QUIMICA-ORGANICA

Vista previa del material en texto

TEMA 1
ESTRUCTURA Y PROPIEDADES
1.- Introducción
Más del 95% de las sustancias 
químicas conocidas son 
compuestos del carbono y 
más de la mitad de los 
químicos actuales en el 
mundo se denominan a sí 
mismos químicos orgánicos. 
Todos los compuestos 
responsables de la vida (
ácidos nucleicos, proteínas, 
enzimas, hormonas, azúcares, 
lípidos, vitaminas, etc.) son 
sustancias orgánicas. 
La industria química (fármacos, polímeros, 
pesticidas, herbicidas, etc.) juega un papel 
muy importante en la economía mundial e 
incide en muchos aspectos de nuestra vida 
diaria con sus productos. 
La Química Orgánica es la parte de la química que estudia 
los Compuestos de Carbono
http://www.webelements.com/webelements/scholar/elements/carbon/compounds.html
http://orgchem.chem.uconn.edu/colleges/oldchemists.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/dna.pdb
Finales del XVIII
El enigma de la Química Orgánica: La 
fuerza vital. 
Se observa que los compuestos orgánicos 
están formados por un número muy limitado 
de elementos. 
Principios del XIX
Se intuyen ciertos visos de ordenamiento 
estructural. 
Se establece la ley de proporciones 
múltiples. 
1820’s
Síntesis de la urea: se tiende el puente entre 
la Química Inorgánica y la Orgánica. 
Se mejora la precisión del análisis 
elemental. 
Se produce una complicación insospechada: 
la isomería. 
1830’s
Los radicales orgánicos como un principio 
de ordenación. 
El descubrimiento y la profusión de los 
radicales orgánicos. 
1830’s-1840’s
Orden entre los radicales orgánicos: la 
sustitución. 
Definición de radicales derivados. 
1.1.- Breve Historia de la Química Orgánica
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/xviii.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/prinxix.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/prinxix.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/1830.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/1840.html
1850’s
• Estructura interna de los radicales: la 
tetravalencia del carbono y su 
capacidad para formar cadenas. 
1860’s • Primeras formulaciones modernas. 
1870’s • Estructura tetraédrica del carbono: 
isomería optica. 
1880’s • Estructura hexagonal del benceno. 
1930’s-1940’s
• Planteamiento de la Teoría de la 
Resonancia. 
• Desarrollo de la Espectroscopía de 
rayos X. 
• Desarrollo de la Espectrometría de 
masas. 
1950’s
• Análisis conformacional: estereoquímica 
del ciclohexano. 
• Descubrimiento de la Resonancia 
Magnética Nuclear. 
1840’s-1850’s  Ordenación por tipos de compuestos. 
 La unificación de radicales y tipos. 
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/1850.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/1860.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/probsin.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/probsin.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/probsin.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/probsin.html
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l0/1850.html
2.- Estructura de los átomos
NúcleoCubierta electrónica
MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO
ORBITALES
Carácter ondulatorio de los 
electrones
Principio de Incertidumbre de 
Heisenberg
Caracterizados por números cuánticos:
n : número cuántico principal
l : número cuántico secundario
m: número cuántico magnético
NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA
ORBITALES 1s y 2s
ORBITAL s
ORBITALES 2p
ORBITALES 3 d
ENERGÍA DE LOS ORBITALES
Regla cuántica de (n+l): 
Entre dos orbitales tendrá menor energía aquél en el que la suma de 
los números cuánticos n y l sea menor. Si el resultado fuese el mismo 
para ambos, tendrá menor energía aquél de menor número cuántico 
principal n
¿EN QUÉ ORDEN SE LLENAN LOS ORBITALES?
Principio de construcción (Aufbau):
En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se 
construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo 
que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)
¿CUÁNTOS ELECTRONES CABEN EN UN ORBITAL?
Principio de exclusión de Pauli (1925):
En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir 
dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos
Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres 
números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)
¿CÓMO SE LLENAN LOS GRUPOS DE ORBITALES DE IGUAL ENERGÍA?
Regla de la máxima multiplicidad de Hund:
Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando 
con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, 
manteniendo los espines paralelos
CAPA DE VALENCIA
CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS
Grupos del Sistema Periódico
RADIO ATÓMICO
ELECTRONEGATIVIDAD
3.- Enlace y moléculas
3.1.- ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE
IÓNICO COVALENTE
COVALENTE POLAR
ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE
NO POLAR POLAR
TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD
3.2.-TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE 
COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR
OCTETO 
ELECTRÓNICO
Lewis
ENLACE-VALENCIA
Heitler-London
ORBITAL 
MOLECULAR
Mulliken-Hund
Compartición de 
electrones
Solapamiento de O.A.
Formación de O.M.
GEOMETRÍA
Método de repulsión de 
electrones de la capa 
de valencia
Hibridación de O.A
Orbitales moleculares
TEORÍA
3.3.-TEORÍA DE LEWIS
Átomos
Moléculas Diatómicas
Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico
En el establecimiento de las estructuras de Lewis es muy importante tener en cuenta tres aspectos
1.- Valorar la existencia de formas resonantes
