Introducción_a_la_Química_Orgánica_y_Síntesis_de_Fármacos_Brito

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INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS
DIRECTORIO
JOSÉ ENRIQUE VILLA RIVERA
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Abogado General
ARTURO SALCIDO BELTRÁN
Director de Publicaciones
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS
MARCO A. BRITO ARIAS
Instituto Politécnico Nacional
—México—
Introducción a la química orgánica y síntesis de fármacos
Marco A. Brito Arias
 
Primera edición, 2008
D.R. © 2008 
Instituto Politécnico Nacional
Luis Enrique Erro s/n 
Unidad profesional “Adolfo López Mateos”
Zacatenco, 07738, México, DF
Dirección de Publicaciones 
Tresguerras 27, Centro Histórico
06040, México, DF
ISBN 978-970-36-0416-6
Impreso en México / Printed in Mexico
http://www.publicaciones.ipn.mx
http://www.publicaciones.ipn.mx
Prólogo ......................................................................................................................................11
UNIDAD I. GENERALIDADES ................................................................................................ 13
Defi nición de química orgánica ................................................................................................ 13
Importancia de la química orgánica ......................................................................................... 13
Enlace químico ......................................................................................................................... 15
Teoría de enlace-valencia ......................................................................................................... 21
Teoría del orbital molecular ..................................................................................................... 24
Cinética de las reacciones químicas ......................................................................................... 27
Grupos funcionales ................................................................................................................... 30
Reacciones ácido-base.............................................................................................................. 35
Reacciones de óxido-reducción ................................................................................................ 40
UNIDAD II. ESTEREOQUÍMICA ............................................................................................. 47
Confórmeros acíclicos .............................................................................................................. 47
Confórmeros cíclicos ............................................................................................................... 52
Isómeros confi guracionales ...................................................................................................... 54
UNIDAD III. ALCANOS Y CICLOALCANOS .......................................................................... 63
Nomenclatura ........................................................................................................................... 65
Métodos de obtención .............................................................................................................. 66
Reacciones de alcanos .............................................................................................................. 68
UNIDAD IV. ALQUENOS ......................................................................................................... 73
Nomenclatura ........................................................................................................................... 73
Métodos de obtención .............................................................................................................. 74
Reacción de adición electrofílica ............................................................................................. 82
Reacción de adición nucleofílica .............................................................................................. 95
Isomería geométrica ................................................................................................................. 97
7
ÍNDICE DE CONTENIDO
UNIDAD V. ALQUINOS ......................................................................................................... 101
Nomenclatura ......................................................................................................................... 101
Métodos de obtención ............................................................................................................ 102
Reacciones de alquinos .......................................................................................................... 102
UNIDAD VI. HALUROS DE ALQUILO .................................................................................. 109
 
Nomenclatura ......................................................................................................................... 109
Métodos de obtención .............................................................................................................110
Reacciones de haluros .............................................................................................................111
Sustitución nucleofílica alifática .............................................................................................112
Reacción de eliminación .........................................................................................................116
UNIDAD VII. ARENOS ...........................................................................................................119
Reglas de aromaticidad ...........................................................................................................119
Nomenclatura ......................................................................................................................... 121
Métodos de obtención ........................................................................................................... 125
Reacciones de arenos ............................................................................................................. 125
Sustitución electrofílica aromática ......................................................................................... 126
Reacciones sobresustituyente ................................................................................................. 137
Sustitución nucleofílica aromática (SNA) .............................................................................. 139
UNIDAD VIII. ALCOHOLES Y FENOLES ............................................................................. 151
Nomenclatura ......................................................................................................................... 152
Métodos de obtención ............................................................................................................ 152
Reacciones de alcoholes ......................................................................................................... 154
Reacciones por ruptura carbono-oxígeno ............................................................................... 155
Éteres y epóxidos ................................................................................................................... 158
UNIDAD IX. ALDEHÍDOS Y CETONAS ................................................................................167
Nomenclatura ......................................................................................................................... 167
Métodos de obtención ........................................................................................................... 169
Reacciones de aldehídos y cetonas ......................................................................................... 170
Reacciones de adición nucleofílica ........................................................................................ 172
UNIDAD X. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Y DERIVADOS .......................................................... 189
Nomenclatura ......................................................................................................................... 191
Métodos de obtención ............................................................................................................ 192
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS8
Reacciones de ácidos carboxílicos y derivados ...................................................................... 195
Reacción de sustitución nucleofílica ...................................................................................... 200
UNIDAD XI. ENOLATOS Y CARBANIONES ......................................................................... 207
Formación de enolatos ........................................................................................................... 207
Reacciones de condensación .................................................................................................. 209
UNIDAD XII. AMINAS .......................................................................................................... 219
Nomenclatura ......................................................................................................................... 220
Métodos de obtención ............................................................................................................ 222
Reacciones de aminas............................................................................................................. 225
UNIDAD XIII. POLIMERIZACIÓN ....................................................................................... 231
Clasifi cación ........................................................................................................................... 231
Tipos de polimerización ......................................................................................................... 232
ÍNDICE 9
El autor agradece el apoyo otorgado por la COFAA 
y por la SIP-IPN para la realización de esta obra.
El presente libro de texto cubre los tópicos correspondientes a un curso introductorio 
a la química orgánica, y está dirigido a estudiantes de nivel medio superior y superior 
involucrados en carreras afi nes a la química farmacéutica, de alimentos, ambiental y 
biotecnológica. El libro se basa en el análisis de la reactividad química y propone el es-
tudio de la química orgánica con base en el tipo de reacción o reacciones características 
asociadas a cada grupo funcional.
Este material contiene, además, los mecanismos de reacción más representativos, así 
como ejemplos de aplicación en la preparación de sustancias de interés biológico. Asi-
mismo, se propone una serie de ejercicios a lo largo de cada una de las unidades.
Aunque la información relacionada con la química de los grupos funcionales es cada 
vez más abundante y con mayor frecuencia se encuentran procedimientos que anterior-
mente no eran imaginables o posibles, se asume que las reacciones consideradas clásicas 
siguen siendo vigentes, sin embargo, se intenta mantener un equilibrio entre estas y otras 
más recientes de gran potencial.
El autor agradece los comentarios que se le puedan hacer llegar con la fi nalidad de 
enriquecer el material contenido en la presente obra.
Marco Brito Arias
UPIBI-IPN
mbrito@ipn.mx
11
PRÓLOGO
DEFINICIÓN DE QUÍMICA ORGÁNICA
La química orgánica es una disciplina de la química que estudia la naturaleza y reacti-
vidad de todas aquellas sustancias que contienen como elemento representativo al car-
bono. Sin embargo, no todos los compuestos con carbono son orgánicos (por ejemplo: 
carbonatos, dióxido de carbono, grafi to, diamante, etc.), adicionalmente a este elemen-
to, los compuestos orgánicos contienen otros elementos de los cuales destacan el hi-
drógeno, nitrógeno y oxígeno, aunque también otros elementos menos abundantes pero 
igualmente importantes están presentes: azufre, fósforo, boro y metales como magne-
sio, fi erro, etcétera.
