Quimica Organica para Ciencias de la Salud - Soler _ Gonzalez (1 ed 2008)

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QUÍMICA ORGÁNICA
PARA CIENCIAS 
DE LA SALUD
PROYECTO EDITORIAL
BIBLIOTECA DE QUÍMICAS
Director:
Carlos Seoane Prado
Catedrático de Química Orgánica
Universidad Complutense de Madrid
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en la ley, cualquier forma de reproducción,
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NO fotocopies el libro
QUÍMICA ORGÁNICA
PARA CIENCIAS 
DE LA SALUD
Vicente Soler Martínez
M.a Eugenia González Rosende
EDITORIAL
SINTESIS
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En ella encontrará el catálogo completo y comentado
Diseño de cubierta: JV Diseño gráfico
© Vicente Soler Martínez
M.ª Eugenia González Rosende
© EDITORIAL SÍNTESIS, S. A.
Vallehermoso, 34 - 28015 Madrid
Teléf.: (91) 593 20 98
http://www.sintesis.com
Depósito Legal: M. 27.197-2008 
ISBN: 978-84-975657-8-3
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por cualquier sistema de recuperación y por cualquier medio,
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de Editorial Síntesis, S. A.
PRÓLOGO ...................................................................................................................... 13
1. INTRODUCCIÓN A LA ESTRUCTURA Y LOS ENLACES 
DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS........................................................... 15
1.1. Enlace covalente: hibridación, estructura y fórmulas de Lewis............. 16
1.1.1. Estructuras de Lewis ................................................................... 17
1.1.2. Hibridación en el átomo de carbono ........................................ 17
1.2. Polarización de los enlaces y de las moléculas ........................................ 19
1.3. Resonancia ................................................................................................... 21
1.4. Tautomería ................................................................................................... 23
1.5. Representación de los compuestos orgánicos ......................................... 24
1.6. Isomería ........................................................................................................ 25
1.7. Grupos funcionales ..................................................................................... 28
2. REACCIONES ÁCIDO-BASE EN QUÍMICA ORGÁNICA ...................... 31
2.1. Concepto ácido-base ................................................................................... 32
2.2. Equilibrios ácido-base ................................................................................ 33
2.3. Anfolitos ....................................................................................................... 34
2.4. Ordenación según acidez ........................................................................... 35
2.5. Hidrólisis/solvólisis ..................................................................................... 39
2.6. Separación de componentes de mezclas en función de la acidez ......... 40
3. ESTRUCTURA Y REACTIVIDAD DE ALCANOS 
Y CICLOALCANOS ............................................................................................ 43
3.1. Relación entre las propiedades físicas de los alcanos y su estructura ...... 44
3.2. Análisis conformacional ............................................................................ 45
3.3. Halogenación de alcanos ........................................................................... 47
3.3.1. Mecanismo de la halogenación radicalaria .............................. 47
3.3.2. Determinación teórica de los rendimientos de la halogenación 49
3.4. Estructura molecular y conformación en cicloalcanos. 
Conformaciones del ciclohexano .............................................................. 51
ÍNDICE
4. ESTEREOISOMERÍA ......................................................................................... 53
4.1. Clasificación de los isómeros ..................................................................... 54
4.2. Actividad óptica o quiralidad ................................................................... 56
4.2.1. Centro quiral o estereocentro .................................................... 56
4.2.2. Rotación óptica específica [α]D ................................................ 57
4.3. Configuración absoluta: notación R/S. Proyección de Fischer ............. 58
4.4. Estructura de las moléculas quirales ........................................................ 60
4.4.1. Enantiómeros y diastereómeros ................................................ 60
4.4.2. Forma meso .................................................................................. 62
4.5. Resolución de mezclas racémicas ............................................................. 63
4.6. Pureza óptica y pureza química ................................................................ 65
4.7. Estereoisomería en alquenos ..................................................................... 67
4.8. Estereoisomería en compuestos cíclicos. Ciclohexanos disustituidos ...... 68
4.8.1. Ciclohexano disustituido ............................................................ 68
4.8.2. Curiosidades científicas: los ácidos tartáricos .......................... 70
5. TIPOS DE REACCIÓN EN QUÍMICA ORGÁNICA 
E INTERMEDIOS CARBONADOS ................................................................ 71
5.1. Mecanismo de reacción .............................................................................. 72
5.2. Ruptura homolítica y ruptura heterolítica ............................................... 72
5.3. Tipos fundamentales de intermedios carbonados .................................. 73
5.4. Reactivos electrófilos y nucleófilos .......................................................... 76
5.5. Tipos de reacciones orgánicas ................................................................... 77
6. REACCIONES DE SUSTITUCIÓN NUCLEOFÍLICA (SN1 y SN2) .......... 81
6.1. Definición y mecanismo de la reacción de sustitución nucleofílica 
unimolecular, SN1 ........................................................................................ 82
6.2. Definición y mecanismo de la reacción de sustitución nucleofílica 
bimolecular, SN2 .......................................................................................... 84
6.3. Estereoquímica de la sustitución nucleofílica ......................................... 86
6.3.1. Ataque dorsal en las reacciones SN2 ......................................... 86
6.3.2. Racemización en la SN1 .............................................................. 88
6.4. Efecto de la estructura del sustrato en las reacciones SN1 y SN2 .......... 89
6.5. Efecto del poder nucleofílico en las reacciones SN1 y SN2 .................... 91
6.6. Efecto de los grupos salientes en las reacciones SN1 y SN2 ................... 92
6.7. Efecto del disolvente en las reacciones SN1 y SN2. Reacciones 
de solvólisis .................................................................................................. 93
6.8. Reacciones de transposición ...................................................................... 95
6.9. Participación de grupos vecinos. Sustitución nucleofílica 
intramolecular ............................................................................................. 97
6 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
7. REACCIONES DE ELIMINACIÓN E1 y E2 ................................................. 99
7.1. Cinética y mecanismode la eliminación unimolecular, E1 ................... 100
7.2. Cinética y mecanismo de la eliminación bimolecular, E2 ..................... 101
7.3. Estereoquímica de la reacción de eliminación E2 .................................. 103
7.4. Regioselectividad en las reacciones de eliminación E2 ......................... 105
7.4.1. Regla de Saytzev .......................................................................... 105
7.4.2. Regla de Hofmann ...................................................................... 106
7.5. Relación entre la estereoquímica y la regioselectividad 
en la eliminación E2 ................................................................................... 107
7.6. Condiciones que favorecen la reacción de eliminación frente 
a la sustitución ............................................................................................. 109
8. QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS ORGANOMETÁLICOS .................. 113
8.1. Definición ..................................................................................................... 114
8.2. Síntesis de compuestos organometálicos ................................................. 114
8.3. Reactividad de los compuestos organometálicos ................................... 115
8.3.1. Polarización del enlace entre el carbono y el metal ............... 115
8.3.2. Comportamiento de los compuestos organometálicos 
como bases .................................................................................... 116
8.3.3. Comportamiento nucleofílico de los compuestos 
organometálicos ........................................................................... 117
9. QUÍMICA DE LOS ALCOHOLES .................................................................. 125
9.1. Estructura molecular de los alcoholes ..................................................... 126
9.2. Propiedades físicas de los alcoholes ......................................................... 126
9.3. Propiedades ácido-base de los alcoholes ................................................. 128
9.4. Reacciones de los alcoholes ....................................................................... 132
9.4.1. Ruptura del enlace O–H ............................................................ 132
9.4.2. Ruptura del enlace C–O ............................................................. 136
9.5. Síntesis de alcoholes ................................................................................... 142
9.5.1. Desplazamiento nucleofílico por ión hidróxido ...................... 142
9.5.2. Hidrogenación catalítica de aldehídos y cetonas ..................... 142
9.5.3. Reducción de compuestos carbonílicos con hidruros ............. 143
9.5.4. Apertura de oxaciclopropano con hidruro de aluminio y litio .. 144
9.5.5. Síntesis con reactivos organometálicos ..................................... 144
10. QUÍMICA DE LOS ÉTERES ............................................................................ 151
10.1. Propiedades físicas de los éteres ............................................................... 152
10.2. Síntesis de éteres ......................................................................................... 152
10.2.1. Síntesis de Williamson ................................................................. 152
10.2.2. Deshidratación de alcoholes ...................................................... 153
Índice 7
10.2.3. Alcohólisis de haloalcanos o sulfonatos de alquilo ................. 154
10.2.4. Formación de éteres metílicos ................................................... 155
10.3. Reacciones de éteres .................................................................................. 155
10.3.1. Formación de iones oxonio ........................................................ 155
10.3.2. Ruptura con HX .......................................................................... 156
10.4. Síntesis de éteres cíclicos ........................................................................... 158
10.4.1. Síntesis de Williamson intramolecular ...................................... 158
10.4.2. Epoxidación de alquenos ............................................................ 159
10.5. Reacciones de éteres cíclicos ..................................................................... 160
10.5.1. Apertura catalizada por ácidos .................................................. 160
10.5.2. Apertura con nucleófilos ............................................................ 161
11. QUÍMICA DE LOS ALQUENOS ..................................................................... 165
11.1. Estructura y enlace en los alquenos ......................................................... 166
11.2. Estabilidad relativa de los alquenos ......................................................... 167
11.3. Síntesis de alquenos .................................................................................... 168
11.3.1. Reacciones de eliminación E2 ................................................... 168
11.3.2. Deshidratación de alcoholes ...................................................... 171
11.4. Reacciones de adición a los alquenos ...................................................... 171
11.4.1. Hidrogenación catalítica ............................................................. 171
11.4.2. Adición electrofílica .................................................................... 173
11.4.3. Funcionalización regioselectiva y estereoespecífica 
mediante hidroboración .............................................................. 178
11.4.4. Adiciones radicalarias ................................................................. 180
11.5. Reacciones de oxidación ............................................................................ 181
11.5.1. Dihidroxilación vecinal sin ......................................................... 181