2.- Asignar cargas formales a los átomos
3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto 
Para determinar cargas formales sobre los átomos:
Carga 
Formal =
Número e
Capa valencia
- ( Número eDesapareados +
Mitad e
compartidos )
El enlace S-O no es ni simple ni doble
El enlace N-O no es ni simple ni doble
Hay átomos que no cumplen la regla del octeto
Las diferentes estructuras de Lewis de los átomos principales de las 
moléculas orgánicas, dependiendo de la estructura en la que estén 
involucrados, son: 
RESONANCIA
Se sabe que en el nitrometano los oxígenos distan por igual (1.2 Å) del 
nitrógeno. ¿Cómo puede explicarse este hecho con fórmulas de Lewis? 
En el ion acetato sucede algo análogo (dC-O=1.26 Å). 
Las estructuras electrónicas reales del nitrometano y del ion acetato son 
estructuras compuestas, promedio de las dos estructuras de Lewis 
respectivas (formas resonantes), y se dice que la molécula es un híbrido 
de resonancia. 
1.- Las estructuras resonantes sólo suponen movimiento de electrones 
(no de átomos) desde posiciones adyacentes.
En el caso de que las formas resonantes no sean 
equivalentes, unas u otras participarán más o menos en 
el híbrido de resonancia según las reglas siguientes: 
1.-Las estructuras resonantes en la que todos los átomos del 2º 
período poseen octetes completos son más importantes 
(contribuyen más al híbrido de resonancia) que las estructuras 
que tienen los octetes incompletos. 
2.- Las estructuras más importantes son aquellas que supongan la 
mínima separación de carga 
3.- En los casos en que una estructura de Lewis con octetes 
completos no puede representarse sin separación de cargas, la 
estructura más importante será aquella en la que la carga negativa 
se sitúa sobre el átomo más electronegativo y la carga positiva 
en el más electropositivo. 
Factores que contribuyen a la estabilidad de las formas canónicas
El número de enlaces 
covalentes
La separación de cargas 
formales
Electronegatividad del átomo 
que soporta la carga
Cuanto mayor sea el número de 
enlaces covalentes más estable esla 
forma canónica
La separación de cargas inestabiliza la forma 
canónica
Una elevada densidad de carga inestabiliza. La carga positiva es mejor soportada por un 
átomo electropositivo. La carga negativa es mejor soportada por un átomo electronegativo
Aunque la forma que más contribuye es la de la izquierda, la resonancia 
permite explicar la reacción de adición del grupo carbonilo
En el monóxido de carbono y en el ion azida la forma canónica más estable 
es la de la izquierda ¿por qué?
GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE 
LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo 
que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos
Cuatro pares de e rodeando el 
átomo de nitrógeno. Se dirigen 
hacia los vértices de un tetraedro
(Geometría electrónica)
Como sólo se enlazan 3 de los 4 
pares electrónicos, la forma de la 
molécula será piramidal
(Geometría molecular)
Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana
Cuatro pares de e: 
Molécula 
tetraédrica
Cuatro enlazados
Molécula piramidal
Tres enlazados
Molécula angular
Dos enlazados
No enlazado- 
No enlazado
No enlazado- 
Enlazado
Enlazado- 
Enlazado
Repulsión 
entre pares de 
electrones< <
Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal 
triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada
En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples
Polaridad de enlace y polaridad molecular
Enlace polar
Molécula Apolar Molécula Polar
La polaridad de una molécula depende de la polaridad de sus 
enlaces y de la geometría
3.4.- TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN 
Todos los enlaces C-H del metano son idénticos
HIBRIDACIÓN 
sp3
METANO
El carbono sólo podría 
formar dos enlaces C-H
Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3 y una 
estructura tetraédrica. Así son los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, 
éteres y aminas, entre otros. Todos estos compuestos tienen estabilidad 
suficiente como para poder ser almacenados sin problemas especiales. 
 Un carbono unido a menos de cuatro átomos también puede tener 
hibridación sp3 pero la estructura variará dependiendo del número de 
sustituyentes: 
Estructura 
Tipo de compuesto Carbaniones Carbenos
Geometría Piramidal Angular
 Los carbaniones y carbenos son especies 
altamente reactivas (intermedios de reacción) 
y en general tienen un tiempo de vida muy 
corto. 
HIBRIDACIÓN 
sp2
ETENO
Hibridación
sp2
sp2 2pz
Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno 
de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana. 
Así son compuestos estables tales como olefinas, hidrocarburos 
aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílcos y derivados, 
entre otros. 
 Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres 
átomos también posee hibridación sp2: 
Estructura 
Tipo de compuesto
Carbocatión 
(ion carbenio)
Radical
Geometría Trigonal plana Trigonal plana
 Carbocationes y radicales son especies altamente reactivas 
(intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy 
corto. 
HIBRIDACIÓN 
sp2
BENCENO
C6H6
Kekule
Problema: El benceno es mucho más estable que lo que cabría esperar de la 
estructura propuesta por Kekule
La hidrogenación 
del benceno libera 
mucha menos 
energía que la 
esperable
Hibridación
sp2
sp2 2pz
Estabilidad debida a la deslocalización de los electrones del anillo 
(aromaticidad)
HIBRIDACIÓN
sp2
GRUPO CARBONILO
Átomo carbono: Hibridación sp2 Átomo oxígeno: Hibridación sp2
(Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C) 
 