También los halógenos son parte importante en la química de los compuestos orgáni-
cos, y los podemos encontrar en moléculas pequeñas como en el cloroformo (CHCl3) o 
en el tetracloruro de carbono (CCl4), considerados compuestos orgánicos debido a que 
provienen de la halogenación de alcanos, o bien, en fármacos y pesticidas.
La química orgánica estudia la naturaleza química y reactiva de las moléculas que 
contienen carbono, ya sean éstas obtenidas de fuentes naturales o sintéticas derivadas de 
procesos químicos. Este último procedimiento es conocido como síntesis orgánica.
La primer síntesis de un compuesto orgánico fue llevada a cabo por Friedrich Wöhler 
en 1828, partiendo de la sal cianato de amonio para transformarla en urea, que es un 
producto de descomposición de proteínas en animales superiores:
NH4 OCN H2N NH2
O
IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA ORGÁNICA
La química es una de las áreas básicas del conocimiento científi co, y aunque se remonta 
a las primeras etapas del conocimiento humano, su importancia es actual y vigente. La 
química orgánica es parte fundamental de la química, y juega un papel prioritario en 
áreas como la farmacéutica, agrícola-alimenticia, de polímeros y, más recientemente, la 
biomédica, ambiental y biotecnológica.
UNIDAD I
GENERALIDADES
13
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS14
Para entender estas disciplinas es fundamental comprender la reactividad de las mo-
léculas, no sobre la memorización de un número de reacciones químicas, sino sobre la 
integración de la información relacionada con el enlace químico y la interacción entre 
las especies. Es importante considerar que el comportamiento reactivo de los compues-
tos orgánicos se puede entender más fácilmente si consideramos que cada grupo funcio-
nal tiene asociada una(s) reacción(es) química(s) característica(s). Queremos llamar la 
atención sobre el hecho de que si conseguimos identifi car el o los grupos funcionales y 
reactivos podremos asociar la reacción intrínseca que le corresponde.
En el área farmacéutica sólo algunas sales, como el antitumoral cis-platino, son de 
tipo no orgánico sobre la prácticamente totalidad de fármacos de naturaleza orgánica. 
El origen de estas sustancias activas puede ser variable, es decir, a partir de fuentes 
naturales, por síntesis química, microorganismos o por combinación de éstos. En cuan-
to a los alimentos que consumimos, éstos son compuestos orgánicos (además de sales 
inorgánicas) que pueden ser sustancias complejas de elevado peso molecular llamadas 
biomoléculas (proteínas, polisacáridos, ácidos grasos), que son fuente de obtención de 
aminoácidos y carbohidratos necesarios como constituyentes estructurales y materiales 
energéticos, o bien, moléculas más pequeñas, como son los cofactores biológicos que se 
requieren para la actividad enzimática, llamadas vitaminas.
Las áreas emergentes, como la biomédica, ambiental y biotecnológica, también re-
quieren de una vasta información química para entender los fenómenos que se relacio-
nan con cada una de éstas. Las prótesis, polímeros, analizadores automáticos, materiales 
de cirugía de los que se ocupa el área biomédica requieren de una serie de conocimientos 
combinados de electrónica y química para la incorporación de nuevos materiales como 
cerámicas, polímeros resistentes, semiconductores, fi bras ópticas, etcétera.
En el área ambiental,que es una nueva disciplina que nace como resultado de la utili-
zación inmoderada de agentes químicos, como consecuencia natural de la generación de 
desechos de procesos industriales, se plantea el uso más racional de materiales, el reci-
clamiento con fi nes de reutilización, o bien, el saneamiento del ambiente en cualesquiera 
de sus formas. Así, por ejemplo, si se habla de contaminación de aguas por pesticidas 
orgánicos, podemos tener claro el comportamiento químico de éstos para poder propo-
ner formas de saneamiento.
Finalmente, para ejemplifi car la importancia de la química orgánica en la biotec-
nología, partamos del hecho que la biotecnología o la ingeniería genética involucran 
la manipulación del material genético (ADN), que es uno de los cuatro polímeros 
naturales más importantes (los otros son las proteínas, los polisacáridos y los ácidos 
grasos), el cual está constituido por sus monómeros llamados nucleótidos, que son 
compuestos orgánicos constituidos por una fracción de base nitrogenada, una de car-
bohidrato y un grupo fosfato. La manipulación genética se vale de otras áreas afi nes, 
las cuales a su vez se interrelacionan, como son la microbiología, la bioquímica y la 
inmunología. El potencial que presentan las áreas antes mencionadas es ilimitado e 
impredecible, y el conocimiento químico que se tenga es determinante para su enten-
dimiento y desarrollo.
UNIDAD I. GENERALIDADES 15
ENLACE QUÍMICO
Enlace. Aquella fuerza de tipo electroestático que mantiene unidos a los átomos para 
que éstos formen moléculas, se conoce como enlace. Existen varios tipos de fuerzas 
cohesivas, las principales son:
tipos de enlace
enlace covalente
enlace covalente coordinado
enlace covalente polar
enlace iónico
enlaces por puente
 de hidrógeno
Enlace iónico. Involucra la interacción de un metal con un no-metal para generar una 
sal soluble en disolventes polares. El metal tiende a perder uno o más electrones y el no-
metal a ganarlos. De acuerdo con la escala de electronegatividad de Pauling, dos átomos 
que tienen diferencias de electronegatividad mayores de 1.9, se unen por enlaces iónicos. 
La disolución de un compuesto iónico forma un catión (metal) de carga positiva, y un 
anión (no-metal) de carga negativa. Algunos ejemplos son los siguientes: NaCl, CaF2, 
etcétera.