11.5.2. Epoxidación de alquenos. Dihidroxilación vecinal anti ......... 182
11.5.3. Ruptura oxidativa de alquenos: ozonólisis ............................... 184
12. QUÍMICA DE LOS ALQUINOS ...................................................................... 191
12.1. Estructura y enlace en alquinos ................................................................ 192
12.2. Acidez de alquinos terminales. Alquilación de aniones etinuro .......... 193
12.3. Reactividad de los alquinos ....................................................................... 195
12.3.1. Reducción ..................................................................................... 195
12.3.2. Adición electrofílica .................................................................... 198
12.3.3. Hidroboración-oxidación ............................................................ 200
12.4. Síntesis de alquinos ..................................................................................... 203
12.4.1. Reacciones de doble eliminación a partir 
de 1,2-dihaloalcanos ...................................................................... 203
12.4.2. Reacciones de doble eliminación a partir 
de 1,1-dihaloalcanos ...................................................................... 204
8 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
13. QUÍMICA DE LOS DIENOS CONJUGADOS .............................................. 209
13.1. Alcadienos. Dienos conjugados ................................................................ 210
13.2. Propiedades de los sistemas conjugados 1,3 ............................................ 212
13.3. Reactividad de los sistemas conjugados 1,3 ............................................ 213
13.3.1. Hidrogenación .............................................................................. 213
13.3.2. Adición electrofílica .................................................................... 213
13.3.3. Reacción de Diels-Alder ............................................................ 216
14. GRUPO CARBONILO: ALDEHÍDOS Y CETONAS .................................. 227
14.1. Aldehídos y cetonas: estructuramolecular y enlace .............................. 228
14.2. Propiedades físicas y químicas de aldehídos y cetonas .......................... 229
14.3. Síntesis de aldehídos y cetonas ................................................................. 231
14.3.1. Oxidación de alcoholes ............................................................... 232
14.3.2. Ozonólisis de alquenos ................................................................ 233
14.3.3. Hidratación de alquinos .............................................................. 235
14.3.4. Hidroboración-oxidación de alquinos ....................................... 235
14.4. Reactividad del grupo carbonilo: mecanismo de la reacción de adición .... 236
14.5. Reacciones de adición al carbonilo .......................................................... 237
14.5.1. Adición de agua: hidratación ..................................................... 237
14.5.2. Adición de alcoholes. Grupos protectores .............................. 238
14.5.3. Adición de nucleófilos relacionados con el amoníaco ............ 241
14.5.4. Adición de ión cianuro: formación de cianhidrinas ................ 244
14.5.5. Adición de iluros de fósforo: reacción de Wittig ..................... 244
14.6. Reacciones de oxidación de aldehídos y cetonas ................................... 246
14.7. Reacciones de reducción de aldehídos y cetonas ................................... 249
14.7.1. Reducción a alcoholes ................................................................. 249
14.7.2. Reducción a hidrocarburos ........................................................ 251
15. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS ................................................................................ 257
15.1. Propiedades físicas ...................................................................................... 258
15.2. Acidez y basicidad de los ácidos carboxílicos ......................................... 259
15.3. Reactividad del grupo carboxilo: mecanismo de adición-eliminación ...... 260
15.4. Conversión de ácidos carboxílicos en haluros de ácido y anhídridos ..... 262
15.5. Conversión de ácidos carboxílicos en ésteres ......................................... 264
15.6. Conversión de ácidos carboxílicos en amidas ......................................... 266
15.7. Reducción de los ácidos carboxílicos ....................................................... 267
15.8. α-halogenación: reacción de Hell-Volhard-Zelinsky............................... 267
15.9. Descarboxilación ......................................................................................... 268
15.10. Preparación de ácidos carboxílicos ........................................................... 269
15.10.1. Por reacciones de oxidación ....................................................... 269
15.10.2. Carboxilación de reactivos organometálicos ............................ 271
15.10.3. Hidrólisis de derivados de ácido y nitrilos ................................ 271
Índice 9
16. DERIVADOS DE ÁCIDOS CARBOXÍLICOS .............................................. 277
16.1. Derivados de ácidos carboxílicos. Reactividad ....................................... 278
16.2. Reacciones de derivados de ácido con el agua como nucleófilo: 
reacciones de hidrólisis ............................................................................... 282
16.3. Reacciones de derivados de ácido con alcoholes como nucleófilos: 
preparación de ésteres ................................................................................ 284
16.4. Reacciones de derivados de ácido con el amoníaco y las aminas 
como nucleófilos ......................................................................................... 285
16.5. Reacciones de reducción de los derivados de ácido ............................... 287
16.6. Reacciones de derivados de ácido con compuestos organometálicos ..... 288
16.7. Alcanonitrilos .............................................................................................. 289
17. AMINAS Y DERIVADOS .................................................................................. 295
17.1. Estructura molecular de las aminas .......................................................... 296
17.2. Reactividad de las aminas .......................................................................... 297
17.2.1. Comportamiento básico .............................................................. 297
17.2.2. Comportamiento nucleofílico .................................................... 298
17.3. Síntesis de aminas ....................................................................................... 305
17.3.1. Reacciones de reducción ............................................................ 305
17.3.2. Reacción con haluros de alquilo ................................................ 306
17.3.3. Transposición de Hofmann ......................................................... 306
17.3.4. Síntesis de Gabriel ....................................................................... 306
17.4. Sales de amonio cuaternario. Eliminación de Hofmann ....................... 308
18. EL BENCENO Y LA SUSTITUCIÓN ELECTROFÍLICA 
AROMÁTICA ....................................................................................................... 313
18.1. Estructura del benceno: aromaticidad ..................................................... 314
18.2. Reacciones de sustitución electrofílica aromática (SEAr) ..................... 316
18.2.1. Mecanismo de la sustitución electrofílica aromática ............... 317
18.2.2. Reacciones de halogenación ..................................................... 318
18.2.3. Reacciones de nitración .............................................................. 319
18.2.4. Reacciones de sulfonación .......................................................... 319
18.2.5. Reacciones de Friedel-Crafts ..................................................... 320
18.3. Efecto de los sustituyentes en la sustitución electrofílica aromática ....... 322
18.3.1. Activación y desactivación del anillo aromático ..................... 323
18.3.2. Efecto en la orientación en la sustitución electrofílica 
aromática ...................................................................................... 323
18.4. Reacciones de oxidación y reducción del benceno ................................ 327
18.4.1. Reacciones de reducción ............................................................ 328
18.4.2. Reacciones de oxidación de las cadenas laterales ................... 328
18.5. Sales de arenodiazonio como intermedios sintéticos ............................. 329
10 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
19. REACCIONES A TRAVÉS DE ENOLES E IONES ENOLATO 
DE ALDEHÍDOS Y CETONAS ........................................................................ 335
19.1. Acidez de los H en α de aldehídos y cetonas: aniones enolato ............ 336
19.2. Alquilación en α de cetonas ...................................................................... 337
19.3. Tautomería ceto-enólica ............................................................................. 339
19.4. Reacciones de enoles y aniones enolato de aldehídos y cetonas .......... 340
19.4.1. Condensación aldólica ................................................................ 340
19.4.2. Condensación aldólica mixta ...................................................... 343
19.4.3. Condensación aldólica intramolecular ...................................... 346
19.5. Reacción de Cannizzaro ............................................................................. 347
19.6. Halogenación en α de aldehídos y cetonas. Prueba del haloformo ..... 348
19.7. Preparación y química de aldehídos y cetonas α,β-insaturados ........... 350
19.7.1. Síntesis de aldehídos y cetonas α,β-insaturados ...................... 350
19.7.2. Reacciones de aldehídos y cetonas α,β-insaturados ............... 351
19.7.3. Adición conjugada 1,4 a aldehídos y cetonas α,β-insaturados... 352
20. REACCIONES DE CONDENSACIÓN DE ENOLATOS DE ÉSTER ..... 357
20.1. Condensación de Claisen ........................................................................... 358
20.2. Condensación de Claisen mixta ................................................................ 362
20.3. Condensación de Claisen intramolecular (Dieckmann) ........................ 364
20.4. Otras condensaciones de tipo Claisen de interés en síntesis ................. 366
20.5. Los compuestos β-dicarbonílicos como intermedios sintéticos ............ 366
20.5.1. Nucleofilia de aniones enolato de compuestos 
β-dicarbonílicos ........................................................................... 366
20.5.2. Reacciones de descarboxilación ................................................ 367
20.6. Síntesis acetoacética ................................................................................... 369
20.7. Síntesis malónica ......................................................................................... 370
20.8. Adición de un anión dicarbonílico a sistemas conjugados: 
adición de Michael ...................................................................................... 371
BIBLIOGRAFÍA ........................................................................................................... 377
Índice 11
El plan de convergencia europea hacia el denominado Espacio Europeo de Educación
Superior (Declaración de Bolonia, 1999) exige una importante transformación en el ámbi-
to académico universitario. El enfoque docente necesita cambiar de orientación, cen-
trándose en el proceso de aprendizaje del estudiante, que adquiere, en este nuevo esce-
nario, un mayor protagonismo. Nuestro objetivo al escribir este libro ha sido realizar un
texto de conceptos básicos de la materia acompañado de ejercicios, que se pueda utilizar
en la enseñanza activa, una de las directrices de este nuevo Espacio Europeo de Educa-
ción Superior. 
Destinado a un primer curso universitario de Química Orgánica, el contenido está orga-
nizado en dos partes. Los aspectos generales relacionados con la estructura, el enlace y la
reactividad de los compuestos orgánicos comprenden los siete primeros capítulos. A partir
del capítulo 8 se recoge la química de cada grupo funcional. Cada capítulo incluye un esque-
ma conceptual, donde se muestran los objetivos de estudio, junto con una breve introduc-
ción del tema. Al final del mismo se expone un resumen de las reacciones más importantes.
Las principales ideas se desarrollan brevemente y constituyen una forma de repasar con-
ceptos ampliamente descritos en los libros de texto, ya que la obra no pretende sustituir a los
textos clásicos de Química Orgánica, sino más bien complementarlos. 
La resolución de problemas es una parte importante del aprendizaje en química orgá-
nica, imprescindible para asimilar conocimientos y adquirir las destrezas necesarias. La
disposición intercalada de conceptos teóricos con ejercicios resueltos y propuestos per-
mite utilizar este libro en la enseñanza activa. La realización de problemas y cuestiones
servirá al alumno para comprobar los conocimientos adquiridos y el grado de compren-
sión alcanzado.
