas las conformaciones son accesibles a temperatura ambiente. 
A esta temperatura la energía es tan grande que el etano gira como un helicóptero alocado 
millones de veces por segundo. Pero atención porque puede no ser el caso en otras moléculas. 
Este tipo de análisis (conformacional) puede generalizarse para todas las moléculas en las cuales, 
al menos en ciertas regiones existan enlaces σ con posibilidad de libre rotación. 
La estabilidad conformacional es la razón por la cual los hidrocarburos largos presentan geometría 
cilíndrica, ya que forma global se corresponde con su conformación más estable (alternada para 
enlace C-C). 
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Figura 39. Conformación más estable de un hidrocarburo lineal largo. 
 
 
El análisis conformacional es fundamentalmente importante en los cicloalcanos, los principales se 
muestran a continuación: 
 
Figura 40. Estructura de los principales cicloalcanos 
 
Este tipo de compuestos puede presentar isomería geométrica, ya que al igual que los alquenos, el 
ciclo define un plano a partir del cual los sustituyentes pueden orientarse. 
En la Figura 41, se observan los isómeros geométricos del (1,4)-dimetil-ciclohexano en proyección 
de Haworth, mientras que en la Figura 42 se muestran las estructuras tridimensionales reales de 
ambos isómeros de la misma molécula. 
 
CH3 CH3 CH3
CH3 
Figura 41. Proyecciones de Haworth del (1,4)-dimetil-ciclohexano. Cis a la izquierda y Trans a la 
derecha. 
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Figura 42. Estructuras tridimensionales reales del del (1,4)-dimetil-ciclohexano. Cis a la izquierda 
y Trans a la derecha. El plano característico que define la molécula se esquematiza en verde. 
 
 
Otro ejemplo de isomería geométrica en ciclos lo podemos ver a continuación: 
 
Figura 43. Isómeros geométricos del (1,2)-dicloro-ciclohexano. 
 
En la Figura 40, se muestran las estructuras de los cicloalcanos más importantes. La figura es solo 
orientativa, ya que las moléculas parecen planas. Como sabemos el ángulo tetraédrico es de 
109.5° y consecuentemente aquellas moléculas que alcancen esos ángulos serán estables. De esta 
manera el ciclopropano y ciclobutano con ángulos C-C-C muy distintos del tetraédrico no serán 
estables. El ciclopentano en cambio es capaz de adquirir conformaciones con ángulos bastante 
cercanos a los tetraédricos y es consecuentemente muy estable. Los confórmeros del ciclopentano 
se muestran en la Figura 44. 
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En el caso del ciclohexano existen con confórmeros con ángulos exactamente tetraédricos y 
consecuentemente su estabilidad es muy grande. Estos confórmeros, al igual que en el caso del 
etano, se interconvierten entre sí y tienen diferentes estabilidades. Los confórmeros del 
ciclohexano se muestran en la Figura 45. 
 
Figura 44. Confórmeros del ciclopentano. 
 
 
 
 
Figura 45. Confórmeros del ciclohexano 
 
Los confórmeros del ciclohexano se identifican como sillas y botes por la forma a la que recuerdan 
esas figuras, ver Figura 46. 
 
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Figura 46. Formas sillas y botes. 
 
En líneas generales los confórmeros silla son mucho más estables que los botes debido a 
repulsiones que se generan en este último: 
 
 
Figura 47. Repulsiones generadas en la conformación bote: Interacción 1-4, hidrogenos 
eclipsados 
 
Las sillas son por mucho más estables que los botes, ahora bien, observando la Figura 45, puede 
verse que ambas sillas no son equivalentes; en la silla representada a la izquierda el carbono 1 está 
en la parte superior (por eso se llama 1C4), mientras que en la representada la derecha el carbono 
1 está abajo (1C4). Otra importante diferencia radica en que la 1C4, las uniones esquematizadas en 
rojo tienen orientación vertical, mientras en la 1C4 tienen orientación “más horizontal”. 
Las orientaciones verticales son llamadas axiales, mientras las “más horizontales” son llamadas 
ecuatoriales. Volviendo entonces a la Figura 45, vemos que en la silla 1C4 los enlaces rojos están 
axial y los azules en ecuatorial. Mientras que en la 1C4, los rojos pasaron a ecuatorial y los azules a 
axial. Esto es importante cuando existen sustituyentes, ambas sillas pueden tener diferentes 
estabilidades, aquellas sillas más estables serán las que ubiquen a los sustituyentes más 
voluminosos en posición ecuatorial: 
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Figura 48. Conformeros silla del Cis (1,3) dirojo ciclohexano 
En la Figura 48 se muestran los confórmeros sillas de un ciclohexano con 2 sustituyentes 
voluminosos, en este caso la silla más estable resulta la 1C4, ya que ubica a estos sustituyentes en 
posición ecuatorial. 
 
 
Bibliografía: 
 
- PETER VOLLHARDT And NEIL SCHORE. Organic Chemistry. W. H. Freeman and Company. 
6Th Ed. 
- Clayden. Organic Chemistry. Oxford. 
- Organic Chemistry. Organic Chemistry. Organic Chemistry. 4Th Ed. 
 
 
Las imágenes fueron extraídas y modificadas de la bibliografía utilizada para la elaboración de esta 
Guía. 
 
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	/
	El término compuesto aromático se utiliza para describir un compuesto cíclico con dobles enlaces conjugados el cual se encuentra estabilizado debido a su capacidad de deslocalizar sus electrones.
	Los compuestos aromáticos pueden clasificarse en derivados del benceno y compuestos heterocíclicos aromáticos.
	La conjugación y la deslocalización de los electrones en el benceno proporcionan a este compuesto una estabilidad grande, mayor a la que se predeciría en base a su estructura de enlaces localizados, esquematizada en la Figura 20.
	Ganancia de estabilidad del benceno con respecto al 1,3,5 – ciclohexatrieno hipotético:
	La hidrogenación de un doble enlace aislado produce la liberación de una cantidad de energía de 28.6 kcal/mol, de esta forma la hidrogenación del 1,3,5 – ciclohexatrieno, produciría la liberación de 85,8 kcal/mol (=28.6 kcal/mol x 3). La energía de hi...
	/
	Resonancia: