hidrocarburos saturados, alcanos

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Hidrocarburos saturados. Alcanos. 
Repaso 
Electronegatividad y polarización del enlace. 
Cuando dos átomos comparten por igual los dos electrones del enlace covalente se dice que 
el enlace es no polar, como ocurre en el enlace covalente de la molécula de hidrógeno, en el enlace 
covalente de la molécula de cloro, o en el enlace covalente carbono-carbono del etano. Sin embargo, 
la mayor parte de los enlaces covalentes están formados por dos átomos diferentes, de manera que 
los electrones del enlace son atraídos con mayor intensidad por uno de los dos átomos que forman 
el enlace. Cuando esto ocurre el enlace covalente se denomina enlace polar. Por ejemplo, cuando el 
carbono forma un enlace con cloro, el par de electrones del enlace se encuentra atraído con más 
intensidad por el átomo de cloro, de manera que sobre el átomo de carbono aparece una pequeña 
carga parcial positiva y sobre el átomo de cloro aparece una cantidad igual de carga negativa. 
 
La polaridad del enlace se mide mediante su momento dipolar () que se define como la cantidad de diferencia de carga 
multiplicada por la longitud del enlace. El símbolo + quiere decir una pequeña cantidad de carga positiva y el símbolo - quiere 
decir una pequeña cantidad de carga negativa. 
A fin de predecir si un enlace covalente va a ser polar se recurre a la comparación de las electronegatividades de los 
átomos que forman el enlace. La electronegatividad se define como la tendencia del núcleo atómico a la atracción de 
electrones. 
Pauling desarrolló una escala de electronegatividades relativas para la mayoría de los átomos. En el Sistema Periódico 
la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y disminuye al bajar en una columna, por lo que el flúor es el elemento 
más electronegativo. A continuación, se da una tabla de electronegatividades para los principales átomos de interés en Química 
Orgánica. 
1. Enlaces más débiles que el enlace covalente. 
El enlace covalente es la unión que explica el mantenimiento de la unidad estructural de un compuesto orgánico. 
Además de este enlace intramolecular se pueden dar entre las moléculas una serie de interacciones, mucho más débiles que 
el enlace covalente, pero que a menudo son las responsables de las propiedades físicas de los compuestos orgánicos. Este tipo 
de interacciones intermoleculares son de especial importancia en el estado sólido y líquido, ya que las moléculas están en 
contacto continuo. Los puntos de fusión, de ebullición y las solubilidades de los compuestos orgánicos muestran los efectos de 
estas fuerzas. 
A estas fuerzas las podemos agrupar en dos tipos: 
1.- Fuerzas de Van der Waals, su valor oscila entre 0.1 y 35 KJ/mol, y el término incluye: 
 Fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente (fuerzas de Keesom o interacción dipolo-dipolo). 
 Fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido (fuerzas de Debye). 
 Fuerzas dipolo inducido instantáneo-dipolo inducido (fuerzas de dispersión de London). 
2.- el segundo tipo son las uniones puentes de hidrógeno, interacciones entre moléculas que presentan grupos OH y NH. 
1.- Fuerzas de Van der Walls 
1.1- Fuerzas entre dipolos. 
Como hemos visto, la mayor parte de las moléculas tienen momentos dipolares permanentes como resultado de sus 
enlaces polares. Cada momento dipolar molecular tiene un extremo positivo y otro negativo. La situación más estable es la que 
presenta el extremo positivo cerca del extremo negativo de otra molécula. Las fuerzas entre dipolo-dipolo son fuerzas de 
atracción intermolecular. En la siguiente figura se indican las orientaciones de atracción y repulsión de las moléculas polares 
utilizando el clorometano como ejemplo. 
 
Como las moléculas polares se orientan en sentido positivo-negativo de menor energía y la fuerza neta es de atracción 
para pasar del estado líquido al gaseoso debe superarse esta atracción, lo cual provoca mayores calores de evaporación y 
mayores puntos de ebullición para los compuestos de moléculas muy polares. 
1.2.- Fuerzas de dispersión de London. 
En las moléculas no polares, como la del tetracloruro de carbono CCl4, la principal fuerza de atracción es la fuerza de 
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dispersión de London, que surge de la interacción entre dipolos inducidos que se generan temporalmente en las moléculas. 
Por ejemplo, el CCl4 no tiene momento bipolar permanente, pero los electrones no están siempre distribuidos de manera 
uniforme. Cuando una molécula de CCl4 se acerca a otra, en la que los electrones estén ligeramente desplazados, se induce un 
momento bipolar pequeño y temporal, de manera que los electrones en la molécula que se acerca se desplazarán ligeramente 
apareciendo una interacción atractiva entre dipolos. 
 
Estos dipolos temporales solo duran una fracción de segundo y cambian continuamente. Sin embargo, se 
correlacionan de forma que su fuerza neta es de atracción. Esta fuerza de atracción depende del contacto superficial entre las 
moléculas y por tanto es proporcional al área molecular. El CCl4 tiene un área superficial mayor que la del cloroformo (CHCl3) 
ya que un átomo de cloro es mayor que un átomo de hidrógeno las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de CCl4 son 
más fuertes que las que aparecen entre las moléculas de CHCl3. 
 Estos tipos de interacciones los podemos resumir en la siguiente figura, incorporando interacciones iónicas: 
 
 
A) atracción tipo coulombiano en compuestos iónicos, B) interacciones dipolo-dipolo, C) fuerzas de London. 
2.- Uniones Puente de hidrógeno. 
Una unión puente hidrógeno (o enlace de hidrógeno) no es un enlace verdadero sino una forma especialmente fuerte 
de atracción entre dipolos. Un átomo de hidrógeno puede participar en un enlace de hidrógeno si está unido a oxígeno, 
nitrógeno o flúor, dado que los enlaces O-H, N-H y F-H están muy polarizados dejando al átomo de hidrógeno con un parcial 
de carga positiva importante. Este átomo de hidrógeno tiene una gran afinidad hacia electrones no compartidos, 
particularmente de átomos de oxígeno, nitrógeno y flúor, formando agregados intermoleculares. 
 
Aunque el puente de hidrógeno es una forma de atracción intermolecular es mucho más débil que un enlace covalente 
normal O-H, N-H y F-H. La ruptura de un puente de hidrógeno puede oscilar entre 2 y 10 Kcal/mol, en comparación con las 100 
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kcal/mol que se necesitan para romper un enlace O-H, N-H o F-H. 
El puente de hidrógeno tiene un efecto importante sobre las propiedades físicas de los compuestos orgánicos. Por 
ejemplo, las estructuras y puntos de ebullición del etanol (CH3CH2-OH) y del dimetil éter (CH3-O-CH3), dos compuestos 
isoméricos son de 78ºC par el etanol y -25ºC para el dimetil éter. Estos dos isómeros poseen el mismo tamaño y peso molecular, 
sin embargo, el etanol tiene un hidrógeno unido a oxígeno y forma puentes de hidrógeno de manera extensa. El dimetil éter 
no tiene hidrógeno unido a oxígeno, y por tanto no puede formar puentes de hidrógeno. Como resultado de la interacción por 
puente de hidrógeno el etanol presenta un punto de ebullición superior, en más de 100ºC, al del dimetil éter. 
 
Influencia de la estructura sobre las propiedades moleculares 
Estas fuerzas intermoleculares influyen de la siguiente manera en las propiedades físicas de los compuestos orgánicos: 
a.- Puntos de ebullición 
El punto de ebullición de un compuesto es la temperatura a la cual el compuesto líquido se convierte en gas. Para que 
esto ocurra, las fuerzas que mantienen las moléculas unidas unas a otras deben romperse. Esto significa que el punto de 
ebullición de un compuesto depende de la atracción entre las moléculas, de manera que, si las moléculas se mantienen unidas 
por fuertes fuerzas, se necesitará mucha energía para apartar las moléculas unas de otras, y el compuesto tendrá el punto de 
ebullición muy alto. Por otra parte, si las fuerzas intermoleculares son débiles, una cantidad de energíarelativamente baja será 
necesaria para separar las moléculas, y el compuesto tendrá un punto de ebullición bajo. 
Los alcanos tienen punto de ebullición relativamente bajo porque como se trata de moléculas no polares, las fuerzas 
intermoleculares que actúan son las de dispersión de London entre dipolos inducidos que son las más débiles. Además estas 
fuerzas son mayores cuanto mayor es el área de contacto entre moléculas, por eso para moléculas lineares al aumentar el 
número de C (aumenta el peso molecular) el punto de ebullición también aumenta, sin embargo para un mismo número de C 
la molécula ramificada presenta un punto de ebullición menor que la lineal. 
En el caso de alcoholes, éteres (moléculas con heteroátomos), con cierto carácter polar, las fuerzas que intervienen son 
las dipolo-dipolo, más fuertes que las de London. Por tanto, sus puntos de ebullición serán mayores que los de los alcanos. 
En el caso de alcoholes y las aminas, además de estas fuerzas entre dipolos intervienen las fuerzas debidas a uniones 
puente de hidrógeno. Aunque cada puente de hidrógeno sólo supone 2 a 10 kcal/mol hay que pensar que hay al menos un 
enlace de hidrógeno por cada molécula. 
Como el O es más electronegativo que el N el punto de ebullición de los alcoholes será mayor que el de las aminas. 
b.- Punto de fusión 
Es la temperatura a la que un sólido se convierte en líquido. En este caso el factor que influye en el valor del punto de 
fusión es el empaquetamiento de las moléculas. El empaquetamiento determina como se acomodan las moléculas dentro de 
una red cristalina. Cuanto mejor se ajusten al cristal mayor energía será necesaria para romper la red y, por tanto, mayor será 
el punto de fusión. 
c.- Solubilidad. 
Además de afectar a los puntos de ebullición y de fusión, las fuerzas intermoleculares determinan la solubilidad de los 
compuestos orgánicos. La regla general es que lo semejante disuelve a lo semejante, las sustancias polares se disuelven en 
disolventes polares y las no polares en disolventes no polares. 
Hay cuatro casos distintos a la hora de considerar los efectos de la polaridad sobre la solubilidad. 
1) Un soluto polar con un disolvente polar, como la disolución del cloruro de sodio (soluto polar) en agua (disolvente 
polar). Se necesita una gran cantidad de energía para separar los iones del cloruro sódico pero el agua puede 
separarlos porque los solvata. Es decir, las moléculas de agua rodean al ión con el extremo adecuado del dipolo del 
agua hacia el ión. En el caso del ión positivo, el Na+, el átomo de oxígeno de la molécula de agua es el que se acerca, 
mientras que los átomos de hidrógeno se acercan a los iones negativos cloruro (Cl-). Como las moléculas de agua 
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son muy polares se libera una gran cantidad de energía, que junto con el aumento de la entropía, compensa la 
energía necesaria para romper la red cristalina. 
 
 
2) Un soluto polar con un disolvente no polar, como el cloruro sódico (soluto polar) en n-hexano (disolvente no polar). En este 
caso no se produce la disolución del soluto porque las moléculas no polares del hidrocarburo no solvatan a los iones y no 
pueden superar la gran energía necesaria para romper la red cristalina. 
 
3) Un soluto no polar con un disolvente no polar, como la cera de parafina que se disuelve en n-hexano. La cera de parafina 
está constituida por largas moléculas de hidrocarburo y por tanto son moléculas no polares que se atraen débilmente, y 
estas atracciones se compensan fácilmente con las atracciones de Van der Waals con el disolvente. Aunque hay poco 
cambio energético cuando la sustancia no polar se disuelve en el disolvente no polar, hay un gran aumento de la entropía, 
que hace que el proceso sea favorable. 
 
4) Un soluto no polar con un disolvente polar, como la cera de parafina y el agua. Las moléculas no polares sólo se atraen 
débilmente y se necesita poca energía para separarlas. El problema es que las moléculas de agua se atraen fuertemente 
entre sí, por puentes de hidrógeno. La molécula no polar debería desplazar a estos enlaces, pero casi no se libera energía 
de solvatación. La red de puentes de hidrógeno de las moléculas de agua excluye a las moléculas de parafina. 
 
Isomería conformacional. 
Isomería conformacional en compuestos acíclicos 
A continuación, se representa la molécula de metano (C presenta hibridación sp3) mediante formulación en 
perspectiva y de estereomodelo. Como se puede ver los cuatro enlaces C-H se dibujan dos en el plano, uno por detrás (cuña 
de trazos) y el cuarto por delante del plano (cuña llena). 
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H
C
H
H
H
1.09 Å
109.5º
Perspectiva Estereomodelo 
Etano 
El siguiente alcano en complejidad, después del metano, es el etano, de fórmula molecular C2H6. Formada por dos 
grupos metilo (-CH3) unidos por un enlace C-C. En la Fig. 1 se muestra la molécula de etano en la representación planar y en 
una representación en perspectiva que pone de manifiesto la forma tridimensional para esta molécula. 
H C
H
H
C H
H
H
H
H
H
H
C
C
H
H
a) b) 
Figura 1: molécula de etano. a) representación planar y, b) representación en perspectiva. 
Al observar longitudinalmente según b, la representación del etano, a lo largo del enlace C-C se observa una 
disposición de átomos de manera que el primer átomo de carbono, el que estuviese más cerca del observador, ocultaría 
(eclipsaría) al otro átomo de carbono, pero ninguno de los hidrógenos del grupo metilo más cercano al observador ocultaría a 
los hidrógenos del grupo metilo más alejado. Esta forma de ver la molécula de etano se muestra en la Fig. 2. A esta disposición 
de los átomos de hidrógeno de la molécula de etano, en la que ninguno de los átomos de hidrógeno de un grupo metilo eclipsa 
(oculta) a ninguno de los átomos de hidrógeno del otro grupo metilo se le denomina conformación alternada o escalonada. 
H
H
H
H
C
C
H
H
H
HH
H H
H
 