Deseamos que el libro represente una mejora en la calidad didáctica de la asignatura y
facilite al alumno la organización del estudio y el aprendizaje de la disciplina. Si se utiliza con
la finalidad para la que ha sido pensado, creemos que los estudiantes llegarán a disfrutar 
con la materia y a progresar por sí mismos. Nuestro propósito es que, lejos de considerar la
Química Orgánica como una exhaustiva recopilación memorística de reacciones, el alumno
comprenda la materia y sea capaz de abordar situaciones más complejas y predecir el resul-
tado de cualquier reacción nueva a la que se enfrente. 
Queremos hacer llegar nuestro agradecimiento a los alumnos que hemos tenido a lo lar-
go de todos estos años: son ellos quienes dan sentido a nuestro trabajo, quienes nos estimu-
lan a mantener actualizados los contenidos y revisar continuamente la metodología docente
PRÓLOGO
de nuestra materia. Deseamos agradecerles su valiosa contribución a nuestro enriquecimiento
como profesores y, lo que es más importante, como personas.
Confiamos en que esta obra, fruto de nuestra experiencia docente como profesores de
Química Orgánica, sirva de ayuda a todos aquellos que se inician en el estudio de esta disci-
plina y sea acogida favorablemente por la comunidad universitaria.
14 Prólogo
1
1.1. Enlace covalente: hibridación, 
estructura y fórmulas de Lewis
1.2. Polarización de los enlaces 
y de las moléculas
1.3. Resonancia
1.4. Tautomería
1.5. Representación 
de los compuestos orgánicos 
1.6. Isomería
1.7. Grupos funcionales
INTRODUCCIÓN 
A LA ESTRUCTURA
Y LOS ENLACES DE
LOS COMPUESTOS
ORGÁNICOS
La Química Orgánica es la química del carbono. Los lípidos, los hidratos de carbono,
las proteínas y los ácidos nucleicos, componentes esenciales de la vida, son moléculas
orgánicas cuyo principal elemento es el átomo de carbono. También muchas sustan-
cias de uso corriente que han mejorado nuestro modo de vida son compuestos orgá-
nicos. Los medicamentos de síntesis, las fibras textiles artificiales, los fertilizantes y
tantas otras sustancias obtenidas gracias al desarrollo de la Química Orgánica. Si pre-
tendemos obtener moléculas beneficiosas y controlar sus efectos, necesitamos conocer
su comportamiento aplicando los principios esenciales de la Química Orgánica. Este
capítulo es una revisión de los fundamentos básicos de la estructura y el enlace químico
de las moléculas orgánicas. El alumno debe ser capaz de comprender conceptos como
isomería, tautomería y resonancia. También es importante que conozca los grupos fun-
cionales más habituales, ya que será la herramienta que posteriormente utilizará para
poder entender y predecir la reactividad de los compuestos orgánicos.
1.1. Enlace covalente: hibridación, estructura y fórmulas de Lewis
Los compuestos se pueden clasificar en iónicos y covalentes, según el tipo de enlaces que
posean. Los enlaces iónicos son el resultado de fuerzas electrostáticas que mantienen
unidos entre sí iones cargados positiva y negativamente. Estos iones se forman por trans-
ferencia de electrones de un átomo a otro, con objeto de adquirir la configuración de gas
noble. Los enlaces covalentes provienen de la compartición de pares de electrones entre
dos átomos. Una vez más, los electrones se comparten con el fin de alcanzar la configu-
ración electrónica de gas noble.
FIGURA 1.1
Los movimientos de los electrones alrededor del núcleo pueden describirse median-
te ecuaciones de onda. Las soluciones a dichas ecuaciones son los orbitales atómicos, que
delimitan aproximadamente regiones del espacio en las que existe una alta probabilidad
de encontrar al electrón. 
Un orbital molecular se forma al solaparse dos orbitales atómicos para generar un
enlace. Los orbitales moleculares del mismo signo se solapan para dar un orbital mole-
cular enlazante de energía menor. Los de signo opuesto dan lugar a un orbital molecu-
lar antienlazante de energía superior. 
Se produce un enlace covalente cuando un orbital molecular enlazante es ocupado
con un par de electrones. Los enlaces formados por solapamiento a lo largo del eje inter-
nuclear se denominan enlaces σ; los formados por solapamiento de orbitales p perpen-
diculares al eje internuclear se llaman enlaces π.
Los enlaces covalentes tienen una dirección en el espacio. Las formas de las moléculas
covalentes quedan definidas por sus distancias y sus ángulos de enlace. 
H Br Na Cl(Covalente) (Iónico)
16 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
FIGURA 1.2
1.1.1. Estructuras de Lewis
Los compuestos covalentes se pueden representar mediante estructuras de Lewis, utili-
zando líneas para indicar los enlaces covalentes y puntos para los electrones no enla-
zantes. Las estructuras se dibujan de manera que tengan ocho electrones (un octeto),
alrededor de cada átomo, excepto elhidrógeno, que solamente puede tener dos elec-
trones. Unos pocos átomos, como el boro, que con frecuencia presenta una capa abier-
ta, y el azufre o el fósforo, que al ser elementos del tercer período no están limitados por
la regla del octeto, pueden considerarse igualmente excepciones.
También pueden dibujarse dobles o triples enlaces entre átomos con el fin de crear
estructuras en las que haya octetos alrededor de átomos como el carbono, el oxígeno y
el nitrógeno.
FIGURA 1.3
1.1. Escribe estructuras de Lewis para las siguientes moléculas:
HI ; CH3CH2CH3 ; CH3OH ; O2 ; CS2 ; HCOOH ; CH3COCl ; HNO2 ; C2
2− ; OH− ; NH2;
NH4
+; Cl2 ; CCl4 ; PH3
1.1.2. Hibridación en el átomo de carbono
El solapamiento o mezcla de orbitales de un mismo átomo da lugar a orbitales híbridos.
El concepto de orbital híbrido es útil para racionalizar la geometría de las moléculas
covalentes y los distintos tipos de enlaces, que se encuentran en ellas. 
Cuando un átomo de carbono está unido por enlaces sencillos a otros cuatro átomos
se dice que tiene hibridación sp3. Los orbitales híbridos sp3 se dirigen a los vértices de un
tetraedro, con ángulos de 109º entre ellos. Este átomo de carbono se denomina también
átomo de carbono tetraédrico. 
H BrH BrH H H H
α = 109° 28′
H
HH
N
α = 107° C
H
H
H
H
Capítulo 1: Introducción a la estructura y los enlaces de los compuestos orgánicos 17
FIGURA 1.4
Cuando un átomo está unido a tres átomos por enlaces simples o múltiples tiene hibri-
dación sp2. Los orbitales híbridos sp2 se orientan hacia los vértices de un triángulo equilá-
tero, con ángulos de 120º entre ellos. Dicho átomo se denomina trigonal. Un átomo de car-
bono con hibridación sp2 tiene un orbital p no hibridado que puede formar un enlace π por
solapamiento lateral con otro orbital p de un átomo adyacente al que el carbono está uni-
do a través de un enlace σ. El enlace σ y el enlace π constituyen juntos un doble enlace.
FIGURA 1.5
Un átomo unido a otros dos átomos por enlaces sencillos o múltiples es un átomo
con hibridación sp. Los orbitales híbridos sp de un átomo se alejan linealmente uno del
otro formando un ángulo de 180º. Un átomo de carbono con hibridación sp tiene dos
orbitales p no hibridados y origina un triple enlace, formado por un enlace σ y dos enla-
ces π, con otro átomo de carbono o de nitrógeno.
FIGURA 1.6
La fuerza de un enlace covalente está relacionada con su longitud, la cual, a su vez,
depende de:
– El tamaño de los átomos enlazados.
– La hibridación de los átomos enlazados.
– Si el enlace es sencillo, doble o triple.
C C HH
σ
π
π
Formación 
del etino
Átomo de carbono trigonal.
con los orbitales híbridos sp2
en un plano y el pz no híbrido
perpendicular a dicho plano
Orbitales 
híbridos sp2
Orbital pz 
no híbrido
CH
H
C H
Hσ
π
Formación
del eteno
C
H
C
H
H
H
Disposición en el
espacio de los
orbitales sp3
Formación
de metano
18 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
1.2. Indica la hibridación de cada átomo en las siguientes moléculas. Dibuja sobre cada hetero-
átomo los pares electrónicos no compartidos.
a) CH3Cl b) CH3OH c) CH3CH2CH3 d) 
e) f) g)
1.3. Para las moléculas del ejercicio anterior, señala el tipo de enlace covalente (σ o π) que exis-
te entre los átomos.
1.4. Compara los siguientes enlaces y determina cuál es el más corto:
a) C−O en la molécula de ácido fórmico (metanoico)
b) N−O en el ácido nitroso
c) C−O entre el metanal y el metanol
1.2. Polarización de los enlaces y de las moléculas
Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares (apolares). Un enlace covalente
polar se forma entre átomos de distinta electronegatividad, siendo ésta la medida de la
capacidad de un átomo para atraer electrones. Un enlace covalente no polar (apolar) se
produce entre átomos con la misma electronegatividad.
Una molécula es un dipolo cuando tiene una distribución desigual de carga, con
un extremo positivo y otro negativo. Las moléculas que contienen enlaces covalentes
polarizados suelen tener momentos dipolares (µ) significativos, a no ser que la geo-
metría de la molécula dé lugar a que los momentos dipolares de cada enlace se anu-
len mutuamente.
Indica la polarización de los enlaces en las moléculas siguientes mediante el uso de flechas que
señalen el desplazamiento de la densidad electrónica. 
CH4 ; H2O ; SCO ; SO ; IBr ; PCl3 ; BeH2
Ejercicio resuelto
N CH CH2
CH3
CH3
CH3 ICH3 OH
O
OHCH3O
CH3 C C CH2 C
O
NH CH3
Capítulo 1: Introducción a la estructura y los enlaces de los compuestos orgánicos 19
Solución
1.5. Indica, para cada uno de los compuestos siguientes, si sus enlaces son iónicos, covalentes
polares o covalentes no polares.
a) Cl2 b) O2 c) NaCl d) HF e) MgCl2 f) CCl4 g) PH3
1.6. Muestra utilizando δ+ y δ− la polarización de los siguientes enlaces:
a) H–F b) H–N c) O–H d) N–Br e) C–F f) C–O
1.7. Construye una tabla en la que recojas los valores de la diferencia de electronegatividad
entre los elementos enlazados, ∆x. Para conseguir la electronegatividad consulta el Siste-
ma Periódico.