 
HIBRIDACIÓN 
sp
ACETILENO
Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno 
de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal. 
 
Existen otras posibilidades: 
Estructura
 
 
 
 
Tipo de compuesto Aleno Acetiluro
Geometría Lineal Lineal
 Los alenos son compuestos estables. Los acetiluros son especies 
reactivas (intermedios de reacción). 
Electronegatividad del carbono en función de su hibridación 
El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el 
carácter s de la hibridación. Por tanto los carbonos del etano (sp3) son 
menos electronegativos que los del eteno (sp2) y éstos a su vez menos 
electronegativos que los del etino (sp). El cálculo de las densidades 
electrónicas en estos tres compuestos refleja claramente este hecho: 
(azul +, rojo -)
 
 
 
Etano
 
 
 
Eteno
 
 
 
Etino
Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada 
desde el etano al etino, prueba de su menor densidad 
electrónica como consecuencia de la electronegatividad 
creciente del carbono.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS EN NITRÓGENO Y OXÍGENO 
sp3 
Nitrógeno 
 
 
Oxígeno 
 
Estructura
 
 
 
 
 
 
Tipo Aminas
Sales de 
amonio
Alcoholes 
Éteres
Alcóxidos
Geometría Piramidal Tetraédrica Angular -
 Las aminas, sales de amonio, alcoholes y éteres son especies 
estables. Los alcóxidos son especies muy reactivas (intermedios de 
reacción). 
sp2 
Nitrógeno 
 
 
 
Oxígeno 
 
 
 
Estructura
 
 
 
 
 
 
 
Tipo Iminas Sales de imonio Carbonilos
Geometría Trigonal plana Trigonal plana Trigonal plana
 Los tres tipos de compuestos tienen en general estabilidad suficiente 
como para poder almacenarse sin problemas especiales. Los compuestos 
con grupos carbonilo son muy variados: pueden ser aldehídos, cetonas, 
ácidos carboxílicos, haluros de ácido, anhídridos, ésteres y amidas, entre 
otros. 
 