 
Figura 2: Formas escalonadas o alternadas para etano 
Una característica del etano es que los dos grupos que constituyen su estructura no están fijos en una posición 
determinada, sino que pueden rotar con relativa libertad alrededor del enlace sigma (σ). Esto es así porque el enlace σ es capaz 
de mantener el solapamiento lineal sp3-sp3 a pesar del giro relativo de los dos grupos metilo. El giro de los grupos metilo de la 
conformación alternada a través del enlace C-C puede llevar a otra disposición espacial relativa, de manera que en la nueva 
ubicación los átomos de hidrógeno de un grupo metilo eclipsan a los átomos de hidrógeno del otro grupo metilo. A esta 
disposición de la molécula de etano se le denomina conformación eclipsada. 
 
Si realizamos un repaso de las formas presentadas hasta el momento, hemos hablado de proyecciones planares, 
estereomodelos, pero en Fig. 2 se ha presentado una nueva forma de representación, que es la resultante de observar a través 
de un enlace C-C, esta forma se denomina proyección de Newman1. En la Fig. 3 se representan la conformación escalonada y 
eclipsada del etano en las tres formas diferentes vistas anteriormente. 
 
Figura 3: representación de la conformación escalonada y eclipsada para etano 
Aunque estrictamente hablando los átomos del grupo metilo posterior no se observan en la conformación eclipsada, 
en la proyección de Newman se han dibujado los tres átomos de hidrógeno para poner de manifiesto su posición. De hecho, 
 
1 Melvis S. Newman, nació en New York 1908, Doctorado en Universidad de Yale 1932. Universidad Estatal de Ohio 1936-1973, 
fallece en 1993. 
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en el modelo de líneas y esferas (estereomodelo) ocurriría lo mismo por lo que la vista se muestra algo distorsionada para su 
mejor comprensión. Por último, se presenta la formulación denominada en caballete o silla de montar. 
Para pasar de la conformación alternada del etano a la eclipsadaes necesario girar 60º uno de los dos átomos de 
carbono de manera que este giro se realice a lo largo del enlace C-C. Un nuevo giro de 60º nos conduce nuevamente a la forma 
alternada. 
 
Las representaciones anteriores ejemplifican la conversión de las formas alternada y eclipsada para etano en 
proyecciones de Newman y estereomodelos, si bien en estos últimos se han diferenciado los hidrógenos con colores diferentes 
(rojo, azul y verde), luego de realizar dos giros de 60º, se pasa de forma alternada a eclipsada y nuevamente alternada. Estas 
conformaciones alternadas obtenidas son totalmente indistinguibles a no ser porque la coloración de los átomos de hidrógeno 
pone de manifiesto el movimiento global del grupo metilo con respecto de la conformación alternada de partida. 
A temperatura ambiente la molécula de etano está haciendo continuamente esta conversión alternada-eclipsada-
alternada. La conformación alternada del etano es más estable que la eclipsada, como se indica gráficamente a continuación: 
 
Diagrama de energía potencial 
La diferencia energética de 2.9 kcal mol-1 existente entre las formas eclipsada y escalonada se debe a efectos de 
Tensión Torsional. Una forma de explicar la mayor estabilidad de la conformación alternada con respecto a la eclipsada (2.9 
kcal mol-1) es suponer que a medida que las nubes electrónicas de los átomos de hidrógeno van aproximándose, la energía del 
sistema empieza a aumentar hasta llegar a un máximo, que es la energía que contiene la conformación eclipsada, la tensión 
torsional producida por el eclipse de H-H es correspondiente a 1.0 kcal mol-1. Esta situación, desfavorable desde el punto de 
vista energético, empieza a normalizarse cuando la molécula comienza a girar hasta alcanzar la otra conformación alternada. 
A medida que se van distanciando los átomos de hidrógeno sus nubes electrónicas se van alejando, hasta llegar a la situación 
de mínima energía, correspondiente a otra conformación alternada. 
En la gráfica anterior se esquematizan las relaciones energéticas que existen entre las conformaciones alternadas y 
las conformaciones eclipsadas que, como se puede apreciar, están situadas en el máximo de energía debido a la compresión 
estérica entre las nubes electrónicas de los átomos que están eclipsados. 
Más recientemente se ha demostrado que la mayor estabilidad de la conformación alternada del etano se debe a un 
efecto de hiperconjugación, más que a un efecto estérico. En la conformación alternada se produce una transferencia de 
densidad electrónica desde el orbital σ C-H al orbital vacío σ* C-H del enlace contiguo (ver Fig. 4), y en esta conformación se 
consigue una óptima estabilización por deslocalización interna de la densidad electrónica 
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H
H H
H
H
H H
H
H
H H
H
H H
H
H H
C-H C-H
C-H
C-H
Interacción repulsiva Débil hiperconjugación 
C-H
H
C-H
H
H H
H
H
C-H
H
C-H
Fuerte hiperconjugación
(estabilización) 
Figura 4: Efecto de hiperconjugación en la estabilidad de la forma alternada de etano 
Propano 
El siguiente hidrocarburo en complejidad es el propano, cuya fórmula molecular es C3H8. Las representaciones 
estructurales de este compuesto se presentan en Fig. 5. 
H C
H
H
C C
H
H
H
H
H
H
H
H
C
C
C
HH
H
H
H
 
Figura 5: molécula de propano. a) representación planar y, b) representación en perspectiva. 
Si se mirase la molécula de propano a lo largo de uno de los enlaces C-C, de la estructura formulada en Fig. 5, se vería 
una disposición espacial eclipsada de los átomos de hidrógeno y del grupo metilo, tal como se representa en la Fig. 6. 
H
H
H
C
C
C
HH
H
H
H
Eclipsadas
H
HH
CH3
HH
H
CH3
H
H
H H
 
Figura 6: Formulaciones en perspectiva, Newman y caballete para la conformación eclipsada de propano 
Girando 60º el grupo CH3, se pasa desde la conformación eclipsada a la conformación alternada. En Fig. 7 se 
representan la conformación alternada como proyección de Newman, estereomodelo y representación en caballete. 
CH3
H H
H
HH
H
H
CH3
H
H
H
 
60º
H
C
H
H
H
CH3
H
C
 
Figura 7: representación de la conformación alternada, como proyección de Newman, 
estereomodelo, para propano. 
En Fig. 8 se representa el paso de una conformación alternada del propano a otra conformación alternada. 
H
H
CH3
H
H
H
 60º 60º
Alternada Eclipsada Alternada
CH3
H H
H
HH
CH3
H H
H
HH
 
Figura 8: Paso de conformación alternada a eclipsada y nuevamente alternada para propano. 
A temperatura ambiente la molécula de propano está haciendo continuamente este cambio, alternada-eclipsada-
alternada. La conformación alternada del propano es más estable que la eclipsada del propano tal como se indica gráficamente 
a continuación: 
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Diagrama de energía potencial 
n-Butano 
Otro ejemplo más complejo de isomería conformacional es el que presenta la molécula de n-butano. En Fig. 9 se da 
la representación de Newman de las conformaciones de n-butano a lo largo del enlace C2-C3. 
 