I–C Br–C Cl–C F–C N–H N–C N–O 
P–C S–O C–H O–H O–O N–S 
a) Ordena los enlaces (>, < o =) según polaridad decreciente.
b) Empleando los símbolos δ+ y δ−, expresa la polaridad de los enlaces.
1.8. Entre las estructuras siguientes indica las que presentan momento dipolar, dibujando una
pequeña flecha en la dirección y sentido de dicho momento dipolar.
a) b) c) d)
e)
1.9. La estructura del linestrenol, componente de ciertos anticonceptivos orales, se representa
a continuación. Localiza un ejemplo de cada uno de los siguientes enlaces o átomos:
a) Enlace covalente altamente polarizado
b) Enlace covalente prácticamente no polarizado
c) Átomo de carbono con hibridación sp
CN
CN
CN
 CO2 CCl4
C
Br
Br
H
HCH3
O
CH3CH3
S
CH3
O
CN
Be HH
µ = 0
P
Cl
Cl
Cl
µ 0≠
I Br
µ 0≠
S O
µ 0µ 0
C OS
O
H H
µ 0
µ = 0
C
H
H H
H
20 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
d) Átomo de carbono con hibridación sp2
e) Átomo de carbono con hibridación sp3
f) Enlace entre átomos de hibridación diferente
1.3. Resonancia
Estructuras o formas resonantes son aquellas estructuras que presentan la misma conecti-
vidad (poseen los átomos en las mismas posiciones) pero cuyos pares de electrones tienen
diferente localización. Se interconvierten formalmente por movimientos de electrones. 
Ninguna forma resonante, aisladamente, describe correctamente la molécula real, cuya
representación verdadera es el promedio de todas las formas resonantes: el híbrido de reso-
nancia. Si las formas resonantes de una molécula son distintas, las que más contribuyen a
la molécula real son aquellas que cumplen las siguientes condiciones: tienen el mayor núme-
ro de enlaces covalentes, no presentan separación de cargas y cumplen la regla del octeto
y con las condiciones de electronegatividad de los átomos constituyentes.
Escribe estructuras de resonancia para las moléculas e iones moleculares siguientes. Indica en
cada caso la que contribuye principalmente a la resonancia. 
a) CO2 b) H2CO c) NO2
+ d) HCO3
− e) NCO−
Solución
a) Forma resonante que contribuye más: no presenta separación de cargas.
b) Forma resonante neutra: mayor contribución al híbrido de resonancia.
C O
H
H
C O
H
H
Mayor
contribución
O C O O C O OCO
Mayor contribución
Ejercicio resuelto
H3C OHC C H
Capítulo 1: Introducción a la estructura y los enlaces de los compuestos orgánicos 21
c) La forma resonante con la carga positiva sobre el átomo de nitrógeno, que es menos elec-
tronegativo que el oxígeno, está más favorecida.
d)
e) La forma resonante con la carga negativa sobre el átomo de oxígeno, que es más elec-
tronegativo que el nitrógeno, es la de mayor contribución al híbrido.
1.10. Dibuja las dos formas resonantes más representativas de: 
a) 2-butenal b) N,N-dimetilvinilamina c) 3-aminopropenal
1.11. Dibuja formas resonantes representativas de lasestrucuturas siguientes:
1.12. Clasifica por orden de importancia relativa las estructuras contribuyentes en cada uno de
los híbridos de resonancia siguientes:
H2C CH CH OCH OCHCH2CH2 CH CH Of)
CH3 N C OCH3 N C O CH3 N C Oe)
c) CH3 C NH
O
CH3 C NH
O
d)
H2N CH3
O
H2N CH3
O
b)
CH2 CH3
O
CH2 CH3
Oa)
CH2 CH2(4) CH2 CH3
O
(5) CH2
N
O
O
(6)
CH
(7)
CH2(1) CH3
O
CH2(2) CH2 CH2(3)
N C O N C O
Mayor contribución
O C
O
O
H
O C
O
O
H
O C
O
O
H
Formas resonantes idénticas con 
mayor contribución por no 
presentar separación de cargas
Menor
contribución
N OO N OO N OO
Mayor contribución
22 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
a)
d) e) f) g)
c)b)
a)
c)
b)
d)
e)
f)
1.4. Tautomería
Tautómeros son isómeros que difieren en la localización de un protón y un doble 
enlace.
No debemos confundir resonancia con tautomería. La tautomería es un equilibrio
químico real entre dos especies moleculares diferentes; por ejemplo, las formas ceto y
enol de aldehídos y cetonas. La resonancia no es un equilibrio, ni las formas resonantes
son moléculas reales, sino que cada forma resonante es una estructura, de las distintas
posibles, para explicar una molécula real.
De los siguientes pares de estructuras, ¿cuáles constituyen formas resonantes? ¿Cuáles son tau-
tómeros? En el caso de que sean formas resonantes, indica con una flecha el movimiento de los
electrones. 
a) b)
c) d) 
e) f) 
Solución
a) Resonancia
b) Tautomería
c) Tautomería
d) Resonancia
e) Resonancia
f) ResonanciaH C NHH C NH
CH2 CH CH OCH2 CH CH O
CH2 CH2
CH3 C
CH2
OHCH3 C
O
CH2
H
CH3 C
H
NH
H
CH2C NH2
CH3 C
O
O CH3 C
O
O
H C NHH C NHCH2 CH CH OCH2 CH CH O
CH2 CH2CH3 C
CH2
OHCH3 C
O
CH3
CH3 C
H
NH
H
CH2C NH2CH3 C
O
O CH3 C
O
O
Ejercicio resuelto
Capítulo 1: Introducción a la estructura y los enlaces de los compuestos orgánicos 23
1.13. Distingue, entre los siguientes pares de estructuras, cuáles son formas resonantes y cuáles
representan equilibrios tautómeros.
a) b) 
c) d) 
e) 
1.14. Entre los pares de fórmulas siguientes, ¿cuándo debe colocarse el símbolo y cuán-
do el símbolo ? Justifica la respuesta en cada caso.
a) b) 
c) d) 
e)
1.5. Representación de los compuestos orgánicos
La representación de los compuestos orgánicos puede hacerse mediante fórmulas estruc-
turales y en perspectiva. 
Las fórmulas estructurales muestran la estructura de una molécula, es decir, el modo
de unión de los átomos. Pueden ser completas, condensadas y lineales. 
– Completas: se representan las uniones entre los átomos mediante guiones. 
– Condensadas: los átomos del mismo tipo se muestran agrupados. Los grupos repe-
titivos se pueden englobar entre paréntesis. Los dobles y triples enlaces se mues-
tran por razones de claridad. 
– Lineales: cada unión de dos líneas o el final de una línea representa un átomo de
carbono y los hidrógenos necesarios para que el carbono tenga cuatro enlaces. 
La representación en perspectiva muestra la disposición tridimensional. Puede
hacerse de tres maneras: trazos y cuñas, caballete y Newman. 
(CH3)3P O (CH3)3P O
H C O
NH2
H C OH
NH
H C NH2
O
H C NH2
O
CH3 N N N CH3 N N NCH3 O S O
O
CH3 O S O
O
CH3 CH3
O O
CH3 CH3
O OH
O O
CH3 C N
CH3 C NH
CH3 OEt
O O
CH3 OEt
O O
CH3 H
O
CH3 H
OH
24 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
• Trazos y cuñas: la línea continua representa el plano del papel, la gruesa
indica hacia fuera del plano y la de trazos hacia atrás del plano.
• Proyección de caballete: Forma de representar una molécula mirando el eje
que conecta dos átomos de carbono de forma lateral.
• Proyección de Newman: la molécula se gira fuera del plano y se observa
a lo largo del eje que conecta dos átomos de carbono. En esta notación
el carbono de delante tapa al de atrás, pero los enlaces que parten de cada
uno de ellos son visibles.
FIGURA 1.7
1.6. Isomería 
Isómeros son compuestos que poseen la misma fórmula molecular (igual número y
clase de átomos), pero se diferencian en la manera en que están unidos los átomos
entre sí. Pueden ser estructurales, también llamados constitucionales, y estereoisó-
meros. 
Los isómeros estructurales difieren en su conectividad. Si la diferente distribución se
refiere al esqueleto carbonado, son isómeros de cadena; si la diferencia está en la ubica-
ción del grupo funcional, son isómeros de posición. Puede ocurrir que dos grupos fun-
cionales distintos tengan la misma fórmula molecular; a este tipo de isomería se la llama
de isomería de función.
Los estereoisómeros tienen la misma conectividad, y únicamente se diferencian en la
disposición de los átomos en el espacio. Serán tratados en el capítulo 4.
H
C C
H
H H
N H
H
H
Completas
CH3CH2OH
(CH3)2CHOH
Condensadas
CH3C CH
OH
OH
Lineales
Caballete NewmanTrazos y cuñas
Fórmulas
estructurales
Fórmulas
en perspectiva
Capítulo 1: Introducción a la estructura y los enlaces de los compuestos orgánicos 25
FIGURA 1.8
Señala los diferentes tipos de átomos de hidrógeno en las sustancias siguientes e indica cuántos
hidrógenos hay de cada tipo.
a) Propano 
b) Isómeros de fórmula C4H10 
c) Isómeros de fórmula C5H12
Solución
a) 
b) Isómeros de fórmula C4H10 
a
a
a
a
a
a
a
a
a
b
CH3 CH CH3
CH3
Metilpropano
a
a
a
b b
bb
a
a
a
CH3CH2CH2CH3
Butano
a
a
a
b b
a
a
a
CH3CH2CH3
Propano
Ejercicio resuelto
CHO
CH2OHHO H HOCH2
CHO
OH
H
(R)-gliceraldehído (S)-gliceraldehído
Estereoisómeros
CH3CH2CH2CH3 CH3CHCH3
CH3Cadena
CH3CH2OH CH3OCH3
Estructurales
Función
CH3CH2CH2OH CH3CHCH3
OHPosición
26 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
c) Isómeros de fórmula C5H12 
1.15. Repite el ejercicio anterior para isómeros de fórmula molecular C5H10
Averigua el número de insaturaciones de los compuestos siguientes: 
C7H12O3 ; C5H9N3 ; C6H4BrCl ; C4H6N2O2S
Solución
La expresión para averiguar el número de insaturaciones de un compuesto es la siguiente:
n.º insaturaciones = 
C representa el número de átomos de carbono presentes en la molécula. 
H es el número de átomos de hidrógeno. 
X es el número de átomos monovalentes. 
N es el número de átomos trivalentes.
Los átomos presentes en la molécula con valencia par no afectan al número de instauraciones.
C7H12O3 n.º insaturaciones = = = 3
C5H9N3 n.º insaturaciones = = = 3
C6H4BrCl n.º insaturaciones = = = 4
C4H6N2O2S n.º insaturaciones = = = 3
(2,4 + 2) – 6 + 2
2
(2C + 2) – H – X + N
2
(2,6 + 2) – 4 – 2
2
(2C + 2) – H – X + N
2
(2,5 + 2) – 9 + 3
2
(2C + 2) – H – X + N
2
(2,7 + 2) – 12
2
(2C + 2) – H – X + N
2
(2C + 2) – H – X + N
2
Ejercicio resuelto
CH3 C CH3
CH3
Dimetilpropano
a
a
a
a
a
a
a
a
a
aa
a
CH3
a
a
a cc
b
b
a
aa
bd
CH3 CH CH2
CH3
CH3
Metilbutano
a
a
a
b b
cc
b b
a
a
a
CH3CH2CH2CH2CH3
Pentano
Capítulo 1: Introducción a la estructura y los enlaces de los compuestos orgánicos 27
1.16. Dibuja las fórmulas de los alcoholes derivados del 2-metilbutano.
1.17. Dibuja las estructuras isómeras de fórmula molecular C4H8ClO.
Clasifica los isómeros que obtengas según su categoría: de posición, de cadena o de función.
1.7. Grupos funcionales
Un grupo funcional es un átomo o agrupación atómica que determina la reactividad quí-
mica de una molécula. Así, el grupo funcional hidroxilo, −OH, es la unidad estructural
clave en la reactividad de los alcoholes.
Muchos compuestos naturales contienen más de un grupo funcional. Para poder conocer de las
propiedades de estos compuestos es necesario identificar previamente sus grupos funcionales.
Señala e identifica los grupos funcionales de los siguientes productos naturales con importante
actividad biológica.
Solución
N
CH3
OH H
HO
HO
Hidroxilos
Hidroxilo Amina secundaria
Hidrocarburo
aromático
O N
HO
HO
CH3
Amina terciaria
Hidroxilo
Hidroxilo
Éter
cíclico
Hidrocarburo
aromático
Alqueno
N
O
H O
O
CH3
OCH3 Cocaína
N
OO
N
Estricnina
(veneno)
N
CH3
OH H
HO
HO
Adrenalina
(hormona)
O N
HO
HOCH3
Morfina
(analgésico)
Ejercicio resuelto
28 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
1.18. Para cada uno de los productos naturales siguientes señala e identifica los grupos funcio-
nales.
CUADRO 1.1
Grupos funcionales más importantes
Compuesto Grupo funcional Fórmula general Ejemplo 
Alcanos Ninguno RH CH3CH2CH3
Propano 
Haloalcanos X RX CH3CH2I
(X=F, Cl, Br, I ) Yodoetano 
Alcoholes OH ROH CH3CH2OH
Etanol 
Éteres O ROR´ CH3OCH3
Dimetiléter 
Aminas (CH3)3N
Trimetilamina 
Tioles SH RSH CH3CH2SH
Etanotiol 
R N
R′
R′′
N
OH
O
NH2
HS
Cisteína (aminoácido)
HO H
OH
O
2,3-dihidroxipropanal
(gliceraldehído)
O
CH3
CH3
Cineol
(eucaliptus)
CH3 C C C C C C C C
CH2OH
H HMatricarianol (margaritas)
CH3 O CH3
CH3 O
Acetato de 3-metilbutilo
(esencia de plátano)
N
CH3
Heliotridane
(alcaloide)
N
CH3
OH H
HO
HO
Hidroxilos
Hidroxilo Amina secundaria
Hidrocarburo
aromático
Hidrocarburo
aromático
Alqueno
N
OO
N Amina terciaria
Éter cíclico
Lactama
Capítulo 1: Introducción a la estructura y los enlaces de los compuestos orgánicos 29
[.../...]
CUADRO 1.1
(continuación
Compuesto Grupo funcional Fórmula general Ejemplo 
Alquenos H2C=CH2
Eteno
Alquinos 
Etino 
Hidrocarburos
aromáticos 
Tolueno 
Aldehídos CH3CH2CHO
Propanal 
Cetonas CH3COCH3
Propanona 
Ácidos carboxílicos CH3COOH
Ácido acético 
Anhídridos CH3CO—O—COCH3
Anhídrido acético 
Haluros de ácido CH3COCl
Cloruro de acetilo 
Ésteres CH3COOCH2CH3
Acetato de etilo 
Amidas CH3CONH2
Acetamida 
Nitrilos CH3 CN
Acetonitrilo 
R C NC N
R C
O
N R′′
R′
C
O
N
(H)R C
O
OR′C
O
O
R C
O
XC
O
X
R C
O
O C
O
R′C
O
O C
O
R C
O
OHC
O
OH
R C
O
R′C
O
R C
O
HC
O
CH3C
C C
C
CC
H C C H(H)R C C R(H)C C
C C
(H)R
(H)R
R(H)
R(H)
C C
30 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
2
2.1. Concepto ácido-base
2.2. Equilibrios ácido-base
2.3. Anfolitos
2.4. Ordenación según acidez
2.5. Hidrólisis/solvólisis
2.6. Separación de componentes 
de mezclas en función de la acidez
REACCIONES
ÁCIDO-BASE EN
QUÍMICA
ORGÁNICA
Muchas reacciones biológicas son catalizadas por enzimas. Cada enzima trabaja a una velo-
cidad máxima dentro de límites bastante estrechos de condiciones. En ocasiones, el efecto del
pH es determinante en la función enzimática. Por ejemplo, las enzimas digestivas del estó-
mago (donde el pH oscila alrededor de 1,5) funcionan mejor en condiciones ácidas, mientras
que las enzimas digestivas del intestino delgado (pH = 8) prefieren condiciones alcalinas. La
enzima que causa el oscurecimiento de las manzanas cortadas y expuestas al oxígeno atmos-
férico no trabaja bien a un pH inferior a 3,5; por esta razón, el jugo de limón aplicado a la
superficie de las manzanas recién cortadas impide, al aumentar la acidez, que se oscurezcan.
En este capítulo se pretende que el alumno sea capaz de predecir la reactividad áci-
do-base de un compuesto orgánico a partir de sus características estructurales y escribir
correctamente las reacciones que tienen lugar.
2.1. Concepto ácido-base
Muchas reacciones orgánicas pueden clasificarse como reacciones ácido-base.
– Según Brönsted-Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder iones hidrógeno a
las bases, mientras que una base es cualquier sustancia que puede aceptar un ión
hidrógeno de los ácidos.
De acuerdo con esta definición protónica, los ácidos y las bases manifiestan
propiedades recíprocas y siempre aparecerán por pares en reacciones químicas lla-
madas neutralizaciones, formando un ácido conjugado y una base conjugada del
ácido y la base que inicialmente se han puesto en contacto.
FIGURA 2.1
Los disolventes protónicos son aquellos que se comportan como ácidos y bases
de Brönsted-Lowry, aceptando y cediendo protones a las sustancias disueltas en
los mismos. El agua o el amoniaco líquido, el etanol, las aminas y otras muchas
sustancias orgánicas se comportan como disolventes protónicos.
– Según la concepción de Lewis, un ácido es un aceptor de electrones y una base es
un dador de electrones.
Esencialmente, una reacción ácido-base de Lewis es la formación de un enla-
ce covalente dativo entre una base (dador) y un ácido (aceptor). 
FIGURA 2.2
BF3+CH3OH
Base
CH3O
Ácido
BF3
H
A H + B A H+ B
Ácido Base conjugada Ácido conjugado
A H+RNH2
Base Base conjugadaÁcido conjugado
RNH3 A+
Base
Ácido
32 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
Escribe los ácidos conjugados de las siguientes especies:
a) H2O b) Cl
− c) CH3NH2 d) CH3O
−
e) HNO3 f) CH3OH g) H
+ h) CH3
−
Solución
a) H3O
+ b) HCl c) CH3NH3
+ d) CH3OH
e) H2NO3
+ f) CH3OH2
+ g) H2 h) CH4
2.1. Dibuja la fórmula estructural del ácido conjugado de cada compuesto.
a) CH3CH2OCH2CH3 b) CH3CH2NHCH2CH3
c) CH3CH2CH2SCH3 d) CH3CH2CH2OH
e) CH3CH2CH2COCH3 f) CH3CH2CHO
2.2. Dibuja la fórmula estructural de la base conjugada de cada especie química.
a) b) 
c) d) 
2.3. Identifica el ácido y la base de cada uno de los siguientes pares conjugados:
a) (CH3)2O ; (CH3)2OH
+ b) H2SO4 ; HSO4
−
c) NH2
− ; NH3 d) CH3OH ; CH3O
−
2.2. Equilibrios ácido-base
La acidez y la basicidad se definen en términos de equilibrios.
La fuerza de los ácidos se expresa mediante su constante de acidez, Ka, o bien con su pKa.
pKa = −log Ka
En las bases la fuerza viene recogida en la constante de basicidad, Kb, o bien expre-
sada en la forma logarítmica, pKb. 
pKb = −log Kb
OHCH3 SH
NH3CH3CH3 C OH
CH3
CH3
Ejercicio resuelto
Capítulo 2: Reacciones ácido-base en Química Orgánica 33
Cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada y mayor el valor 
de su pKa.
¿Cuál es la base más fuerte en cada uno de los pares siguientes? 
a) NH3 y PH3 b) Cl
− y Br−
c) NH2
− y OH− d) HS− y F−
Justifica la elección.