. 
 
sp 
Nitrógeno 
 
 Los nitrilos son compuestos estables 
Estructura 
Tipo Nitrilos
Geometría Lineal
PARÁMETROS DE ENLACE 
Enlace
Longitud típica 
(A)
Momento 
dipolar (D)
Energía de 
disociación 
(kcal/mol)
C-H 1.07 0.40 99
X-H
1.01(N) 
0.96(O)
1.31(N) 
1.51(O)
93(N) 
111(O)
C-C 1.54 0 83
C=C 1.33 0 146
C≡C 1.20 0 200
C-N 1.47 0.22 73
C=N 1.30 1.90 147
C≡N 1.16 3.50 213
C-O 1.43 0.74 86
C=O 1.23 2.30 184
C-Cl 1.78 1.46 81
C-Br 1.93 1.38 68
C-I 2.14 1.19 51
3.5.-TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
La mezcla de N orbitales atómicos da lugar a N orbitales moleculares
Ej.: Hidrógeno
La combinación de dos orbitales atómicos 1s da lugar a un orbital molecular enlazante σ y a un orbital 
antienlazante σ*.
Los dos electrones de la molécula ocupan el orbital molecular enlazante
Los orbitales moleculares tipo σ también se pueden formar por solapamiento frontal de orbitales p 
o de orbitales híbridos 
Los orbitales moleculares tipo π se producen por solapamiento lateral de orbitales p
Formación de dos orbitales π por solapamiento lateral de orbitales p. Triple enlace 
carbono-carbono.
4.- REPRESENTACIÓN DE LAS 
MOLÉCULAS EN QUÍMICA ORGÁNICA
4.1.- TIPOS DE FÓRMULAS
Fórmula Molecular
C2H6O C4H10 
Formula Estructural
Fórmula Desarrollada Formula Esqueletal
En 2 D En3 D
Clase Grupo funcional Ejemplo
alcanos ninguno CH3-CH3 
Etano
alquenos 
CH3CH=CH2 
Propeno
alquinos
 
 
CH3-C≡C-CH3 
2-Butino
haluros de alquilo -halógeno CH3-CH2-Br 
Bromuro de etilo
4.2.- PRINCIPALES GRUPOS FUNCIONALES. 
(homo) 
aromáticos
 
 
 
 
 
Tolueno
(hetero) 
aromáticos
 
 
 
 
3-Metilpiridina
Clase Grupo funcional Ejemplo
alcoholes 
fenoles
-OH
CH3-CH2-OH 
Etanol 
Ph-OH 
Fenol
éteres -O-
CH3-CH2-O-CH2-CH3 
Dietiléter
Clase Grupo funcional Ejemplo
aldehídos Etanal
cetonas Propanona
Clase Grupo funcional Ejemplo
ácidos 
carboxílicos 
 Ácido acético
ésteres 
 
 
 Acetato de etilo
amidas
 Acetamida
haluros de acilo 
anhídridos
 
 
 
 
 
 
Cloruro de acetilo Anhídrido acético
nitrilos -C≡N CH3CN 
Acetonitrilo
nitroderivados -NO2
CH3NO2 
Nitrometano
iminas 
Metilimina de la propanona
tioles -SH
CH3-CH2-SH 
Etiltiol
sulfuros -S-
(CH3)2S 
Dimetilsulfuro
sulfonas -SO2-
CH3SO2CH3 
Dimetilsulfona
ácidos sulfónicos -SO2-OH
CH3CH2CH2SO2OH 
Ácido propanosulfónico
Clase Grupo funcional Ejemplo
4.3.- EL NOMBRE DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
Nombre
Molecular
Formula
Estructural
Formula
Isomeros Nombre
Molecular
Formula
Estructural
Formula
Isomeros
Metano CH4 CH4 1 hexano C6H14 CH3(CH2)4CH3 5
Etano C2H6 CH3CH3 1 heptano C7H16 CH3(CH2)5CH3 9
propano C3H8 CH3CH2CH3 1 octano C8H18 CH3(CH2)6CH3 18
butano C4H10 CH3CH2CH2CH3 2 nonano C9H20 CH3(CH2)7CH3 35
pentano C5H12 CH3(CH2)3CH3 3 decano C10H22 CH3(CH2)8CH3 75
Grup
o 
CH3– 
C2H5– 
 
CH3CH2CH2– (CH3)2CH– CH3CH2CH2CH2– (CH3)2CHCH2– CH3CH2CH(CH3)– (CH3)3C– R– 
N
ombr
e 
Metil Etil Propil Isopropill Butil Isobutil sec-Butil 
tert-
Butil 
 
Alquil
ALCANOS
GRUPOS ALQUILO
Nombre Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano Ciclohexano Cicloheptano Cicloalcano
Molecular
Formula 
C3H6 C4H8 C5H10 C6H12 C7H14 CnH2n
Estructural
Formula 
 
 
(CH2)n
Esqueletal
Formula 
 
CICLOALCANOS
Reglas IUPAC para nombrar alcanos
 1. Encuentre y nombre la cadena continua más larga de carbonos.
 2. Identifique y nombre los grupos unidos a esta cadena.
 3. Numere la cadena empezando por el extremo más próximo a un sustituyente. 
 4. Designe la localización de cada grupo sustituyente por el apropiado número y nombre.
 5. Construya el nombre, listando los grupos en orden alfabético. 
 Los prefijos di, tri, tetra etc., usados para designar varios grupos iguales, no se consideran en la ordenación alfabética.
 