Na F Na F
catión anión
Enlace covalente. Cuando dos átomos de similar electronegatividad se aproximan 
se establece un enlace covalente. En este tipo de enlace no hay formación de cargas 
parciales o formales, y ocurre cuando dos no-metales comparten un par de electrones 
formando un enlace con un valor de diferencia de electronegatividad menor de 0.5, por 
ejemplo: C-C, C-H:
C H
C C
Enlace covalente polar. Cuando dos átomos tienen una diferencia de electronegati-
vidad entre 0.5 y 1.9 se establece un enlace parcialmente polarizado. La carga parcial 
negativa siempre se localizará en el átomo más electronegativo, por ejemplo: C-O, C-N, 
C-Cl:
C N
δ δ
C O
δ δ
C Cl
δ δ
T
16 MARCO BRITO ARIAS
Enlace covalente coordinado. Es una interacción de tipo metal-ligando que se carac-
teriza porque el metal, generalmente elemento de transición o del grupo III A, recibe al 
menos un par de electrones y el ligando (no-metal) los cede, por ejemplo NH3-BF3:
N B
H
H
H
H
H
H
Enlace por puente de hidrógeno. Es una interacción débil muy importante en los 
sistemas biológicos, y se presenta cuando un átomo de hidrógeno interacciona con dos 
elementos electronegativos (ya sea con N, O o F). Es también posible establecer puentes 
de hidrógeno no clásicos cuando el hidrógeno interacciona con un elemento electrone-
gativo y un átomo de carbono:
O H O O H N
N H O N H FN H N
O H C
no clásico
Interacciones dipolo-dipolo. Cuando dos especies que poseen enlace covalente po-
lar se aproximan entre sí, se establece una interacción dipolo-dipolo:
δ
δO
δ
δ
O
Tipo de enlace y electronegatividad. Los elementos tienden a unirse entre sí a través 
de enlaces con el fi n de adquirir mayor estabilidad. Saber el tipo de enlace es importante 
porque nos permite poder predecir la reactividad de las moléculas a través de los grupos 
funcionales. Como regla general, una especie con enlaces covalentes no reacciona con 
especies iónicas, en tanto que una especie con enlace covalente polar o iónico sí reaccio-
na con iónica a través de cargas complementarias. Así, por ejemplo, la baja reactividad 
de los hidrocarburos se debe a que presentan un enlace de tipo covalente que les impide 
reaccionar con especies iónicas como ácidos y bases y sólo presentan reactividad en pre-
sencia de halógenos catalizados por luz ultravioleta que induce rompimiento homolítico. 
Linus Pauling estableció, sobre la base de valores experimentales de energía de enlace, 
una escala de valores de electronegatividad que resulta muy útil y simple para saber el 
tipo de enlace del que se trata:
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 17
Valores de electronegatividad de los principales elementos presentes en moléculas 
orgánicas:
H 2.1 1er periodo
B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, F 4.0 2do periodo*
 
Na 0.9, Mg 1.2, Al 1.5, Si 1.8, P 2.1, S 2.5, Cl 3.0 3er periodo
K 0.8, Ca 1.0, Br 2.8 4to periodo
Como se ha mencionado, con base en estos valores es posible saber el tipo de enlace. 
La forma de hacerlo es:
a) Se asigna el valor numérico de electronegatividad a cada elemento comparte el 
enlace.
b) Se hace una resta de los valores de electronegatividad de los elementos unidos.
c) Si el resultado de la operación da un valor menor a 0.5 el enlace es covalente; si 
da un valor entre 0.5 y 1.9 el tipo de enlace es covalente polar, y si es mayor de 1.9 
será iónico.
Si aplicamos estas reglas para determinar el tipo de enlace que une a los elementos 
más representativos de los compuestos orgánicos tenemos:
C C
C O
C H
C N
C F
2.5 - 2.5 = 0
2.5 - 3.5 = 1.0
2.5 - 2.1 = 0.4
2.5 - 3.0 = 0.5
2.5 - 4.0 = 1.5
Enlace
Diferencia de 
electronegatividad Tipo de enlace
covalente
covalente polar
covalente polar
covalente
covalente polar
Ejercicio: Determinar cada uno de los valores de electronegatividad para la molécula 
que aparece a continuación:
O CH C
H H
H
Cl
H
* En este periodo los incrementos son de 0.5 por elemento.
18 MARCO BRITO ARIAS
Estructuras de Lewis. Es una representación que nos permite comprender cuál es 
la aportación electrónica de cada elemento para la formación de los enlaces. Para esto 
se emplean puntos y cruces que representan los electrones de valencia de cada átomo. 
Los electrones compartidos se muestran ya sea como líneas o como pares de puntos 
entre los átomos, y los pares libres se muestran como pares de puntos en átomos indi-
viduales:
H C H
O
H
O
H
C O
O
O HH
H2CO3
N
O
HO
O
HNO3
S
O
OHHO
O
H2SO4
N H
H
H
H
OH
CH2O NH4OHH2O
P
O
OHNaO
OH
NaH2PO4
Carga formal. Es una forma de estimar la carga que tienen los átomos en una mo-
lécula. La diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número 
de electrones asignado a ese átomo en la estructura de Lewis se denomina carga formal de 
un átomo.
Carga formal = número de e- de valencia de átomo libre - número total de e- no enlazados –½ 
[número de e- de enlace]
Ejemplo para un átomo de ozono (O3):
O
O O
carga formal, átomo central de O = 6 – 2 – ½ (6) = +1
carga formal, átomo terminal O = O = 6 – 4 – ½ (4) = 0
carga formal, átomo terminal O – O = 6 – 6 – ½ (2) = –1
Estructuras de resonancia. Son las diversas estructuras de Lewis que se proponen 
para una sola molécula puesto que no se pueden describir satisfactoriamente con una 
sola estructura de Lewis. El término resonancia signifi ca el uso de dos o más estructuras 
de Lewis para representar una molécula en particular:
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 19
Longitud de enlace. Es la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos enla-
zados en una molécula.
Orden de enlace. Es el número de pares de electrones deenlace compartidos por dos 
átomos en una molécula. El orden de enlace puede ser de 1 para enlace sencillo, 2 para 
dobles enlaces y 3 para triples.
 número de pares compartidos uniendo X y Y
Orden fraccional de enlace = -------------------------------------------------------------------------------------------------
 número de uniones X – Y en la molécula o ion 
Para el híbrido de resonancia del ozono el valor es de 3/2 o 1.5.
Energía de disociación. Es el cambio de entalpía requerido para romper un enlace de 
una molécula en reactantes y productos en fase de gas bajo condiciones estándar.
Molecula 
energía suministrada
energía liberada
fragmentos moleculares
CH3 CH3 2 CH3 (g)
CH2 CH2
CH3 CH2
2 CH2 (g)
2 CH (g)
H = + 347 kJ
= + 611 kJH
H = + 837 kJ
* pm = picómetros
1 pm = 10–12 m
 Tipo de enlace Longitud de enlace pm*
 C – H 107
 C – O 143
 C = O 121
 C – C 154
 C = C 133
 C ≡ C 120
 C – N 143
 C = N 138
 C ≡ N 116
 N – O 136
 N = O 122
 O – H 96
´
20 MARCO BRITO ARIAS
Radicales libres. Cuando las moléculas o átomos no tienen números pares de electro-
nes, se les llama radicales libres. Ejemplos de ello son los siguientes: NO2, NO, O, etc. 
Estas moléculas son constituyentes importantes de la contaminación del aire.
O
N
O
Luz
N O + O
O + O2 (g) O
O
O
Cómo escribir correctamente la fórmula de una molécula orgánica. Los elementos 
básicos de los compuestos orgánicos son C, N, O e H, aunque sabemos que existen otros 
importantes elementos que se encuentran en menor proporción.
En los casos del C, N y O, éstos se encuentran ubicados en el segundo periodo de la tabla 
periódica porque contienen sus electrones de valencia en el nivel energético 2 (n = 2). La 
regla del octeto establece la tendencia reactiva de estos elementos por asociarse a otros 
con el fi n de completar ocho electrones de valencia y, como resultado, adquirir la confi -
guración del gas noble neón.
1S2 2S2 2p6
electrones de valencia
Ne
Regla del octeto
Mediante la confi guración electrónica es posible determinar cuántos electrones nece-
sita compartir cada elemento para cumplir con este propósito:
1S2 2S1 2p3
CC
6
C C C
1S2 2S2 2p3
NN
7
1s2 2s2 2p6
1s2 2s1 2p3
1s2 2s2 2p3
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 21
N N N
1S2 2S2 2p4
OO
8
O O
Una forma sencilla de saber el número de enlaces que establecen los elementos no 
metálicos del segundo periodo que cumplen con la regla del octeto (C, N, O, F), es apli-
cando la expresión:
número de enlaces = 8 -grupo perteneciente
C = 8 - 4 = 4
N = 8 -5 = 3
O = 8 - 6 = 2 
F = 8 - 7 = 1
Ne = 8 - 8 = 0
TEORÍA DE ENLACE-VALENCIA
Esta teoría determina la geometría y ángulos de enlace de una gran variedad de sus-
tancias tanto orgánicas como inorgánicas. Sostiene que cuando orbitales puros s y p 
se aproximan unidireccionalmente lo sufi ciente, se produce por sobreposición (overlap-
ping) un orbital híbrido que conduce a la formación de un enlace sigma (σ).
Dos átomos forman un enlace sigma cuando ocurren las dos siguientes condiciones:
a) Existe sobreposición entre los dos átomos. Si dos átomos se aproximan lo sufi ciente 
sus orbitales pueden ocupar parcialmente la misma región de espacio.
b) Sólo un máximo de dos electrones de espín opuesto están presentes en el sobrepo-
sición de los orbitales.
1s2 2s2 2p4
22 MARCO BRITO ARIAS
+
s s
+
s p
+
p p
Orbitales híbridos. Cuando se mezclan orbitales atómicos, se forman nuevos orbita-
les llamados orbitales híbridos. Estos nuevos orbitales tienen otras formas y propiedades 
direccionales. Cuando intervienen orbitales atómicos s y p se forman orbitales híbridos, 
los cuales pueden ser de tres tipos: sp3, sp2 y sp, dependiendo del número de orbitales ató-
micos p que se combinen con el s. Es importante saber que cada orbital híbrido produce 
un enlace sigma (σ), y cada no híbrido, un enlace pi (π). De tal forma que la hibridación 
sp3 produce 3 enlaces σ; la sp2, 3 σ y 1 π y la sp, 2 σ y 2 π. La hibridación también de-
termina la geometría y el ángulo de enlace, así, la hibridación sp3 tiene una geometría 
tetraédrica con ángulos de 109.5o; la sp2, geometría trigonal plana con ángulos de 120o, 
y la sp, geometría plana con ángulos de 180o.
Ejemplo de formación de orbitales híbridos sp3 en alcanos:
2s2 2p2 4 orbitales híbridos
sp3
Ángulo
 sp3 4 0 Tetraédrica 109.5º
 sp2 3 1 Trigonal plana 120º
Hibridación Número de enlaces σ
Número de enlaces 
π Geometría
s
s
p
s
p
p
2s2 2p2
sp3
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 23
Ejemplo de formación de orbitales híbridos sp2 en alquenos:
2s2 2p4 3 orbitales híbridos
sp2
1 orbital
no hibrido
Ejemplo de formación de orbitales híbridos sp en alquinos:
2s2 2p2 2 orbitales híbridos
sp
2 orbitales
no híbridos
Algunas moléculas con elementos del tercer periodo pueden violar la regla del octeto 
porque poseen orbitales d vacíos y pueden acomodar electrones provenientes de otros or-
bitales. Existen dos variantes en las que participan orbitales spd y son sp3d y sp3d2. Ejem-
plos de moléculas que presentan esta hibridación son el SF4 y SF6, respectivamente.
Ejemplo de orbital híbrido sp3d para el tetrafl uoruro de azufre (SF4):
2s2 2p2 3d 5 orbitales hibridos sp3d
Ejemplo de orbital híbrido sp3d2 para el hexafl uoruro de azufre (SF6):
2s2 2p2 3d 6 orbitales hibridos sp3d2
´
´
´
´
2s2 2p4
sp2
2s2 2p2
sp
2s2
2s2
2p2
2p2
3d
3d
24 MARCO BRITO ARIAS
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Esta teoría se emplea principalmente para determinar el orden de enlace de moléculas 
biatómicas, así como su comportamiento magnético. Considera que la aproximación de 
dos átomos para formar una interacción química puede tener dos efectos: uno de atrac-
ción para formar un nuevo enlace y otro de repulsión debido a la misma carga de los 
electrones, lo que anula la posibilidad de formación del enlace.
+
interacción enlazante
+
interacción antienlazante
σ∗
σ
Esta teoría establece que los electrones de valencia de cada átomo se acomodan de 
acuerdo con el principio de Pauli y regla de Hund para formar orbitales moleculares.
La confi guración de los orbitales moleculares (OM), es decir, el llenado electrónico, 
se explica con las reglas aplicadas para llenar orbitales atómicos:
1. Los electrones ocupan primero los niveles de menor energía que se encuentren dis-
ponibles.
2. No más de dos electrones con espín apareado pueden ocupar un orbital.
3. Los electrones se distribuyen lo más posible con espines desapareados sobre los 
orbitales con la misma energía.
Para la formación de la molécula más simple (H2) observamos que cada átomo aporta 
su electrón para formar un enlace σ .
E
1s1 1s1
HH
H2
σ∗
σ
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 25
Cuando el número de electrones en el sistema enlace σ es mayor que en el antienlace 
σ∗, se establece una interacción estabilizadora que conduce a la formación de enlace. 
Por otra parte, si el número de electrones en el sistema de antienlace es igual que en el 
de enlace, se anula la formación de éste. Los orbitales de enlace son de menor energía y 
son llenados en primer lugar, una vez llena, si aún existen electrones disponibles en los 
orbitales atómicos, serán ubicados en los orbitales de antienlace. El orbital de enlace σ, 
ya sea de enlace o antienlace, puede acomodar un máximo de dos electrones, en tanto 
que el sistema π de enlace y antienlace puede acomodar un máximo de cuatro.
El diagrama de energía del nitrógeno nos muestra que los orbitales p de cada átomo 
aportan tres electrones cada uno, los cuales se alojan en los orbitales σ y π de enlace, 
quedando vacíos los de antienlace. De este diagrama se deduce que las interacciones en-
tre dos átomos de nitrógeno son enlazantes, ya que sólo tenemos electrones de valencia 
en los orbitales de enlace.
2p32p3
NN
σ∗
σ
π∗
π
Si ahora analizamosla interacción de dos átomos de oxígeno, observamos que cada 
uno aporta cuatro electrones de valencia provenientes de los orbitales 2p. Éstos se aco-
modan en el orden mencionado en el orbital σ, π y π∗, quedando en este último dos 
electrones desapareados que le dan un carácter paramagnético al oxígeno.
2p42p4
OO
π∗
π
σ∗
σ
26 MARCO BRITO ARIAS
Orden de enlace. Se defi ne como el número de pares de electrones que unen a un par 
de átomos para formar una molécula homo o heteronuclear.
Orden de enlace = ½ (número de electrones en orbitales moleculares 
de enlace - número de electrones en orbitales mo-
leculares de antienlace).
Las moléculas que tienen orden de enlace de número entero positivo tienen uniones 
enlazantes, en tanto que en los de valor cero las uniones antienlazantes anulan a las en-
lazantes y en consecuencia no se forma la molécula. El valor numérico indica el número 
de enlaces que unen a una molécula biatómica:
Efecto magnético. La atracción de los materiales hacia un campo magnético se debe a 
la presencia de electrones desapareados. Volviendo al caso de N2 y O2, observamos que el 
primero no tiene electrones desapareados y por lo tanto no se alinea hacia un campo mag-
nético. En este caso decimos que presenta un efecto diamagnético. En el segundo caso, por 
el contrario, se tienen dos electrones desapareados en el orbital π*, y esta particularidad le 
confi ere propiedades de alineación hacia un campo magnético. En este caso decimos que la 
molécula es paramagnética.
En la siguiente página podemos apreciar el llenado de orbitales moleculares y datos 
físicos para moléculas biatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo:
 Molécula Orden de enlace
 H2 1
 He2 0
 He2
+ 1/2
 Li2 1
 Be2 0
 C2 2
 N2 3
 O2 2
 F2 1
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 27
σ∗2p
π∗2p
σ2p
π2p
σ∗2s
σ2s
Orden de enlace 1 2 3 2 1
Energía de disociación de enlace (kJ/mol) 290 620 946 498 159
Distancia de enlace (pm) 159 131 110 121 143
Comportamiento magnético param diam diam param diam
CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Aspectos generales. Podemos establecer que una reacción ocurre cuando dos especies 
son sufi cientemente reactivas y complementarias entre sí y se combinan para generar un 
producto de mayor estabilidad energética. La energía que requieren los reactivos para 
alcanzar el estado de transición se denomina energía de activación, que es necesaria 
para que la conversión se produzca. En términos energéticos, una reacción química se 
puede representar como:
El estudio de la velocidad con que ocurre una reacción química se denomina cinética 
química, la cual incluye dos aspectos importantes:
B2 C2 N2 O2 O2
28 MARCO BRITO ARIAS
a) La velocidad o rapidez de la reacción de acuerdo con la variación en la concentra-
ción de reactivos y productos.
b) La trayectoria o curso de la reacción que se sigue.
La termodinámica por otra parte se encarga de estudiar si la reacción ocurre o no de 
manera espontánea.
Dependiendo del tipo de cinética que siga una reacción, ésta puede presentar primero, 
segundo y orden cero.
Primer orden. Cuando en una reacción A + B → C + D la velocidad de reacción es pro-
porcional a la concentración del reactivo A.
La rapidez de desaparición de A se representa como:
d A
dt
= k A-
En donde k es la constante de velocidad específi ca para la ley de velocidades de 
primer orden.
Segundo orden. Cuando en el modelo de reacción A + B → C + D la velocidad de la 
reacción es proporcional a la concentración de A y B.
La rapidez de reacción en este caso se representa como:
d A
dt
=
d B
- -
dt
=
dx
dt
Donde la relación dx/dt signifi ca la rapidez de la reacción con respecto a la desapa-
rición de A o B.
Orden cero. Cuando la velocidad de reacción es independiente de la concentración de los 
reactivos, entonces hablamos de un orden cero de reacción.
La rapidez de desaparición del reactivo A se expresa como:
d A
dt
= k A- = ko
En donde k es la constante de velocidad específi ca para la reacción de orden cero.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 29
Los tipos de reacciones que existen se pueden agrupar en la siguiente clasifi cación:
1. Reacciones de combinación
2. Reacciones de descomposición
3. Reacciones de combustión
4. Reacciones de simple sustitución
5. Reacciones de doble sustitución
1. Reacciones de combinación. También llamadas de síntesis, se refi eren a la reacción 
entre dos especies para generar una sola diferente:
A + B AB
4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
2. Reacciones de descomposición. Ésta se refi ere a la que ocurre cuando un compues-
to se fragmenta en dos o más sustancias sencillas. Podría considerarse un proceso 
inverso al anterior:
A + B AB
CaCO3 CaO + CO2
3. Reacciones de combustión. Este tipo se reacciones incluyen aquellas sustancias que 
generan energía: CO2 + H2O. Generalmente se trata de hidrocarburos:
Cn H2n +2 + O2 CO2 + H2O + H
(alcano)
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
4. Reacción de simple sustitución. En este caso un elemento A reacciona y se sustituye 
por un elemento del compuesto BC:
A + BC AB + C
 2 Al + 3 CuBr2 2 AlBr3 + 3 Cu
5. Reacción de doble sustitución. En este tipo de reacciones se asume que los elemen-
tos de dos compuestos se intercambian entre sí:
AB + CD AC + BD
 ZnCl2 + 2 KNO3 Zn(NO3)2 + 2 KCl
30 MARCO BRITO ARIAS
GRUPOS FUNCIONALES
Los grupos funcionales se pueden defi nir como las unidades estructurales y funcionales 
de los compuestos orgánicos. Son los sitios sobre los que recae la reactividad química 
y por tradición se han agrupado las moléculas orgánicas sobre la base del tipo de grupo 
funcional que contienen. Sin embargo, la gran mayoría de compuestos orgánicos de cier-
ta complejidad generalmente contienen más de un grupo funcional y su estudio a veces 
se ha restringido al del grupo funcional de manera particular y aislada, lo cual en ciertos 
casos impide entender la reactividad de las moléculas de forma más integral, consideran-
do que todos los grupos funcionales se interrelacionan entre sí.
La existencia de dos grupos funcionales en una molécula puede derivar en compues-
tos con características particulares, como se observa en la siguiente tabla:
La reactividad de las moléculas depende del comportamiento químico de los grupos 
funcionales, los cuales mantienen una relación directa entre sí, es decir, mediante trans-
formaciones convenientes, las que responden a una lógica particular e inherente de las 
moléculas: es posible pasar de un alcohol a un alqueno, o a un aldehído o cetona (de-
 Nombre Fórmula condensada
 Alcanos CnH2n+2
 Alquenos CnH2n
 Alquinos CnH2n-2
 Aromáticos C6H6 (benceno)
 Aldehídos R – CHO
 Ácidos carboxílicos R – COOH
 Aminas R – NH2
 Amidas R – CONH – R
 Alcoholes R – OH
 Anhídridos R – COOCO – R
 Cetonas R – CO – R
 Ésteres R – COO – R
 Éteres R – O – R
 Halogenuros R – X
 Nitrilos R – CN
 Tioles R – SH
 Nombre Fórmula condensada
 Aminoácido RCOOH y R – NH2
 Carbohidratos RCHO y R – OH
 Ácido graso R y COOH
Principales grupos funcionales
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 31
pendiendo de si es primario o secundario); un halogenuro puede generar un alcohol; un 
alqueno, una amina, o un nitrilo; una amina, una amida, o un alqueno, etcétera.
Por otra parte, debido a la naturaleza de los grupos funcionales, algunas conversiones 
no son posibles de manera directa. Por ejemplo un alcano, si se hace reaccionar con un 
hidróxido, no genera, como nuestra lógica supone, un alcohol; o bien, el benceno (aro-
mático) con amoniaco genere anilina, sólo por mencionar algunos ejemplos (véase el 
esquema).
CH3CH2CH2C
O
Cl
CH3CH2CH2COCCH2CH3
O O
CH3CH2CH2C
O
OCH2CH3
CH3CH2CH2C
O
NH2
CH3CH2CH2CH2NH2
CH3CH2CH2C
O
OHCH3CH2C
O
OH
CH3CH2CH2CN
CH3CH2C
O
H
CH3CH2CH3
CH3CH2CH2ClCH3CH2CH2OH
CH3CH2CH2NH2CH3CH CH2
CH3CH2CH CH2
CN
X = Cl, Br, F
_+
ClNNNH2
NO2
R
COR
SO3H
OH
X
R = alquilo.
COOH
32 MARCO BRITO ARIAS
Cabe señalar que la química orgánicano es una ciencia estática, sino todo lo contrario. 
Basta con revisar las revistas especializadas en esta área para darnos cuenta de la abun-
dante información que se genera constantemente, las cuales reportan el descubrimiento 
de nuevas reacciones o rutas sintéticas que no se habían concebido con anterioridad. 
Lo que también vale la pena destacar es que toda esta evolución se sigue basando en el 
comportamiento reactivo característico que esencialmente es invariable.
La reactividad química depende de varios factores, entre los que se encuentran: el tipo 
de enlace químico, el efecto inductivo, el impedimento estérico, los efectos de acidez, los 
efectos de resonancia y la existencia de buenos grupos salientes, principalmente.
Tipo de enlace químico. El tipo de enlace químico que une a dos elementos es esen-
cial para entender la reactividad de los grupos funcionales. Un alcano no reacciona con 
ácidos o bases, electrófi los o nucleófi los porque contiene un enlace covalente, el cual no 
favorece las reacciones con especies iónicas. En cambio, un halogenuro de alquilo pre-
senta un enlace covalente polar que le permite poder reaccionar con nucleófi los llevando 
a cabo reacciones de sustitución nucleofílica. La reactividad sobre la base del tipo de 
enlace se verá más en extenso al abordar cada grupo funcional.
H C
H
H
C
H
H
H H C
H
H
C
H
H
Cl H C
H
H
C
H
H
O Na
Enlace covalente Enlace covalente polar Enlace ionico
δ δ
Efecto inductivo. Se refi ere a un fenómeno de tipo electrónico que puede ser de dos 
tipos: electrodonador, y nos referimos a la contribución con densidad electrónica por 
parte de un elemento o grupo hacia un grupo funcional contiguo, lo que generalmente 
provoca disminución del carácter electrofílico; y electroatractor, el cual retira densidad 
electrónica y aumenta el carácter electropositivo del grupo en cuestión. En general, 
los elementos con pares de electrones libres (N, O, S) cuando están unidos directa-
mente y en forma neutra tienen efecto inductivo electrodonador. Los grupos con efecto 
inductivo electroatractor son aquellos que presentan estructuras resonantes (con desloca-
lización de electrones), por ejemplo: grupos nitro, carboxilato, halógenos o heteroátomos 
cargados positivamente.
HO H
O
Efecto inductivo
electrodonador
O N CH2Cl
O
Efecto inductivo
electroatractor
Efecto de acidez. Este término se refi ere al efecto que ejercen grupos o elementos ad-
yacentes a un protón ácido. Generalmente sucede que un grupo o elemento de tendencia 
electroatractora aumenta la acidez, en tanto que uno de efecto electrodonador la dismi-
´
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 33
nuye. Por ejemplo: el ácido acético es considerado un ácido débil (pka 4.4) y el ácido 
trifl uoroacético (pka 1.0), un ácido fuerte. Esta diferencia se debe a que al intercambiar 
los tres hidrógenos del ácido acético por tres de fl úor, que es un elemento fuertemente 
electro atractor, éstos producen una salida más rápida del protón para estabilizar la de-
fi ciencia electrónica generada por el halógeno, y por lo tanto se produce un incremento 
notable de la acidez.*
H C
H
H
C
O
O H F C
F
F
C
O
O H
menos ácido más ácido
Efecto de resonancia. El término resonancia se usa para describir el comportamiento 
de moléculas que se encuentran en más de una estructura de Lewis debido a un movi-
miento de electrones libres y pi sobre un sistema conjugado. La representación de estas 
estructuras posibles se llaman híbridos de resonancia y se encuentran en diversos siste-
mas, como son los aromáticos, alquenos conjugados, carbonilos conjugados, etc. Todas 
estas estructuras generan resonancia en sus estructuras con el fi n de reducir sus niveles 
energéticos, lo que da como resultado una mayor estabilidad de la molécula.
Se debe buscar, al representar estructuras de resonancia, que sus híbridos presenten 
ocho electrones en su capa de valencia para C, N, O; 12 para P y S, y dos para H, ya sea 
en forma neutra o iónica:
CH3 C
O
O CH3 C O
O
hidridos de resonancia
para el ión carboxilato 
Impedimento estérico. La reactividad química se ve afectada por este efecto llamado 
estérico o de volumen, es decir, por el tamaño que presenten grupos o elementos que se 
encuentren rodeando el sitio en el que se verifi ca la reacción. Por ejemplo, el carácter 
de base o nucleófi lo que presentan las aminas neutras disminuye a medida que aparecen 
grupos voluminosos alrededor del nitrógeno, así la metilamina es mejor base que la di-
metilamina y ésta que la trimetilamina.