 
60º
parcialmente
eclipsada
gauche
totalmente
eclipsada
gauche
parcialmente
eclipsada
anti
A B C
DEF
H
Me
H H
Me
HH
H
Me
H
H
Me
HH
H
H
Me H
Me
HH
H
H
Me
H
Me
HH
H
H
H Me
Me
HH
H
H
H
Me
Me
HH
 
60º
 
 
 60º
60º60º
60º
 
Figura 9: Estructuras conformacionales para butano 
Como se observa en la Fig. 9, de las 6 conformaciones planteadas existen tres tipos diferentes de formas escalonadas 
y tres tipos de formulaciones eclipsadas, para distinguir unas de otras se ha propuesto la nomenclatura sistemática que se 
describe a continuación: 
 El prefijo anti se emplea cuando los enlaces de los grupos más voluminosos (en este caso los dos grupos metilo) 
forman ángulos superiores a 90°. 
 El prefijo sin se emplea cuando los enlaces de los grupos más voluminosos (en este caso los dos grupos metilo) forman 
ángulos inferiores a 90°. 
 El término periplanar se aplica cuando los dos grupos más voluminosos están contenidos en un mismo plano. 
 El sufijo clinal se aplica cuando los dos grupos voluminosos están en distintos planos. 
De acuerdo con esta nomenclatura los confórmeros del butano se denominarían del siguiente modo: 
 Conformación A = Conformación antiperiplanar (o alternada anti). 
 Conformaciones B y F = Conformaciones anticlinales (parcialmente eclipsada, o eclipsada gauche). 
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 Conformaciones C y E = Conformaciones sinclinales (o alternada gauche). 
 Conformación D = Conformación sinperiplanar (totalmente eclipsada o eclipsada anti). 
Como cabe esperar la estabilidad de las tres conformaciones alternadas es mayor que la de las tres conformaciones 
eclipsadas, pero dentro de cada tipo también hay diferencias energéticas, como se muestra en el siguiente diagrama: 
 
Diagrama de energía potencial 
Como se observa, la conformación de menor energía y, por tanto, la más estable y abundante, es A, alternada anti o 
antiperiplanar, y la de mayor energía es la conformación D (totalmente eclipsada, eclipsada anti o sin-periplanar). Se ha 
observado una diferencia de 4.9 kcal mol-1 entre ambas conformaciones, siendo éste un valor relativamente pequeño y 
fácilmente superable a temperatura ambiente. Por lo tanto, a temperatura ambiente, aunque hay una rápida interconversión, 
la gran mayoría de las moléculas se encuentra en una conformación anti. 
La tensión estérica adquiere importancia a medida que se acercan los dos grupos metilo e incluso esto se nota en las 
conformaciones alternadas gauche donde no existe tensión torsional por ser conformaciones alternadas. Debido a esta tensión 
estérica existe una diferencia energética de 0.9 kcal mol-1 entre ambas alternadas gauche y la alternada anti, que es la más 
estable porque sitúa los dos grupos metilo lo más alejados posible. 
Por otra parte, todas las conformaciones eclipsadas presentan tensión torsionales, debido a la repulsión enlace-
enlace, y estéricas, debido ala proximidad de los dos grupos voluminosos. 
Debido a la continua rotación alrededor de los enlaces simples C-C las moléculas orgánicas no pueden ser consideradas 
como estáticas, sino que están compuestos por diferentes confórmeros en rápida interconversión. 
Hasta el presente, estos confórmeros no han podido ser aislados y por lo tanto son inseparables. El número de 
moléculas con una determinada conformación en un momento dado depende de la estabilidad de los confórmeros, de manera 
que la conformación más estable será la que adopten la mayoría de las moléculas. Los cálculos revelan que el 72% de las 
moléculas de m-butano adoptan la conformación alternada anti y el 28% la alternada gauche. El número de moléculas que 
presentan conformación eclipsada es mínimo y y su existencia es efímera como paso de unas conformaciones alternadas a 
otras. La preferencia por la conformación alternada es el motivo por el cual las moléculas se presentan en zig-zag. 
H
HH
H H
HH
H
H H 
Conformación alternada (zig-zag) para n-butano 
A modo de resumen en la siguiente tabla se presentan los diferentes valores energéticos asignados a cada tipo de 
interacción torsional presente en alcanos: 
Interacción Causa Kcal mol-1 
H-H eclipsados Tensión Torsional 1.0 
H-CH3 eclipsados Tensión Torsional 1.4 
CH3-CH3 eclipsados Tensión Torsional y Tensión Estérica 2.5 
CH3-CH3 gauche Tensión Estérica 0.9 
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Los mismos principios explicados para n-butano se aplican a n-pentano, n-hexano y todos los alcanos normales 
superiores. La conformación mas favorable para cualquier alcano tiene los enlaces C-C en arreglos escalonados y los 
sustituyentes voluminosos en arreglo anti entre ellos. 
Conformaciones y estabilidades de cicloalcanos. Teoría de la tensión angular 
El ciclopropano, que sólo contiene tres átomos de carbono, necesariamente debe tener la forma de un triángulo 
equilátero y por tanto con ángulos de enlace C-C de 60º. El ciclobutano, que geométricamente es un cuadrado, debe tener 
ángulos de enlace de 90º. En el ciclopentano se sabe que los ángulos de enlace C-C son de 108º y en el ciclohexano de 109º. 
Adolf von Baeyer propuso, en 1885, que los cicloalcanos cuyo ángulo de enlace difería del ángulo de enlace ideal de 
109º, deberían estar tensionados y, por tanto, serían más inestables que aquellos cicloalcanos cuyos ángulos de enlace fuesen 
iguales o muy próximos al ángulo tetraédrico de 109º. De acuerdo con esta teoría, el ciclopropano tendría una tensión angular 
que se podría cuantificar como la diferencia entre el ángulo tetraédrico de 109º y su ángulo de enlace C-C, que es de 60º. 
Tensión angular del ciclopropano 109º - 60º = 49º 
De la misma forma se pueden calcular las tensiones angulares de ciclobutano, ciclopentano y ciclohexano: 
 Tensión angular de ciclobutano 109º - 90º = 19º 
 Tensión angular de ciclopentano 109º - 108º = 1º 
 Tensión angular de ciclohexano 109º - 109º = 0º 
En la Fig. 1 se esquematiza de modo gráfico las tensiones angulares de los cuatro cicloalcanos anteriores: 
60º
49º
90º
19º
109º
108º
1º
109º (carbono sp3)
109º (carbono sp3)
109º (carbono sp3)109º (carbono sp
3)
Ciclopropano Ciclobutano
Ciclopentano Ciclohexano 
Figura 1: tensiones angulares de algunos cicloalcanos 
Cuando Baeyer propuso su teoría de la tensión angular asumió que los cicloalcanos eran compuestos planos, lo cual 
sólo es cierto en el caso de ciclopropano. Además de la tensión angular, o tensión de Baeyer, hay otros factores que influyen 
también en el grado de inestabilidad de un cicloalcano. Se acaba de ver que los hidrocarburos acíclicos son más estables en las 
conformaciones alternadas que en las conformaciones eclipsadas. Esta diferencia de estabilidad entre conformaciones 
alternadas y eclipsadas se conoce como tensión torsional. 
El contenido energético de un alcano puede evaluarse midiendo su calor de combustión, H°comb. Los valores 
(negativos) de H°comb de los alcanos lineales aumentan en una cantidad prácticamente constante al pasar de un miembro de 
la serie al siguiente. Valores de H°comb para la serie de los alcanos lineales propano (gas) -530.6 kcal mol-1, n-butano (gas) -
687.4 kcal mol-1, n-pentano (gas) -845.2 kcal mol-1. 
Parece haber un incremento regular de unas 157 kcal mol-1 por cada grupo -CH2- adicional. 
La estabilidad de un cicloalcano cualquiera puede determinarse comparando su calor de combustión con el de la 
molécula lineal análoga. 
¿Nos dice esto algo sobre los cicloalcanos? Dado que estas moléculas poseen la fórmula empírica (CH2)n debería ser 
posible predecir para ellas un valor de H°comb aproximado, que debería ser precisamente -(n x 157.4) kcal mol-1. Sin embargo, 
los calores de combustión experimentales resultan ser mayores. Por ejemplo, el ciclopropano debería tener un H°comb de -
472.2 kcal mol-1, y sin embargo el valor experimental es -499.8 kcal mol-1, Tabla 1. La diferencia de 27.6 kcal mol-1 entre el valor 
esperado y el observado se atribuye al problema que hemos detectado al construir el modelo molecular: la tensión del anillo. 
La tensión por grupo -CH2- en esta molécula es de 9.2 kcal mol-1. 
Un cálculo similar para el ciclobutano revela una tensión de anillo de 26.3 kcal mol-1, es decir aproximadamente 6.6 
kcal mol-1 por grupo -CH2-. 
En el ciclopentano este efecto es ya mucho más pequeño, la tensión total es de tan sólo 6.5 kcal mol-1, y el ciclohexano 
está prácticamente libre de tensión. 
Sinopsis Bolilla 3 
pág. 11 
 