 
 
 
 
 
3,4-dicloro-4-etil-5-metilheptano 
3-metilhexano 
Reglas IUPAC para la nomenclatura de Alquenos
1. El sufijo -eno indica un alqueno o cicloalqueno.
2. La cadena principal debe incluir los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace.
3. La cadena principal debe ser numerada por el extremo más próximo al doble enlace. Si 
la insaturación está en el centro de la cadena se empieza a numerar por el extremo 
que tenga más próximo un sustituyente.
4. El más pequeño de los números asignados a los átomos del doble enlace se utiliza 
para indicar la posición de la insaturación. Si hay más de un doble enlace el 
compuesto es denominado dieno, trieno,..
5. En los cicloalquenos a los carbonos del doble enlace se les asigna los números 1 y 2. 
El número 1 puede ser determinado por la regla de los sustituyentes.
6. Grupos sustituyentes más importantes conteniendo doble enlace son:
 H2C=CH– Grupo vinilo
 H2C=CH–CH2– Grupo alilo
1.- (CH3)2C=CHCH2C(CH3)3 2.- (CH3CH2CH2)2C=CH2
3.- (C2H5)2C=CHCH(CH3)2 4.- CH2=C(CH3)CH(CH3)C(C2H5)=CH2
¿Cuál es el nombre de los siguientes alquenos?
Reglas IUPAC para la Nomenclatura de Alquinos
 1. El sufijo -ino indica alquino o cicloalquino.
 2. La cadena principal debe contener a los dos carbonos unidos por el triple enlace. 
 3. La cadena principal debe ser numerada desde el extremo más próximo al triple 
enlace. Si el triple enlace está situado en el centro de la cadena se aplica la regla de los 
sustituyentes.
 4. El menor número de los carbonos unidos por triple enlace debe ser usado como 
localizador de la insaturación.
 5. Si están presentes varios enlaces múltiples, cada uno debe tener su localizador. Los 
dobles enlaces preceden a los triples en los nombres IUPAC, pero la cadena debe ser 
numerada a partir del extremo que tenga más próximo un enlace múltiple sea cual sea su 
naturaleza.
 6. A causa de su carácter linear, los anillos que pueden acomodar un triple enlace deben 
tener al menos diez carbonos. En los cicloalquinos simples los carbonos unidos por el 
triple enlace son numerados con el 1 y el 2. El número 1 se determina por la proximidad 
de los sustituyentes.
 7. Grupos sustituyentes conteniendo triple enlace son:
 HC≡C– Grupo Etinil
 HC≡CH–CH2– Grupo Propargil 
Ejemplos alquenos y alquinos
Derivados del benceno
5.- FUERZAS INTERMOLECULARES
La intensidad de las fuerzas intermoleculares (F. de Van der 
Waaals) viene determinada por:
- Tamaño de las moléculas
- Forma de las moléculas
- Polaridad de las moléculas
PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Aumento Tamaño
Atómico Ar (40) -186 Kr (83) -153 Xe (131) -109
Molecular CH4 (16) -161 (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)4Si (88) 27 CCl4 (154) 77
Forma Molecular
Esférica (CH3)4C (72) 9.5 (CH3)2CCl2 (113) 69 (CH3)3CC(CH3)3 (114) 106
Lineal: CH3(CH2)3CH3 (72) 36 Cl(CH2)3Cl (113) 121 CH3(CH2)6CH3 (114) 126
Polaridad Molecular
No polar: H2C=CH2 (28) -104 F2 (38) -188 CH3C≡CCH3 (54) -32 CF4 (88) -130
Polar: H2C=O (30) -21 CH3CH=O (44) 20 (CH3)3N (59) 3.5 (CH3)2C=O (58) 56
HC≡N (27) 26 CH3C≡N (41) 82 (CH2)3O (58) 50 CH3NO2 (61) 101
El punto de fusión está afectado por la forma de las moléculas más que el punto de ebullición. 
Las que son esféricas se empaquetan mejor y las fuerzas intermoleculares actúan con más 