Solución
a) NH3: el átomo de nitrógeno es más pequeño que el átomo de fósforo y, por lo tanto, tie-
ne menor dispersión electrónica.
b) El ión cloruro es una base más fuerte por la misma razón apuntada en el apartado ante-
rior. También puede razonarse con los ácidos conjugados: el HCl es más débil que el HBr,
luego su base conjugada es más fuerte.
c) El ión amiduro es más básico que el ión hidroxilo. En el ión amiduro la densidad electró-
nica está dispersa sobre la mitad de la superficie, mientras que en el ión hidroxilo la densi-
dad electrónica está dispersa sobre las tres cuartas partes de la superficie. También puede
justificarse por los ácidos conjugados: el agua es un ácido más fuerte que el amoniaco.
d) No se pueden comparar directamente porque el azufre y el flúor están en grupos y perío-
dos diferentes de la tabla periódica. Con ayuda de una tabla de acidez observamos que
el HF es más ácido que el H2S, y por tanto el F
− es una base más débil que el ión HS−.
2.4. ¿Qué ácido es más fuerte, el H2O o el H2S? ¿Por qué?
2.3. Anfolitos
Los ácidos y las bases que pueden actuar como ácidos o como bases, según la fuerza de
la sustancia a la que se enfrenten, se llaman anfolitos, y su comportamiento anfiprótico. 
El agua es un anfolito típico. Cede iones H+ a las bases, comportándose como ácido,
y acepta iones H+ de los ácidos, comportándose como base. 
2.5. ¿Son anfóteras algunas de las siguientes sustancias?
H2O ; NH3 ; NH4
+ ; Cl− ; HCO3
− ; HF
Ejercicio resuelto
34 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
2.4. Ordenación según acidez
Para ordenar una serie de compuestos se procede de la siguiente manera:
II) Primeramente, se clasifican los compuestos según sus grupos funcionales, aten-
diendo para ello al cuadro 2.1 de acidez. 
II) Posteriormente, se ordenan los compuestos que han sido agrupados dentro de
una misma función. Esta ordenación se guía por los efectos estéreo-electrónicos
presentes en las moléculas. 
CUADRO 2.1
Valores de pKa según los grupos funcionales
Función Ejemplo pKa
1.o Ácidos inorgánicos R–SO3H −0,6 
2.o Ácidos carboxílicos F3CCOOH 0 
Cl3CCOOH 0,9 
Cl2CHCOOH 1,3 
ClCH2COOH 2,8 
HCOOH 3,7 
PhCOOH 4,2 
3.o Tiofenoles Ph–SH 7,8 
4.o Metilenos activos MeCO–CH2–COMe 9 
5.o Fenoles Ph–OH 10 
6.o TiolesR–SH 10,5 
7.o Metilenos activos MeCO–CH2–COOEt 11 
EtOOC–CH2–COOEt 13 
8.o Alcoholes R–OH 15,2-17 
9.o Amidas R–CONH2 17 
10.o Aminas aromáticas Ph–NH–Ph 23 
Ph–NH2 25 
11.o Alquinos terminales 26 
12.o Aminas alifáticas Et–NH2 33 
R–NH2 35 
13.o Alquenos terminales R–CH=CH2 44 
14.o Alcanos R–H 49-50 
R C CH
Capítulo 2: Reacciones ácido-base en Química Orgánica 35
• Factores estéreo-electrónicos. Una vez ordenados los compuestos por sus grupos
funcionales, se consideran factores electrónicos y estéricos.
a) Efectos inductivos:
Se llama efecto inductivo (I) a la transmisión del efecto atrayente (−I) o dador
(+I) de electrones a través de enlaces σ. El efecto inductivo se presenta en enla-
ces covalentes entre átomos de distinta electronegatividad.
– El efecto +I disminuye la acidez del compuesto.
– El efecto −I aumenta la acidez.
b) Otro efecto a tener en cuenta es el efecto mesómero o resonancia (M):
Se presenta en sistemas insaturados, con uno o varios enlaces múltiples en la
molécula, y consiste en saltos electrónicos que dan lugar a diferentes formas mesó-
meras o resonantes. Puede ser dador (+M) o aceptor (−M).
– El efecto +M disminuye la acidez.
– El efecto −M aumenta la acidez.
CUADRO 2.2
Efectos inductivos y mesómero
Efecto Grupos funcionales 
–I −NH3+ −CF3 Halógenos −OH −OR −NO2 −COOH −COOR −CHO 
+I −D −R −R−O− −COO−
–M −NO2 −SO3H −CN −COOH −COOR −COR −CHO 
+M −ÖH −ÖR −N̈R2 −N̈HCOR −ÖCOR Halógenos
Ordena, por orden creciente de acidez, los siguientes compuestos:
a) HCOOH (ácido fórmico) b) CH3COOH (ácido acético) 
c) ClCH2COOH (ácido cloroacético) d) Cl2CHCOOH(ácido dicloroacético)
Solución
CH3COOH < HCOOH < ClCH2COOH < Cl2CHCOOH
El ácido más fuerte es el ácido dicloroacético debido al efecto inductivo −I de los dos áto-
mos de cloro en el carbono contiguo al carboxilo. El ácido acético es el que presenta menor
acidez por el efecto inductivo +I del grupo metilo sobre el carboxilo. 
Ejercicio resuelto
C CC CC
O
R
36 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
2.6. Señala el carácter de los siguientes grupos funcionales: dador por resonancia (+M), acep-
tor por resonancia (−M), dador por inducción (+I), aceptor por inducción (−I). 
–F ; −Br ; −OH ; −NH2 ; −NO2 ; −CHO ; −CH3, −+N(CH3)3, −CN
2.7. Compara la acidez de fenoles y alcoholes. Interpreta la diferencia haciendo uso de la meso-
mería del ión fenóxido.
En algunos casos, en posición contigua a un metilo o un metileno existen grupos de fuer-
te efecto electrón-aceptor (−M y −I) y la acidez de los hidrógenos de este carbono es mayor,
incluso comparable a los átomos de hidrógeno unidos al oxígeno o al nitrógeno. Ejemplos: 
2,4-pentanodiona CH3−CO−CH2−CO−CH3 pKa = 9,0
Nitrometano CH3−NO2 pKa = 10,2
Acetilacetato de etilo CH3−CO−CH2−COOCH2CH3 pKa = 11,0
Malonato de dietilo EtOOC−CH2−COOEt pKa = 13,0
2.8. Ordena los siguientes compuestos según acidez creciente.
a) Acetilacetato de etilo 
b) 2,4-pentanodiona 
c) Malonato de dietilo
c) Formación de enlaces de hidrógeno intramoleculares. Puede favorecer la acidez o
la basicidad, facilitando una estructura cíclica más estable. 
d) Efectos estéricos. Pueden aumentar la basicidad de una sustancia, si hacen más
accesible el par de electrones no enlazante. Asimismo, la acidez puede incre-
mentarse si la expulsión del protón ácido distiende la molécula y disminuye la ten-
sión estérica 
De los siguientes pares de compuestos, señala el más ácido e indica qué efecto determina su
mayor acidez.
a) Ácido orto-hidroxibenzoico y ácido para-hidroxibenzoico
b) Metilamina y anilina
c) N,N-dimetilanilina y 2,6,N,N-tetrametilanilina
Ejercicio resuelto
Capítulo 2: Reacciones ácido-base en Química Orgánica 37
Solución
a) El ácido o-hidroxibenzoico es más ácido que el ácido p-hidroxibenzoico, al estabilizar
el anión benzoato (base conjugada) por el establecimiento de puentes de hidrógeno
intramoleculares.
b) La metilamina es más básica que la anilina por tratarse de una amina alifática con el efec-
to +I de la cadena y sin la deslocalización del par electrónico del átomo de nitrógeno por
el anillo aromático.
c) La 2,6,N,N-tetrametilanilina es más básica que la N,N-dimetilanilina debido al impedimen-
to estérico que aportan los dos grupos metilo en los carbonos 2 y 6. Al quedar impedido
el giro del grupo dimetilamino, el par electrónico del átomo de nitrógeno no queda copla-
nar con el sistema electrónico π del benceno. Sin embargo, en la N,N-dimetilanilina no
existe impedimento al giro del átomo de nitrógeno y el par de electrones se sitúa copla-
nar con el sistema π del benceno, que deslocaliza los electrones de la base y le resta efi-
cacia para captar protones.
2.9. Ordena los siguientes compuestos según acidez decreciente:
a) CH3CH2OH b) (CH3)3COH c) ClCH2CH2 OH
d) ClCH2CH2COOH e) CF3CH2OH f) CF3−O−CH3
2.10. Ordena según acidez decreciente los siguientes compuestos:
a) Fenilacetileno b) Ph−SH c) EtOOC−CH2−COOEt 
d) Me3COH e) NH3 f) CH3CH2−SH 
g) EtOH h) p−Cl−Ph−OH
N
CH3
CH3
CH3
CH3
Giro impedido
Par de electrones no coplanares 
con el sistema π del benceno
N
CH3
CH3
 
Par de electrones no enlazante 
coplanar con el sistema π del
benceno
HO COOH Ácido p-hidroxibenzoico
OH
COOH
+ H2O
O
C
H
O
O
+ H3O
Ácido o-hidroxibenzoico Anión o-hidroxibenzoato
38 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
2.11. Ordena según acidez creciente los compuestos que se enumeran:
a) Alilamina b) Anilina c) N-metilanilina d) Ciclohexilamina
e) 
Razona, con todo detalle, la ordenación propuesta.
2.5. Hidrólisis/solvólisis
Un proceso químico de enorme importancia es la reacción de hidrólisis. 
Cualquier base más fuerte que el agua sufrirá hidrólisis al disolverse en la misma y
generará iones hidroxilo; de igual modo, los ácidos más fuertes que el agua generarán
ión hidronio.
FIGURA 2.3
Cuando la reacción ácido-base tiene lugar con un disolvente prótico no acuoso reci-
be el nombre de solvólisis. 
Un jabón dermatológico es de mayor calidad si presenta un pH bajo en disolución acuosa. A con-
tinuación se muestran cuatro sales sódicas que se emplean para fabricar jabones; decide cuál sería
mejor por su menor alcalinidad.