Sin embargo, los siguientes miembros de la serie presentan de nuevo una tensión considerable, que no desaparece 
hasta que se alcanzan tamaños de anillo muy grandes. De acuerdo con estas observaciones se puede efectuar una clasificación 
de los cicloalcanos en cuatro grupos. 
1. Anillos pequeños (ciclopropano, ciclobutano) 
2. Anillos corrientes (ciclopentano, ciclohexano, cicloheptano) 
3. Anillos medianos (de ocho a doce miembros) 
4. Anillos grandes (de trece miembros en adelante) 
¿Qué factores contribuyen a la tensión de anillo en los cicloalcanos? Para responder a esta pregunta debemos estudiar 
detenidamente las estructuras de algunos de estos compuestos. 
Tabla 3: Calores de combustión (kcal mol-1) calculados y experimentales de algunos cicloalcanos 
Tamaño del anillo 
(Cn) 
H°comb 
(calculado) 
H°comb 
(experimental) 
Tensión total Tensión por 
grupo CH2 
3 -472.2 -499.8 27.6 9.2 
4 -629.6 -655.9 26.3 6.6 
5 -787.0 -793.5 6.5 1.3 
6 -944.4 -944.5 0.1 0.0 
7 -1101.8 -1108.2 6.4 0.9 
8 -1259.2 -1269.2 10.0 1.3 
9 -1416.6 -1429.5 12.9 1.4 
10 -1574.0 -1586.0 14.0 1.4 
11 -1731.4 -1742.4 11.0 1.1 
12 -1888.8 -1891.2 2.4 0.2 
14 -2203.6 -2203.6 0.0 0.0 
Nota: Los valores calculados se basan en el valor de – 157.4 kcal mol-1 por grupo –CH2-. 
Conformaciones del ciclopropano. 
En el ciclopropano, además de la tensión angular debe existir una considerable tensión torsional porque los enlaces 
C-H están eclipsados. En cicloalcanos de mayor tamaño de anillo, la tensión torsional puede disminuir si el ciclo adopta una 
conformación plegada, no plana. 
H
H
C C
H
H
H
H
Eclipsado
Eclipsado
 
Conformación de ciclopropano 
Además de la tensión angular y de la tensión torsional hay un tercer factor que también contribuye a la energía de 
tensión total de un cicloalcano. En el n-butano, hidrocarburo acíclico, existen dos conformaciones alternadas que no son de 
igual energía porque en una de ellas los grupos metilo están más cerca uno de otro e inestabilizan la conformación debido a 
un efecto de repulsión estérica. 
En Fig. 1 se indican las dos conformaciones alternadas de n-butano. 
La de la izquierda, conformación alternada anti, es de menor energía que la de la derecha, conformación gauche, 
porque en esta conformación los grupos metilo están relativamente próximos y provocan un aumento de la energía 
conformacional, debido al efecto de repulsión desestabilizante de las nubes electrónicas de los grupos metilo. A este efecto 
desestabilizantese le denomina tensión estérica. 
Sinopsis Bolilla 3 
 
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CH3
H H
CH3
HH
H
H CH3
CH3
HH
<
conformación anti conformación gauche
 
aumento
de energía
interacción estérica
desestabilizante
 
Figura 1 
En análisis conformacional y en resumen, los tres factores que inciden en el contenido energético de los cicloalcanos 
son: 
 Tensión angular: La tensión debida a la expansión o disminución de los ángulos de enlace. 
 Tensión torsional: La tensión debida al eclipsamiento de átomos, grupos de ellos y enlaces. 
 Tensión estérica: La tensión debida a interacciones repulsivas entre átomos o grupos de átomos que están relativamente 
próximos. 
El ciclopropano es un gas, con un punto de ebullición de -33ºC, y ya se ha visto que de acuerdo con la teoría de Baeyer, 
el ángulo de enlace C-C debe ser de 60ºC, Fig. 2. 
 