eficacia, siendo necesaria una mayor temperatura para conseguir el paso de sólido a líquido. 
Si las moléculas son lineales el empaquetamiento no es tan eficaz.
Compuesto Formula
Punto de 
ebullición
Punto de fusión
Pentano CH3(CH2)3CH3 36ºC –130ºC
Hexano CH3(CH2)4CH3 69ºC –95ºC
Heptano CH3(CH2)5CH3 98ºC –91ºC
Octano CH3(CH2)6CH3 126ºC –57ºC
Nonano CH3(CH2)7CH3 151ºC –54ºC
Decano CH3(CH2)8CH3 174ºC –30ºC
Tetrametilbutano (CH3)3C-C(CH3)3 106ºC +100ºC
El tetrametilbutano, isómero del octano, con molécula esférica, tiene p.f muy alto, sólo 6ºC por 
debajo del p.e.
PUNTO DE FUSIÓN : TAMAÑO Y FORMA MOLECULAR
PUENTES DE HIDRÓGENO
Tipo especialmente intenso de enlace dipolo-dipolo
El agua, los alcoholes y 
las aminas primarias y 
secundarias pueden 
actuar cono donantes o 
aceptores de hidrógeno
Los éteres, aldehidos, 
cetonas y ésteres sólo 
pueden actuar como 
aceptores
Efecto de los puentes de hidrógeno sobre la temperatura de ebullición
Es posible reconocer los compuestos con puentes de hidrógeno gracias 
a los elevados puntos de ebullición que muestran
Compuesto Fórmula
Mol. 
Wt.
Punto 
Ebullición
PuntoFusión
Dimetiléter CH3OCH3 46 –24ºC –138ºC
Etanol CH3CH2OH 46 78ºC –130ºC
Propanol CH3(CH2)2OH 60 98ºC –127ºC
Dietileter (CH3CH2)2O 74 34ºC –116ºC
Propilamina CH3(CH2)2NH2 59 48ºC –83ºC
Metilaminoetano CH3CH2NHCH3 59 37ºC 
Trimetilamina (CH3)3N 59 3ºC –117ºC
Etilenglicol HOCH2CH2OH 62 197ºC –13ºC
Ácido acético CH3CO2H 60 118ºC 17ºC
Etilendiamina H2NCH2CH2NH2 60 118ºC 8.5ºC
SOLUBILIDAD EN AGUA
Tipo 
compuesto
Compuesto 
específico
g/100mL Moles/L
Compuesto 
específico
g/100mL Moles/L
Hidrocarburos 
&
Haluros 
alquilo
butano
hexano
ciclohexano
0.007
0.0009
0.006
0.0012
0.0001
0.0007
benceno
cloruro metileno
chloroform
0.07
1.50
0.8
0.009
0.180
0.07
Compuestos 
con un 
oxígeno
1-butanol
tert-butanol
ciclohexanol
fenol
9.0
completa
3.6
8.7
1.2
completa
0.36
0.90
etil éter
THF
furano
anisol
6.0
completa
1.0
1.0
0.80
completa
0.15
0.09
Compuestos 
con dos 
oxígenos
1,3-propanodiol
2-butoxietanol
ácido butanoico
ácido benzoico
completa
completa
completa
completa
completa
completa
completa
completa
1,2-dimetoxietano
1,4-dioxano
acetate etilo
butirolactona
completa
completa
8.0
completa
completa
completa
0.91
completa
Compuestos 
con nitrógeno
1-aminobutano
ciclohexilamina
anilina
pirrolidina
pirrol
completa
completa
3.4
completa
6.0
completa
completa
0.37
completa
0.9
trietilamina
piridina
propionitrilo
1-nitropropano
DMF
5.5
completa
10.3
1.5
completa
0.54
completa
2.0
0.17
completa
Solubilidad en agua de diferentes tipos de compuestos
6.-ÁCIDOS Y BASES
6.1.- ÁCIDOS ORGÁNICOS
Ácido: Especie 
capaz de ceder 
un ión hidrógeno
Ión hidroxonio
Base. Especie capaz 
de aceptar un ión 
hidrógeno
Equilibrio ácido-base de un ácido en agua
Definición Bronsted-Lowry
pKa = -log Ka 
Comparando la fuerza de los ácidos orgánicos
Diferencias de acidez entre ácidos carboxílicos, fenol y alcoholes
La ionización del ácido está influenciada por dos factores:
- La fuerza del enlace que se rompe
- La estabilidad del ión que se forma
Resonancia entre dos formas 
idénticas
Alojamiento de la carga negativa 
en un átomo electronegativo 
como el oxígeno
Deslocalización electrónica por 
medio de un sistema π que se 