NaHCO3 Na2CO3 Na
+ PhO−
CH3(CH2)14COO
− Na+
(Palmitato de sodio)
Solución
La sal con menor alcalinidad es la que posee la base conjugada del ácido más fuerte:
Acidez decreciente CH3–(CH2)14–COOH > H2CO3 > PhOH > HCO3
−
Basicidad creciente CH3–(CH2)14–COO
− < HCO3
− > PhO− < CO3
2−
El palmitato de sodio es el mejor jabón porque el ión palmitato es la base más débil.
Ejercicio resuelto
B + H2O BH + OH
HA + H2O +A H3O
N H
Pirrol
N H
Pirrolidina
Capítulo 2: Reacciones ácido-base en Química Orgánica 39
f)
2.12. Cuando se añade hidruro de sodio (NaH) al agua, se desprende hidrógeno. Escribe la reacción
química. ¿Qué puede decirse de la acidez del hidrógeno en comparación con la del agua?
2.6. Separación de componentes de mezclas en función de la acidez
La separación de mezclas de componentes orgánicos disueltos en un disolvente apolar
se puede basar en las propiedades ácido-base. Se trata de separar los neutros por un lado,
los básicos por otro y los ácidos por otro. Dentro de los compuestos ácidos o básicos tam-
bién pueden separarse los más fuertes de los más débiles. En la figura 2.4 se muestra la
separación de una mezcla. 
FIGURA 2.4
Ác. benzoico
2-naftol
Piridina
1-clorobutano
Tolueno
2.º NaHCO3 (aq)
1.º éter etílico
Fase acuosa
Na
HCl conc.
Ác. benzoico
Recristalización
ác. benzoico puro
NaOH (aq)
Fase acuosa
Naftóxido de sodio
Na
Fase orgánica
HCl conc.
Naftol
Recristalización
de etanol
Naftol puro
Fase orgánica
1-clorobutano
Tolueno
HCl (aq)
Cloruro de piridinio
NaOH en éter
Piridina
Piridina pura
COO
Benzoato sódico
COOH
Fase orgánica
2-naftol
Piridina
1-clorobutano
Tolueno
O
OH
Piridina
1-clorobutano
Tolueno
Fase acuosa
Destilación
1-clorobutano
puro
Tolueno
puro
N H Cl
N
Destilación
40 Química Orgánicapara Ciencias de la Salud
2.13. Construye un diagrama de flujo de la separación de una mezcla de ácido benzoico, alcohol
bencílico, benzaldehído y benzoato de metilo y anilina disueltos en benceno, señalando el
producto que se separa y cómo se aísla de la mezcla inicial.
2.14. Dibuja un esquema de separación para la mezcla siguiente: o-cresol (o-metilfenol), ácido
salicílico, metilanilina y ciclohexano. Escribe las fórmulas de los compuestos en cada 
etapa de la separación.
2.15. Se desea separar los componentes de una mezcla de n-butanol, n-butanal, ácido butírico,
fenol y ciclopentilamina. Dibuja un diagrama de flujo para aislar cada compuesto, basán-
dote en las diferencias de acidez. 
Capítulo 2: Reacciones ácido-base en Química Orgánica 41
3
3.1. Relación entre las propiedades físicas
de los alcanos y su estructura
3.2. Análisis conformacional 
3.3. Halogenación de alcanos
3.4. Estructura molecular y conformación
en cicloalcanos. Conformaciones 
del ciclohexano 
ESTRUCTURA
Y REACTIVIDAD 
DE ALCANOS 
Y CICLOALCANOS
Los alcanos son componentes del petróleo y el gas natural, principales fuentes de ener-
gía en la actualidad. En el presente capítulo se estudia la estructura y la reactividad de
los alcanos y cicloalcanos, la clase de compuestos orgánicos más simples, formados úni-
camente por enlaces sencillos carbono-hidrógeno y carbono-carbono. Se presenta la rela-
ción entre las propiedades físicas y su estructura y se introduce el análisis conformacio-
nal. En cuanto al estudio de su reactividad, dado que los alcanos se caracterizan por su
inercia química, se aborda únicamente la halogenación, reacción de funcionalización en
la que se sustituye un átomo de hidrógeno por halógeno. 
3.1. Relación entre las propiedades físicas de los alcanos y su estructura 
Los alcanos son hidrocarburos que contienen únicamente enlaces σ y se denominan hidro-
carburos saturados. Sus propiedades químicas son semejantes, pero sus propiedades físi-
cas varían con la masa molecular y con la forma de la molécula. Por ejemplo, a medida
que aumenta la masa molecular, aumenta el punto de fusión. 
En el caso de los alcanos isómeros, a estructuras moleculares diferentes le corres-
ponden propiedades físicas distintas. Así, compuestos con cadena carbonada larga tien-
den a tener puntos de ebullición más elevados que los que tienen forma más esférica
(pentano: p. e., 36,1 ºC; 2-metilbutano: p. e., 27,9 ºC). Por otra parte, las moléculas esfé-
ricas se empaquetan mejor en redes cristalinas y tienen puntos de fusión más altos 
(2-metilbutano: p. f., –159,9 ºC; 2,2-dimetilpropano: p. f., –16,6 ºC).
Indica los hidrógenos primarios, secundarios y terciarios en cada una de las siguientes sustan-
cias:
a) Dimetilpropano b) Butano c) Metilciclopentano d) Metilbutano 
Solución
a) 
b)
C
C
C
Ca
a
a
b
b b
a
a
b
a
a primarios
b secundarios
CH3CH2CH2CH3
C C
C
C
C
a aa
a
a
a
aa a
a
a
a
a primariosCH3 C
CH3
CH3
CH3
Ejercicio resuelto
44 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
c)
d)
3.1. Señala los hidrógenos primarios, secundarios y terciarios en el 2-metilpentano (isohexano).
3.2. Ordena las moléculas siguientes por su punto de ebullición:
a) Heptano 
b) 2-metilhexano 
c) 2,2-dimetilpentano 
d) 2,2,3-trimetilbutano
3.2. Análisis conformacional
Las moléculas de los alcanos presentan libertad de giro alrededor de sus enlaces senci-
llos (enlaces σ); por tanto, la disposición en el espacio permite varias conformaciones
distintas. Los isómeros resultantes de las diferentes conformaciones se denominan isó-
meros conformacionales, confórmeros o rotámeros. Todos ellos se interconvierten rápi-
damente a temperatura ambiente.
– Conformación eclipsada: a lo largo del eje carbono-carbono todos los enlaces de
un átomo de carbono se alinean paralelamente con los enlaces similares del otro
átomo de carbono, es decir, se eclipsan entre sí cuando la molécula se observa des-
de un extremo. 
– Conformación alternada: cada átomo del primer carbono se encuentra situado
entre dos átomos del segundo carbono a lo largo del eje carbono-carbono.
– Conformación anti: conformación alternada en la que los grupos más volumino-
sos están opuestos entre sí (180º). 
– Conformación sesgada (o gauche): conformación alternada con los grupos más
voluminosos próximos (60º).
C
C
C
C
C
a a a
a
a
a c d d
e
e
e
a, e primarios
d secundarios
c terciario
CH3 CH
CH3
CH2CH3
C
a aa
c
bb
b b
d ddd
a primarios
d, b secundarios
c terciario
CH3
Capítulo 3: Estructura y reactividad de alcanos y cicloalcanos 45
FIGURA 3.1
Dibuja estructuras en perspectiva de las siguientes moléculas en las conformaciones indicadas: 
a) Propano (alternada) 
b) Propano (eclipsada)
c) Butano (anti) 
d) Butano (sesgada)
Solución
a)
c)
3.3. Dibuja fórmulas en caballete, trazos y cuñas y proyección de Newman para las distintas
conformaciones del cloroetano.
El análisis conformacional consiste en el estudio de la geometría de las diferentes
conformaciones y la asignación de valores de energía relativos para averiguar qué con-
formación es la más estable. Representamos el diagrama de energía para la rotación del
enlace C2-C3· en la molécula del butano.
H
H
CH3
CH3
H H
H
CH3H
H
CH3
H
Alternada sesgada o gauche
H
CH3
H
CH3
H H H
HH
CH3
CH3
H
Alternada anti
H
H
H
CH3
H H H
H
H H
CH3
H
Eclipsada
H
H
H
CH3
H H H
HH
H
CH3
H
Alternada
Ejercicio resuelto
H
HH
CH3
CH3
H
Alternada anti
CH3
H
CH3
H
H H
CH3
H
H
CH3H H H
CH3H
H
CH3
H
Alternada sesgadaEclipsadaEclipsada
46 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
b)
d)
FIGURA 3.2
3.4. Dibuja el diagrama de energía potencial esperado para la rotación alrededor del enlace 
C2–C3 en el 2,3-dimetilbutano.
3.5. Ordena los confórmeros del 1-bromopropano por su estabilidad relativa.
3.3. Halogenación de alcanos
Los alcanos reaccionan con los halógenos para dar haluros de alquilo.
FIGURA 3.3
3.3.1. Mecanismo de la halogenación radicalaria
La halogenación de alcanos es un ejemplo de reacción en cadena que discurre a través
de radicales libres. Las etapas de un mecanismo de reacción a través de radicales libres
son tres:
1.º Iniciación: formación del radical libre halógeno por ruptura homolítica de la
molécula de halógeno.
R H + X2 R X + X H
Alcano Halógeno Haluro de
alquilo
H
CH3
H
CH3
HH
A (anti)
H
CH3
H
H
CH3H
C (sesgada)
CH3H3C
H
H HH
D (eclipsada)
CH3H
CH3
H HH
B (eclipsada)
A
B B
C C
DE
Ángulo
A
0° 60° 120° 180° 240° 300° 360°
Capítulo 3: Estructura y reactividad de alcanos y cicloalcanos 47
2.º Propagación: 
1. Abstracción de un hidrógeno del alcano para dar un radical alquilo.
2. Formación del haluro de alquilo, con la regeneración un nuevo radical halógeno.
3.º Terminación: desaparición de los radicales libres.
El ejercicio que se muestra a continuación es un ejemplo de este mecanismo.