Figura 2: Ciclopropano, A. Estereomodelo, B. longitudes y ángulos de enlace 
 
¿Cómo se puede explicar, desde el punto de vista de la teoría de los orbitales híbridos, tal deformación del ángulo de 
enlace tetraédrico, que es de 109º?. 
La respuesta es que los enlaces C-C del ciclopropano están curvados, Fig. 3. En un alcano sin tensión el máximo 
solapamiento orbitálico se consigue cuando los dos átomos que se van a enlazar, superponen sus orbitales en forma colineal 
(o frontalmente). En el ciclopropano los orbilates sp3 no pueden superponerse de manera frontal y su solapamiento, que se 
produce de manera tangencial, es mucho menos profundo que el que se produce en los alcanos sin tensión. El resultado es 
que los enlaces del ciclopropano son mucho más débiles y más reactivos que los de los alcanos típicos. 
 
Figura 3: Representación de los orbitales moleculares de: A. diradical trimetileno, B. los enlaces curvados del ciclopropano 
Conformaciones del ciclobutano y de ciclopentano 
El ciclobutano tiene menor tensión angular que ciclopropano, porque los ángulos de enlace C-C son de 90º, y por tanto 
están más próximos al ángulo de enlace ideal de 109º. 
Sin embargo, si el ciclobutano fuese plano tendría más tensión torsional que ciclopropano al tener ocho interacciones 
eclipsadas H-H, por tan sólo seis de ciclopropano. 
En realidad, el ciclobutano no es completamente plano, sino que está ligeramente plegado, de manera que uno de 
sus cuatro átomos de carbono se sitúa unos 25º por encima del plano en el que están contenidos los otros tres. Este 
plegamiento provoca un ligero aumento de la tensión angular que queda compensada por una disminución de la tensión 
torsional, Fig. 4, debido a que no hay eclipse de los átomos de hidrógeno. 
Sinopsis Bolilla 3 
pág. 13 
 
HH
H H
H
H
H
H
H
H H
H
H
H
H
H
interacciones no
completamente eclipsadas
interacciones no
completamente eclipsadas
107º
85.5º
1.551Å
1.109Å
 
Figura 4: conformaciones de ciclobutano 
Según la teoría de Baeyer, que consideraba planares a los anillos, el ciclopentano estaría prácticamente exento de 
tensión angular, porque sus ángulos de enlace C-C son de 108º. 
Sin embargo, si el ciclopentano fuese plano tendría una elevada tensión torsional debido a que presentaría diez 
interacciones eclipsadas H-H. En realidad, el ciclopentano adquiere una conformación plegada que, aunque provoca un ligero 
aumento de la tensión angular, consigue disminuir la tensión torsional al evitar el eclipsamiento directo de los átomos de 
hidrógeno. Cuatro de los átomos de carbono que constituyen el anillo ciclopentánico se ubican en un mismo plano, situándose 
el quinto átomo de carbono fuera de este plano. 
Todo lo anterior pone de manifiesto que los ciclos no son necesariamente planares, sino que pueden plegarse 
aproximándose al valor del ángulo tetraédrico y disminuir el eclipsamiento o interacción estérica. 
En la Fig. 5 se indica la conformación que adopta ciclopentano con los carbonos C1, C2, C3 y C4 en un plano y el carbono 
C5 fuera del plano. En la proyección de Newman a lo largo del enlace C1-C2 se observa cómo los enlaces C-H están casi 
alternados. 
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
1
2 3
45
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
1
2
3
4
5
 
 
 
Figura 5: conformación de ciclopentano 
Conformaciones del ciclohexano 
El ciclohexano es un hidrocarburo cíclico que no presenta tensión angular ni tampoco tensión torsional. La falta de 
tensión angular es fácil de explicar porque los ángulos de enlace C-C son de 109º. Sin embargo, si el ciclohexano fuese plano 
debería presentar una importante tensión torsional debido al eclipsamiento de sus doce enlaces C-H. 
En realidad, adquiere una conformación plegada, denominada conformación silla, Figura 16, en la que no existe 
ningún tipo de eclipsamiento H-H y por tanto no hay tensión torsional porque todos los enlaces C-H están alternados. 
En la siguiente figura se indica la conformación silla de ciclohexano, junto con una representación de Newman a lo 
largo de los enlaces C1-C2 y C4-C5, y en la que se aprecia la posición alternada de los enlaces C-H, Fig. 6. 
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H1
2
3
4 5
6
H
H
H
H
H
H
H
H
1
2
3
4
5
6
 
 
 
Figura 6: Conformación silla para ciclohexano 
El ciclohexano también puede adoptar otras conformaciones menos estables, aunque fácilmente accesibles para la 
molécula. 
Una es la forma bote, en la cual los carbonos 1 y 4 se hallan fuera del plano pero en la misma cara (Fig. 7). La forma 
bote es 6.9 kcal mol-1 menos estable que la de silla. Una razón para dicha diferencia es la disposición eclipsada de los ocho 
átomos de hidrógeno situados en la base del bote. La otra es el impedimento estérico, o interacción estérica, entre los dos 
hidrógenos que se proyectan hacia el interior del bote. La distancia entre dichos hidrógenos es de sólo 1.83 Å, lo bastante 
pequeña para generar una energía de repulsión de unas 3 kcal mol-1. 
Sinopsis Bolilla 3 
 
pág. 14 
 
Este efecto es un ejemplo de tensión transanular: la tensión resultante de las interacciones estéricas de dos grupos a 
través del anillo (trans, a través; annulus, anillo). 
 
 
Figura 7: conversión de ciclohexano plano a bote, y proyecciones de Newman 
El ciclohexano en conformación bote es bastante flexible. Si uno de los enlaces C-C rota con relación al siguiente, la 
conformación experimenta cierta estabilización por eliminación parcial de la interacción transanular. La nueva conformación 
así obtenida se denomina bote sesgado (o, más corrientemente, forma “twist”) (Fig. 8). La estabilización de esta forma con 
respecto al bote es de 1.4 kcal mol-1. 
 
Figura 8: interconversión de formas twist 
Tal como indica la Fig. 8, existen dos posibles formas twist. Estas se interconvierten rápidamente a través de la forma 
de bote, que representa el estado de transición entre ambas (verificarlo con los modelos). Así pues, el ciclohexano en 
conformación bote no es una especie aislable en condiciones normales la forma twist está presente en muy pequeñas 
cantidades, y la de silla es el confórmero mayoritario (Fig. 9). La barrera de energía de activación que separa la conformación 
silla de la bote es de 10.8 kcal mol-1. Veremos más adelante que el equilibrio descripto en la Fig. 10 posee consecuencias 
importantes con respecto a los sustituyentes del anillo de ciclohexano. 
 