extiende entre los dos oxígenos 
y el carbono
Estabilidad ión acetato
Por ionización producirá el ión acetato CH3COO-
Por ionización producirá el ión fenóxido C6H5O- 
La deslocalización de la carga negativa estabiliza el ión fenóxido, pero no con la 
eficacia del acetato. Eso hace que el fenol, aunque muy débil, tenga carácter 
ácido.
Aquí el oxígeno aún conserva la mayor parte de la carga negativa original.
Por ionización produciría el ión etóxido CH3-CH2O-
No hay posibilidad de deslocalizar la carga negativa, que permanece 
completamente en el átomo de oxígeno. Esta carga negativa atraerá 
los iones de hidrógeno formando el alcohol. 
Variación en la acidez de los ácidos carboxílicos
pKa
HCOOH 3.75
CH3COOH
4
.76
CH3CH2COOH
4
.87CH3CH2CH2COO
H
4
.82
La cadena carbonada disminuye la acidez 
de los ácidos carboxílicos debido al efecto 
dador de electrones de los grupos alquilo 
El ión acetato es menos estable que el 
formiato, en consecuencia, el ácido 
acético es más débil que el fórmico
pKa
CH3COOH
4
.76CH2ClCOO
H
2
.86CHCl2COO
H
1
.29
CCl3COOH
0
.65
La presencia de átomos electronegativos en la 
cadena carbonada aumenta la acidez del ácido 
por deslocalización de la carga negativa del 
ión carboxilato
El ácido tricloacético es un ácido fuerte
pKa
CH2FCOO
H
2
.66CH2ClCOO
H
2
.86CH2BrCOO
H
2
.90
CH2ICOOH
3
.17
Cuanto más electronegativo es el 
halógeno más fuerte es el ácido
pKa
CH3CH2CH2COOH
4
.82CH3CH2CHClCOO
H
2
.84CH3CHClCH2COO
H
4
.06CH2ClCH2CH2CO
OH
4
.52
El efecto del halógeno es muy significativo si 
se une al carbono adyacente al grupo 
carboxílico. Su efecto en carbonos más 
lejanos es muy poco significativo 
6.2.- BASES ORGÁNICAS
Ácido: Especie 
capaz de ceder 
un ión hidrógeno
Base. Especie capaz 
de aceptar un ión 
hidrógeno
Equilibrio ácido-base de una base en agua
Definición Bronsted-Lowry
pKb = -log Kb 
B + H2O = BH+(aq) + OH-(aq) 
Comparación de la fuerza de bases débiles
Las aminas alifáticas son más 
fuertes que el amoniaco
Las aminas aromáticas son más 
débiles que el amoniaco
Dos factores explican la fuerza de una base:
1.- La facilidad con que el ión hidrógeno se une al par de e- solitario
2.- La estabilidad del ión formado
La cesión de electrones 
por parte del grupo 
alquilo aumenta la carga 
negativa del átomo de 
nitrógeno y, en 
consecuencia, su 
capacidad de atraer 
iones hidrógeno
pKb
CH3NH2
3
.36
CH3CH2NH2
3
.27
CH3CH2CH2NH2
3
.16CH3CH2CH2CH2N
H2
3
.39
La cesión de carga eléctrica es similar en 
todos los grupos alquilo, por ello, las 
demás aminas primarias alifáticas tienen 
fuerzas básicas similares
El grupo metilo estabiliza el ión 
metilamonio
¿por qué las aminas aromáticas son más débiles que el amoniaco?
Par de electrones no está 
completamente disponible para 
unirse al ión hidrógeno. La 
densidad de carga negativa en 
torno al nitrógeno es menor que en 
el amoniaco
La amina aromática se estabiliza por deslocalización del par de electrones del nitrógeno en 
torno al anillo
La unión a un ión hidrógeno está menos 
favorecida que en el amoniaco. El ión formado 
tendría mayor carga positiva sobre el nitrógeno
5.- ISOMERÍA
¿QUE SON ISOMEROS? 
Dos especies químicas diferentes se dice que 
son isómeras cuando tienen la misma 
composición elemental y el mismo peso 
molecular 