CH3 N
H
H
CH3 N
H
CH3
CH3 N
CH3
CH3
impedimento estérico
reactividad
* Mientras más alejados estén los grupos electroatractores o electrodonadores del hidrógeno ácido, me-
nor será el efecto de contribución. La posibilidad de formar puentes de hidrógeno internos también hace 
disminuir la acidez.
´
34 MARCO BRITO ARIAS
Grupos salientes. La verifi cación de algunos tipos de reacciones, particularmente las 
de sustitución nucleofílica y eliminación, dependen en buena parte de la presencia de 
los llamados buenos grupos salientes que por lo general son bases conjugadas débiles 
que pueden estabilizar de manera efi ciente una carga negativa. Un buen grupo saliente 
debe presentar un enlace R – X débil y altamente polarizable. Ejemplo de buenos grupos 
salientes son los halógenos, tosilatos, mesilatos, iones oxonio, aminas cuaternarias. Los 
grupos en forma neutra –OH y –NH2 no se consideran buenos grupos salientes.
R X
buen grupo saliente
X = Cl, Br, I, -OSO2-, O , N
Clasifi cación de reacciones. Con la fi nalidad de poder ordenar de manera sencilla la 
gran cantidad de reacciones que existen, podemos sugerir, sin el afán de ser simplista, 
que todas ellas caen en alguno de los tipos de reacción clasifi cados a continuación. Por 
otra parte, sabiendo que cada grupo funcional tiene asociado un tipo de reacción, será 
más fácil mediante este ejercicio de integración, entender el comportamiento químico de 
cada uno de ellos. Tanto las reacciones de ácido-base como óxido-reducción son genera-
les y aplican a la mayoría de los grupos funcionales, sin embargo, las siguientes son más 
específi cas y distintivas de cada funcionalidad.
 Tipo de reacción Grupo funcional
 Ácido-base Ácidos carboxílicos y derivados, alcoholes, 
 aminas, aldehídos, cetonas, alquinos, haluros
 Óxido-reducción Aldehídos, cetonas, alcoholes, aminas, 
 alquenos, alquinos
 Adición electrofílica Alquenos, alquinos
 Adición nucleofílica Aldehídos y cetonas
 Sustitución electrofílica Aromáticos
 Sustitución nucleofílica Ácidos carboxílicos y derivados
 Eliminación Haluros, alcoholes
 Condensación aldólica Ácidos carboxílicos y derivados, aldehídos 
 y cetonas 
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 35
REACCIONES ÁCIDO-BASE
La acidez y basicidad de los compuestos orgánicos, al igual que para los inorgánicos, 
se entiende a partir de los conceptos complementarios de Arrhenius, Brønsted-Lowry y 
Lewis.
Ácido. Sustancia que libera iones hidronio H3O
+, que cede protones H+, o que acepta 
un par de electrones.
Base. Sustancia que libera iones hidroxilo-OH, que acepta protones H+, o que cede un 
par de electrones.
Este último concepto de ceder o aceptar un par de electrones, propuesto por Lewis, es 
particularmente útil en el caso de compuestos orgánicos que no contienen hidrógeno o 
hidroxilos en su estructura y sin embargo son considerados ácidos o bases. 
Ejemplos de ácidos de Lewis son BF3 y AlCl3:
B FF
F
Al ClCl
Cl
Estos compuestos son considerados ácidos porque comparten seis electrones y requie-
ren de un par adicional para cubrir su octeto.
Ejemplos de bases de Lewis son NH3 y Cl
-:
N
H
H
H Cl
Estas especies se consideran bases porque tienen un par de electrones que pueden 
ceder formando un nuevo enlace.
Considerando una reacción ácido-base entre alguna de estas especies tenemos que el 
cloruro de aluminio funciona como ácido y el ion clorurocomo base, porque el primero 
acepta y el segundo cede un par de electrones.
En este caso la basicidad se debe a que en ambos casos se tiene un par de electrones 
que puede ser compartido para formar un nuevo enlace.
Al ClCl
Cl
Cl
ácido
+
base
Al ClCl
Cl
Cl
Las reacciones de tipo ácido-base ocurren con gran frecuencia e involucran a la ma-
yoría de los grupos funcionales. Los compuestos susceptibles de presentar propiedades 
36 MARCO BRITO ARIAS
de acidez y basicidad son: ácidos carboxílicos, carbonilos con hidrógenos en carbono α, 
alcoholes, fenoles, aminas, haluros, alquinos, ciano y nitroderivados con hidrógenos en 
carbono α.
Acidez de ácidos carboxílicos. Esta clase de compuestos presentan la mayor acidez 
dentro de los compuestos orgánicos y esto se debe a que el hidrógeno del grupo –OH 
tiene tendencia a ser liberado con relativa facilidad. La pérdida del hidrógeno en forma 
de protón H+ genera un anión llamado carboxilato que se caracteriza por presentar un 
movimiento electrónico deslocalizante conocido como resonancia, lo que le confi ere 
mayor estabilidad a la molécula. Para que esto suceda, el ácido carboxílico debe hacerse 
reaccionar con una especie que funcione como base.
R O
O
H
B R O
O
anión carboxilato
R O
O
R O
O
R O
O
+ B H
Estructuras resonantes del anión carboxilato
Ejemplos de reacciones de ácido-base en ácidos carboxílicos:
COOH
Na OH
COO
+ H2O
Na
n-C11H23COOH
NaOH
n-C11H23COO Na
 Ácido benzoico Benzoato de sodio
 Ácido láurico Jabón
.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 37
CH3COOH 
LDA
THF
CH3COO
N LiLDA =
Li
Acidez de compuestos carbonílicos. Por compuesto carbonílico nos referimos a 
aquellos compuestos que presentan una unión C = O, dentro de los que se distinguen 
aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y derivados. Los hidrógenos en el carbono α (ad-
yacente) a carbonilo presentan propiedades ácidas y por lo tanto pueden ser sustraídos 
cuando se hacen reaccionar con una base apropiada. Cuando la base sustrae el protón, se 
genera una especie aniónica llamada enolato, el cual es un nucleófi lo muy importante en 
la formación de productos de condensación aldólica.
C R
O
R'
"R H
α
B
C R
O
αR'
R"
+ BH
Los enolatos generados presentan estructuras resonantes, aunque se observa que la 
carga negativa se ubica principalmente en el carbono.
C R
O
R'
R"
C R
O
R'
R"
Ejemplos de compuestos que pueden generar estructuras de enolato al hacerse reac-
cionar con bases:
O
H
H KOH
EtOH
O
K
H
+ H2O
 Ciclohexanona
 Enolato
38 MARCO BRITO ARIAS
O
O
H3CH2C
O
H3CH2C O
H
H
CH3CH2OH
O
O
H3CH2C
O
H3CH2C O
H
Na
CH3CH2OH+
Na OCH2CH3
H
O
H
H
H
O
H
H
Na OEt
EtOH
Na
EtOH+
H no ácido
H
O
O
CH3
H H
O
O
H
CH3
H H
HMeOHH
H
H
H no ácidos
+ MeOH
Na
Na OMe
Acidez de alcoholes. La acidez en los alcoholes alifáticos es muy baja y recae en el 
hidrógeno unido al oxígeno. Sin embargo, es posible formar aniones de alcohol llamados 
alcóxidos. Comúnmente la forma de obtener un alcóxido es hacer reaccionar el alcohol 
(en forma anhidra) con sodio metálico. Sin embargo, debe tenerse mucha precaución 
pues el sodio metálico reacciona violentamente con el agua.