Figura 9: Diagrama de energía potencial para la interconversión de confórmeros silla del ciclohexano 
 Enlaces axiales y ecuatoriales en el ciclohexano 
Una de las consecuencias de la conformación silla del ciclohexano es que hay dos clases de posiciones, u orientaciones, 
en las cuales se ubican los enlaces C-H en el anillo, denominadas posición axial y posición ecuatorial. El ciclohexano en 
conformación silla contiene seis hidrógenos ubicados en posiciones axiales y seis en posiciones ecuatoriales. 
Cada átomo de carbono del anillo ciclohexánico está enlazado a un átomo de hidrógeno en posición axial y a otro en 
posición ecuatorial. 
Sinopsis Bolilla 3 
pág. 15 
 
Cada cara del anillo ciclohexánico contiene tres hidrógenos en posicionesaxiales y tres en posiciones ecuatoriales, de 
manera que si en la cara superior del anillo los carbonos C1, C3 y C5 ubican los hidrógenos en posición axial, en los carbonos C2, 
C4 y C6 se encuentran en posición ecuatorial, tal como se aprecia en Fig.10. 
H
H
H
H
H
H
H H
H
H
H
H
1
2
3
4
5
6
Hidrógenos axiales Hidrógenos ecuatoriales 
Figura 10: Distribución de los hidrógenos y sustituyentes en ciclohexanos, conformación silla 
 Movilidad conformacional en el anillo de ciclohexano 
Debido a la existencia de dos tipos de enlaces en el anillo ciclohexánico, axiales y ecuatoriales, se debería esperar que 
los compuestos ciclohexánicos monosustituidos, como por ejemplo el metilciclohexano, existiesen en dos formas isoméricas: 
el metilciclohexano axial y el metilciclohexano ecuatorial. 
En realidad, sólo existe un metilciclohexano porque los anillos ciclohexánicos son conformacionalmente 
interconvertibles a temperatura ambiente, de manera que dos conformaciones silla diferentes se interconvierten rápidamente, 
provocando el intercambio de las posiciones axiales y ecuatoriales. 
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
CH3
H
H
H
H
CH3
H
H
H
H
H
H
H
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
metilciclohexano axial metilciclohexano ecuatorial 
Las conformaciones silla de ciclohexano se pueden interconvertir manteniendo los cuatro átomos de carbono 
centrales en su sitio y doblando los dos átomos de carbono de los extremos del anillo en sentidos opuestos. Por ejemplo, a 
temperatura ambiente, el bromociclohexano axial se interconvierte fácilmenteen bromociclohexano ecuatorial, porque la 
barrera de energía que tiene que superar esta interconversión silla-
silla es de sólo 10.8 kcal mol-1. 
 Conformaciones de compuestos ciclohexánicos monosustituidos 
Aunque el anillo ciclohexánico se interconvierte rápidamente 
entre las dos conformaciones silla-silla, los dos confórmeros de un 
anillo ciclohexánico monosustituido no poseen igual estabilidad. Por 
ejemplo, en metilciclohexano, el confórmero ecuatorial es 1.8 kcal mol-1 más estable que el axial; iguales situaciones se 
plantean con otros compuestos ciclohexánicos monosustituidos. Por lo tanto, un compuesto ciclohexánico monosustituido es 
más estable en la conformación ecuatorial que en la axial. 
La diferencia de energía entre los confórmeros axial y ecuatorial es debida a la tensión estérica causada por las 
denominadas interacciones 1,3-diaxiales, lo que significa que 
el grupo metilo del metilciclohexano axial, situado por 
ejemplo en el carbono C1, interactúa conm los átomos de 
hidrógeno axiales de los carbonos en C5 y C3, y esta 
proximidad provoca una repulsión entre sus nubes 
electrónicas que desestabiliza la conformación: 
Se ha calculado que el valor de cada una de las 
interacciones estéricas 1,3-diaxiales metilo-hidrógeno es del orden de 0.9 kcal mol-1. Como hay un total de dos interacciones 
de este tipo en el metilciclohexano axial, la desestabilización en esta conformación, en relación con el metilciclohexano 
ecuatorial, es de 0.9 kcal mol-1 x 2 = 1.8 kcal mol-1. 
La energía de las interacciones 1,3-diaxiales depende de la naturaleza y del tamaño del grupo sustituyente. Es fácil 
predecir que cuanto más voluminoso sea el grupo, mayor será el valor de la energía de interacción 1,3-diaxial. Esto se puede 
comprobar en la Tabla 4, en la que se consignan los valores de las interacciones 1,3-diaxiales de un átomo de hidrógeno con 
una serie de grupos funcionales. 
Tabla 4: Interacción 1,3-diaxial 
X Kcal mol-1 kJ mol-1 
-F 0.12 0.5 
-Cl 0.25 1.0 
-Br 0.25 1.0 
-OH 0.5 2.1 
-CH3 0.9 3.8 
Sinopsis Bolilla 3 
 
pág. 16 
 
-CH2CH3 0.95 4.0 
 
-CH (CH3)2 1.1 4.6 
-C(CH3)3 2.7 11.4 
-C6H5 1.5 6.3 
-COOH 0.7 2.9 
-CN 0.1 0.4 
En la tabla anterior se puede observar cómo la interacción estérica 1,3-diaxial aumenta en la serie -CH3 < -CH2CH3 < -
CH(CH3)2 < -C(CH3)3, lo que está en relación directa con el aumento del tamaño y grado de ramificación de estos grupos. 
Otra característica a tener en cuenta es la existencia de interacciones CH3-CH3 sesgada, las que se pueden ver por 
medio de una proyección de Newman para cada compuesto. 
CH3
H
H
H
2
CH3
2
H 3
5
56
H
H
H
H
CH3
H
H
H
H
H
H
H
H
CH3
H
H
interacción metilo metileno sesgada
3
6
2
3
6
5
2
3
6
5
 
Se han determinado las diferencias de energía entre las conformaciones axial y ecuatorial de diversos ciclohexanos 
monosustituidos; algunos de dichos valores se incluyen en la Tabla 5. En muchos casos (aunque no en todos), en especial para 
los sustituyentes alquilo, la diferencia de energía entre ambas formas aumenta con el tamaño, consecuencia directa del 
aumento de interacciones 1,3-diaxiales desfavorables vistas anteriormente. Este efecto es particularmente pronunciado en el 
tert-butilciclohexano. En este caso la diferencia de energía es tan significativa (aproximadamente 5 kcal mol-1) que en el 
equilibrio la proporción de confórmero axial es muy pequeña (aproximadamente 0.01%). 
Tabla 5: Variación de energía libre para la interconversión entre confórmeros del ciclohexano con un sustituyente ecuatorial o 
axial. 
Sustituyente Y G° (kcal mol-1) 
-F 0.25 
-Cl 0.52 
 