Los isómeros no son superponibles y tienen el 
mismo número de átomos de cada tipo 
TIPOS DE ISOMERIA
 ISOMEROS ESTRUCTURALES
ESTEREOISOMEROS
TIPOS DE ISOMERÍA
5.1.- ISOMERÍA ESTRUCTURAL
Isomería de cadena
Isomería de posición
Isomería de función
Son isómeros que difieren entre sí en que sus 
átomos están unidos de diferente forma 
- No todos los grupos están unidos a los mismos centros
-Son moléculas muy diferentes tanto en sus propiedades físicas como 
químicas 
ISOMERÍA DE CADENA
¿Cuántos isómeros tiene el butano?
¿Cuántos isómeros tiene el pentano?
Los isómeros de cadena difieren en la forma en que están unidos los 
átomos de carbono entre sí para formar una cadena 
ISOMERÍA DE POSICIÓN
Hay dos isómeros estructurales con 
la fórmula molecular C3H7Br 
Del alcohol con fórmula molecular C4H9OH se 
obtienen:
Dos isómeros de posición Dos isómeros de cadena
Los isómeros de posición difieren en las posiciones que ocupan sus 
grupos en la estructura carbonada
En los derivados del benceno se dan casos muy importantes de isomería de posición
Fórmula molecular C7H8Cl 
ISOMERÍA DE FUNCIÓN
Fórmula molecular C3H6O 
2-propen-1-ol
Los isómeros de función difieren en sus grupos funcionales
- La forma en que están unidos los átomos da lugar a grupos funcionales 
distintos
Fórmula molecular C3H6O2 
5.2.- ESTEREOISOMERÍA 
- ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
-ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
- ENANTIOMEROS
- DIASTEROISOMEROS
La transformación de unos en otros consiste en giros de grupos en 
el espacio alrededor de enlaces sencillos
ESTEREOISOMEROS CONFORMACIONALES
Confórmeros del etano
SON ESTEREOISOMEROS NO 
AISLABLES POR SEPARADO A 
TEMPERATURA AMBIENTE O 
PROXIMA A ELLA 
La barrera energética a superar para 
la interconversion es baja
ESTEREOISOMEROS CONFIGURACIONALES
Para transformar uno en otro, no basta con realizar giros alrededor 
de enlaces sencillos sino que es necesario romper y formar enlaces.
SON ESTEREOISOMEROS 
AISLABLES POR SEPARADO 
A TEMPERATURA 
AMBIENTE O PROXIMA A 
ELLA
La barrera energética a 
superar para la interconversión 
de estereoisómeros 
configuracionales es alta
Diasteroisómeros
Enantiómeros
QUIRAL
ES AQUEL QUE NO ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN 
EL ESPEJO
MOLÉCULA QUIRAL
AQUIRAL
ES AQUEL QUE ES SUPERPONIBLE CON SU IMAGEN EN EL 
ESPEJO
Tienen elementos de simetría
ENANTIOMEROS
DOS ESTEREOISOMEROS SON ENANTIOMEROS CUANDO 
UNO ES LA IMAGEN ENEL ESPEJO DEL OTRO
Son imágenes especulares
DIASTEROISOMEROS
SON ESTEREOISOMEROS NO ENANTIOMEROS
Uno no es la imagen en el espejo del otro
Clasificación de las relaciones entre moléculas
¿Tienen la misma fórmula molecular?
ó
¿Son iguales sus pesos moleculares
y sus composiciones elementales?
SI NO No son isómeros
Son la misma
 molécula
¿Son superponibles?
SI NO
Son isómeros Son isómeros
estructurales
¿Difieren únicamente en el arreglo
 de sus átomos en el espacio?
NO
SI
Son estereoisómeros
Son estereoisómeros
configuracionales
Son estereoisómeros
conformacionales
SI
¿Son aislables a temperatura 
ambiente o próxima a ella?
NOSI
¿Es uno de ellos superponible con
 la imagen en el espejo del otro?
NO
Son enantiómeros
Son quirales
¿Son superponibles con sus 
respectivas imágenes en el espejo?
SINO Son aquirales
Son diasteroisómeros