Escribe las reacciones que describen los pasos de iniciación, propagación y terminación corres-
pondientes a la monocloración del etano.
Solución
Para predecir los productos de halogenación de un alcano, hay que tener en cuenta
los siguientes factores:
– Estabilidad de los radicales alquilo terciario > secundario > primario.
– Selectividad del halógeno Br > Cl > F.
3.6. ¿Cuál de los siguientes compuestos dará un producto de monocloración con una razonable
selectividad: propano; 2,2-dimetilpropano; ciclohexano; metilciclohexano? 
3.7. Escribe los productos mayoritarios de las siguientes reacciones:
a) Etano + I2
b) Propano + F2
c) 2,2,4-trimetilpentano + Cl2
h.ν
∆
2 Cl2
+ CH3CH2Cl
2 CH3CH2CH2CH3
Terminación
 Cl
 ClCH3 CH2
CH3 CH2
CH3CH3 + + HCl
CH3CH2Cl +
Propagación
CH3 CH2
+ Cl2CH3 CH2
 Cl
 Cl
h.ν
Cl2 2 Cl
Iniciación
Ejercicio resuelto
48 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
d) 2,2,4-trimetilpentano + Br2
e) 
¿Cuál de las reacciones da productos con una razonable selectividad?
3.8. Escribe todos los isómeros que se producirán en la cloraciónfotoquímica del metilciclo-
pentano. Propón un mecanismo que explique su formación. 
3.3.2. Determinación teórica de los rendimientos de la halogenación
Conociendo las reactividades relativas de los diferentes tipos de átomos de carbono pre-
sentes en la molécula, es posible hacer predicciones cuantitativas de la abundancia de
cada uno de los productos que se forman en una reacción de halogenación. 
Para ello:
1.º Se escriben las estructuras de todos los isómeros que pueden formarse.
2.º Se averigua la reactividad relativa de cada tipo de átomo de hidrógeno (primario,
secundario, terciario, vinílico, etc.), obtenida a partir de valores experimentales. 
3.º Sobre una tabla se cruzan los valores estadísticos y las reactividades relativas para
obtener los porcentajes teóricos de cada uno de los isómeros que se forman.
La halogenación por radicales libres puede también llevarse a cabo usando cloruro de sulfurilo,
SO2Cl2, a través de las siguientes etapas de propagación:
RH + ⋅SO2Cl R⋅ + HSO2Cl 
R⋅ + ClSO2Cl RCl + ⋅SO2Cl 
a) Predice la selectividad del radical ⋅SO2Cl para hidrógenos primarios, secundarios y terciarios,
teniendo en cuenta los valores experimentales hallados en las siguientes reacciones: 
Me3CH + SO2Cl2 Me3CCl (31%) + Me2CHCH2Cl 
(69%)
CH3CH2CH2CH2CH3 + SO2Cl2 Bu–CH2Cl + Pr–CHCl–Me + Et–CHCl–Et
(28%) (48%) (24%)
b) Predice las cantidades relativas de productos monoclorados obtenidos en la reacción del clo-
ruro de sulfurilo con 2,4-dimetilpentano.
h.ν
h.ν
h.ν
h.ν
Ejercicio resuelto
Br2+
CH3
∆
h.ν
Capítulo 3: Estructura y reactividad de alcanos y cicloalcanos 49
Solución
a) La reacción con Me3CH da un 31% del producto terciario, 2-cloro-2-metilpropano, y el
69% del producto primario, 1-cloro-2-metilpropano.
Reactividad relativa = = 4
En el caso del pentano se obtiene un 48% del 2-cloropentano (secundario); un 24%
del 3-cloropentano (secundario) y un 28% del 1-cloropentano (primario).
Reactividad relativa = = 2,6
Por tanto, la razón de las reactividades es Terciario : Secundario : Primario = 4 : 2,6 : 1.
b) Para determinar los porcentajes de los productos formados en la reacción de cloruro de
sulfurilo con 2,4-dimetilpentano, se construye el cuadro siguiente:
Producto Factor Reactividad Cantidad Predicción
estadístico relativa relativa porcentual
12 1,6 12,6 48 
2 4,6 8,6 32
2 2,6 5,2 20
3.9. ¿Qué productos se formarán en la monocloración del butano? ¿En qué proporción se obten-
drán a 25 °C? 
Las reactividades relativas para los diferentes tipos de átomos de hidrógeno son: hidróge-
no terciario 5,0; secundario 4,0, primario 1,0.
3.10. Predice los porcentajes de cada uno de los isómeros que se forman durante la monoclora-
ción a temperatura ambiente de los compuestos siguientes:
a) 2,3-dimetilbutano 
CH3 CH3
CH3 CH3
Cl
CH3 CH3
CH3 CH3
Cl
CH3
Cl
CH3 CH3
72/6
28/6
Secundario
Primario
31
69/9
Terciario
Primario
50 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
b) 2-metilbutano 
c) Metilciclohexano
Reactividades relativas: hidrógeno terciario 5; secundario 4 y primario 1.
3.11. Predice el producto mayoritario en la monobromación de los siguientes compuestos.
3.4. Estructura molecular y conformación en cicloalcanos. 
Conformaciones del ciclohexano 
Se pueden distinguir dos clases de alcanos: los cicloalcanos, hidrocarburos saturados cícli-
cos, y los alcanos de cadena abierta, también llamados alcanos acíclicos para diferen-
ciarlos de los cíclicos.
FIGURA 3.4
Los cicloalcanos pueden presentar tensión. Los anillos cuyo número de átomos de
carbono es inferior a seis presentan tensión anular, que es máxima en el ciclopropano.
Los anillos de más de seis átomos de carbono también poseen tensión debido al plega-
do de la cadena cíclica. 
La tensión anular se debe a los ángulos de enlace, que son menores que los tetraé-
dricos, y al eclipsamiento de los enlaces de los átomos adyacentes. En los cicloalcanos
mayores que el ciclopropano la tensión puede aliviarse por medio de desviaciones de la
planaridad. Como consecuencia, los cicloalcanos presentan conformaciones específicas
(silla, bote, sobre, etc.), cuyo conocimiento es necesario para interpretar sus propieda-
des y reactividad.
• Conformaciones del ciclohexano
El ciclohexano es un anillo sin tensión, ya que al adoptar la conformación de silla,
los ángulos entre carbonos coinciden con el valor tetraédrico 109º 28´.
CH3
CH3
CH3
Mentano
CH3
CH3
CH3
Bornano
CH3
CH3
CH
CH3
CH3
Eudesmano
Capítulo 3: Estructura y reactividad de alcanos y cicloalcanos 51
Los doce hidrógenos de la molécula de ciclohexano pertenecen a dos categorías dife-
rentes; seis de ellos son equivalentes y se dirigen hacia los polos (superior o inferior) de
la molécula, y reciben el nombre de axiales. Otros seis hidrógenos, también en posicio-
nes equivalentes, se sitúan en el ecuador de la molécula y por esta razón reciben el nom-
bre de ecuatoriales. A temperatura ambiente se interconvierten rápidamente. 
Un ciclohexano sustituido es más estable cuando el sustituyente está en posición
ecuatorial.
FIGURA 3.5
Dibuja en proyección de Newman la molécula de clorociclohexano en la conformación de silla
y en la de bote, con el átomo de cloro en posición ecuatorial y también en posición axial.
Solución
3.12. Escribe la conformación más estable para los siguientes compuestos:
a) Ciclohexanol
b) 1,1,4-tribromociclohexano
c) 1-(3-cloropropil)-4-t-butilciclohexano
Conformación de silla
con el átomo de cloro 
en axial
Cl
H
H
H
Conformación de silla
con el átomo de cloro 
en ecuatorial
H
Cl
H
H
Cl
H
H
H Proyección 
de Newman
H
Cl
H
H
Ejercicio resuelto
a
a
e
e
a
e
a
e
a
e
a
e
Conformación de silla
a a
e
aa
a a
e
e
e
e
e
Conformación de bote
a
e
a
e
a
e
a
e
a
e
a
e
Conformación de silla invertida
52 Química Orgánica para Ciencias de la Salud
4
4.1. Clasificación de los isómeros
4.2. Actividad óptica o quiralidad 
4.3. Configuración absoluta: notación R/S.
Proyección de Fischer
4.4. Estructura de las moléculas quirales
4.5. Resolución de mezclas racémicas 
4.6. Pureza óptica y pureza química
4.7. Estereoisomería en alquenos
4.8. Estereoisomería en compuestos 
cíclicos. Ciclohexanos disustituidos
ESTEREOISOMERÍA
El presente capítulo se ocupa de los compuestos orgánicos observados tridimensio-
nalmente. El término estereoisomería describe isómeros que presentan la misma conec-
tividad, y que se diferencian únicamente en la forma en la que están orientados en el
espacio. En el capítulo 3 se introdujo ya un tipo de estereoisómeros, los isómeros con-
formacionales. Este capítulo abarca otro tipo de estereoisomería, la isomería configu-
racional. Los isómeros configuracionales difieren también en la disposición de los áto-
mos en el espacio, pero, a diferencia de los conformacionales, no pueden interconvertirse
por rotación alrededor de los enlaces sencillos de las moléculas. Los isómeros confi-
guracionales capaces de desviar el plano de la luz polarizada se consideran quirales.
La quiralidad es un fenómeno de gran importancia porque la mayoría de los compuestos
orgánicos que se encuentran en la naturaleza son quirales. Es sabido que moléculas
quirales pueden producir respuestas biológicas diferentes en los organismos vivos. Por
ejemplo, el (R,R)-cloranfenicol es un antibiótico muy útil, mientras que su enantió-
mero (S,S) no es activo; también el (S)-naproxeno es un antiinflamatorio, y sin embar-
go, su enantiómero es tóxico.
4.1. Clasificación de los isómeros
Isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular, pero propiedades dife-
rentes. Pueden clasificarse en:
a) Isómeros estructurales o constitucionales: son isómeros que tienen idéntica fór-
mula molecular, pero el orden en el que están unidos los átomos es distinto.
b) Estereoisómeros: tienen la misma conectividad, pero difieren en la disposición
espacial de los átomos. A su vez se distinguen:
– Isómeros conformacionales: las posiciones relativas de