-Br 0.55 
-I 0.46 
-CH3 1.70 
CH3CH2- 1.75 
(CH3)2CH- 2.20 
(CH3)3C- = 5 
Ph 2.9 
-COOEt 1. 1 
-OH (solv. aprótico) 0.52 
-OH (solv. prótico) 0.87 
Nota: En todos los ejemplos, el confórmero ecuatorial es el más estable. 
Conformaciones de los compuestos ciclohexánicos disustituidos 
Como se acaba de explicar en el apartado anterior, el confórmero más estable de un compuesto ciclohexánico 
monosustituido es el que ubica el sustituyente en orientación ecuatorial. 
En los compuestos ciclohexánicos disustituidos la situación es más compleja, ya que hay que analizar las dos 
conformaciones silla para poder decidir cuál de las dos será la predominante en el equilibrio conformacional. 
Desde el punto de vista funcional, uno de los compuestos ciclohexánicos disustituidos más simple, es el 1,2-
dimetilciclohexano. Para este compuesto existen dos isómeros denominados cis-1,2-dimetilciclohexano y trans-1,2-
Sinopsis Bolilla 3 
pág. 17 
 
dimetilciclohexano. En el isómero cis los dos grupos metilo están del mismo lado del plano molecular, mientras que en el trans 
los dos grupos metilo están en lados opuestos del plano molecular. 
En el cis-1,2-dimetilciclohexano una conformación silla ubica un grupo metilo en posición axial, por ejemplo en C1, de 
manera que en C2 el otro grupo metilo está ecuatorial. En la conformación silla alternativa, el grupo metilo en C1 pasa a estar 
en posición ecuatorial y el grupo metilo en C2 deviene axial: 
 
En la conformación silla de la izquierda, el grupo metilo axial en C1 presenta dos interacciones 1,3-diaxiales 
desestabilizantes con los hidrógenos situados en C3 y C5. El grupo metilo en C2, que está situado en una posición ecuatorial, no 
presenta interacciones 1,3-diaxiales. 
En la conformación silla de la derecha, el grupo metilo de C1 pasa a ocupar una posición ecuatorial, y por tanto carente 
de interacciones estéricas 1,3-diaxiales. Sin embargo, el metilo en C2 ahora está ubicado en posición axial y por tanto presenta 
interacciones 1,3-diaxiales con los átomos de hidrógeno situados en C4 y C6. El resultado es que las dos conformaciones del cis-
1,2-dimetilciclohexano tienen la misma energía porque cada una de ellas tiene un metilo axial y otro ecuatorial. 
Para el isómero trans-1,2-dimetilciclohexano la situación no es la misma, puesto que en una de las conformaciones 
silla los dos grupos metilo ocupan posiciones axiales, y en consecuencia cada uno de ellos presenta dos interacciones 1,3-
diaxiales. Por el contrario, en la otra conformación silla del trans-1,2-dimetilciclohexano los dos grupos metilo ocupan 
posiciones ecuatoriales y por tanto no presentan interacciones desestabilizantes de tipo 1,3-diaxial. El resultado es que en el 
trans-1,2-dimetilciclohexano la conformación con losdos grupos metilo ecuatoriales es mucho más estable que la 
conformación con los dos grupos metilo axiales. 
Todas las consideraciones realizadas se indican en el siguiente esquema: 
 
El mismo tipo de análisis conformacional realizado se puede llevar a cabo para cualquier compuesto ciclohexánico 
sustituido. Por ejemplo, el cis-1-ter-butil-4-clorociclohexano sólo existe en una conformación, que es la que coloca al 
voluminoso grupo t-butilo en posición ecuatorial. La conformación alternativa, que colocaría al grupo t-butilo en posición axial 
y al bromo en posición ecuatorial, no existe apenas en el equilibrio conformacional debido a las enormes interacciones estéricas 
que se generarían entre el grupo t-butilo y los hidrógenos en las posiciones 1,3-diaxiales. 
 
En el esquema anterior se aprecia cómo la conformación silla de la izquierda presenta interacciones estéricas 1,3-
diaxiales entre el átomo de bromo del C1 y los átomos de hidrógeno en C3 y C5, mientras que el grupo t-butilo, ubicado en la 
posición ecuatorial, no presenta interacciones desestabilizantes 1,3-diaxiles. 
En el confórmero de la derecha el átomo de bromo de C1 está ubicado en posición ecuatorial, pero el grupo t-butilo 
pasa a ocupar la posición axial presentando importantes interacciones estéricas 1,3-diaxiales con los átomos de hidrógeno en 
C2 y C6. 
El valor de una interacción 1,3-diaxial entre un grupo t-butilo y un átomo de hidrógeno se calcula en 2.7 kcal/mol (11.4 
kJ/mol), mientras que una interacción 1,3-diaxial Br-H es de tan solo 0.25 kcal/mol (1.0 kJ/mol). En el isómero conformacional 
de la izquierda la energía de desestabilización sería de 2 x 0.25 kcal/mol = 0.5 kcal/mol, mientras que en el isómero de la 
derecha sería de 2 x 2.7 kcal/mol = 5.4 kcal/mol, de manera que la diferencia de energía entre los dos isómeros sería de 5.4 
Sinopsis Bolilla 3 
 
pág. 18 
 
kcal/mol - 0.5 kcal/mol = 4.9 kcal/mol, o lo que es lo mismo: la conformación que coloca al grupo t-butilo ecuatorial en el cis-
1-t-butil-4-bromociclohexano es 4.9 kcal/mol más estable que la conformación que coloca al grupo t-butilo en posición axial. 
Ciclos mayores 
¿Son válidas estas relaciones estructurales para los cicloalcanos superiores? La Tabla 1 indica que los cicloalcanos con 
anillos mayores que el ciclohexano poseen también mayor tensión. Dicha tensión es una combinación de distorsión de ángulo 
de enlace, eclipsamiento parcial de hidrógenos y repulsiones estéricas transanulares. En los anillos de tamaño mediano no 
existe una conformación capaz de aliviar simultáneamente todas estas tensiones. A falta de ello, los anillos adoptan una 
solución en la que la molécula en cuestión se equilibra entre diversas geometrías muy próximas energéticamente. 
Sólo los cicloalcanos con anillos grandes, como el ciclotetradecano (Tabla 1), pueden adoptar conformaciones 
esencialmente libres de tensión. En esos anillos, la cadena carbonada adquiere una estructura muy similar a la de los alcanos 
lineales, con los hidrógenos alternados y una disposición fundamentalmente anti. Sin embargo, aún en estos sistemas, la 
presencia de sustituyentes introduce normalmente diversos grados de tensión. La mayoría de las moléculas cíclicas descritas 
presentan en mayor o menor medida cierto grado de tensión. 
silla bote
cicloheptano
bote-silla corona
ciclooctano