H3C
C
H2
O
H
Na
o
H3C
C
H2
O Na
+ 1/2 H2
En el caso de alcoholes aromáticos, éstos presentan una acidez más elevada y pueden 
formar el correspondiente fenóxido con una base común.
 Acetaldehído
Malonato de dietilo
 Acetato de etilo
 Etanol Etóxido de sodio
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 39
O
H
O K
+ H2O
K OH
Acidez de aminas cuaternarias. Las aminas en forma neutra tienen un par de elec-
trones libres que pueden ser cedidos para formar un nuevo enlace. Cuando esto sucede, 
el nitrógeno cuaternario resultante adquiere carga positiva, lo que resulta en la formación 
de una sal de amina cuaternaria. Este proceso puede ser revertido si la amina cuaterna-
ria se hace reaccionar con una base, lo que conduce a la regeneración de la amina neutra. 
De este doble proceso se puede concluir que en forma neutra las aminas se comportan 
como bases o nucleófi los, y en forma de amina cuaternaria, como ácidos.
H3C
H2
C
N
H
H
H3C
H2
C
N
H
H
H
Cl
Etilamina Cloruro de etilamonio
H Cl
H3C
H2
C
N
H
H
H3C
H2
C
N
H
H
H
Cl + H2O + NaCl
Na OH
Acidez de alquinos. El hidrógeno de los alquinos terminales tiene una acidez aprecia-
ble debida a un efecto electroatractor que ejerce el triple enlace. Por esta razón, en pre-
sencia de bases fuertes o metales, el alquino terminal puede generar un anión llamado 
acetiluro, el cual se comporta como nucleófi lo.
C CR H
Na
LiNH2 C CR
o
C CR Na
Li
Ion acetiluro
40 MARCO BRITO ARIAS
Hidrógenos α a grupos electroatractores. Cuando se tienen hidrógenos α a grupos 
electronegativos, particularmente grupos nitro o ciano, se observa un incremento en 
la acidez de estos hidrógenos, con los cuales, de forma análoga a lo que ocurre en los 
carbonilos en presencia de una base conveniente, podemos generar los enolatos corres-
pondientes.
C
H H
N C N
H
Na
EtO Na
REACCIONES 
DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Las reacciones de óxido-reducción forman parte importante de los procesos químicos de 
los sistemas inorgánicos, orgánicos, mixtos y bioquímicos.
La oxidación se defi ne como la pérdida de electrones por parte de una especie, y la 
reducción se refi ere a la ganancia de éstos por parte de una especie complementaria.
Existen tres criterios para defi nir la oxidación y su complementario, la reducción. En 
los sistemas inorgánicos el proceso de pérdida-ganancia electrónica es más usado para 
distinguir los fenómenos de óxido-reducción. Sin embargo, para procesos que involu-
cran sustancias orgánicas, la oxidación se distingue fácilmente si se observa ganancia 
de oxígenos o pérdida de hidrógenos. Complementariamente, la reducción se distingue 
por la ganancia de hidrógenos o pérdida de oxígenos.
Si analizamos la transformación del metano a dióxido de carbono y aplicamos estos 
conceptos a cada paso intermedio, podemos comprobar que la secuencia hacia la derecha 
involucra oxidación y hacia la izquierda, reducción.
 Oxidación Reducción
 Pérdida de electrones Ganancia de electrones
 Ganancia de oxígenos Pérdida de oxígenos
 Pérdida de hidrógenos Ganancia de hidrógenos
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 41
CH4 CH3OH CH2O
H
C HH
H
H
C OH
H
H
H C H
O
H C O
O
H C
O
O
4 H
1 O
2 H
1 O
2 H
2 O
CH2O2 CO2
4 H
2 O
La mayoría de los grupos funcionales pueden ser susceptibles de oxidación o reduc-
ción. Los agentes oxidantes o reductores en algunos casos involucran elementos de tran-
sición y por lo general son sustancias inorgánicas. Algunas de las transformaciones de 
grupos funcionales que involucran la óxido-reducción son las siguientes:
Oxidación de alcoholes. La oxidación de alcoholes primarios y secundarios emplea 
reactivos que contienen cromo VI y manganeso VII, principalmente. La oxidación de un 
alcohol primario conducirá a la obtención de un aldehído o un ácido carboxílico, depen-
diendo del grado de oxidación. Si el alcohol es secundario, el producto de oxidación será 
una cetona.
O
H
H
O
O
O
H
6 H
1 O
4 H
1 O
4 H
2 O
O H O
7 H
1 O
6 H
1 O
KMnO4
H2Cr2O4
42 MARCO BRITO ARIAS
El mecanismo de oxidación involucra la formación de un éster crómico, el cual se 
rearregla para dar el producto de oxidación más un producto Cr IV reducido.
O H
O
Cr
O O
HO O
H O H
H
HCrO4H H
H O Cr
O
HO
O
- H2O
+ H + HCrO3
Oxidación de cetonas
(reacción de Baeyer-Villiger)
Es una reacción de amplio uso en la que una cetona se hace reaccionar con un peróxido, 
preferentemente peroxiácido, para formar ésteres. El mecanismo propone una adición de 
un oxígeno del perácido al carbonilo, seguido de un rearreglo que conduce a la forma-ción del éster.
R1 R2
O
O CF3
O
O
H
+
O CF3
O
OO
R1 R2
H
O CF3
O
OO
R1 R2
H
O CF3
O
H
R1 O
O
R2 +
Reducción de aldehídos y cetonas. El proceso inverso a la oxidación de alcoholes es 
la reducción de aldehídos y cetonas, para lo cual se requiere de un agente reductor, de 
entre los cuales se distinguen el NaBH4 (borohidruro de sodio) y el LiAlH4 (hidruro 
de litio y aluminio). Estas dos sustancias son fuentes generadoras de hidruros H–, que 
son los responsables de la reducción del carbonilo del aldehído o cetona a través de un 
mecanismo de adición nucleofílica (véase reacciones de aldehídos y cetonas).
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 43
B H
H
H
H
Na
H
hidruro
Al H
H
H
H
Li
R' R
O
R' H
O
1) NaBH4 o LiAlH4
H3O
1) NaBH4 o LiAlH4
H3O
R' R
H OH
R' H
H OH
2)
2)
Oxidación y reducción de alquenos. Los alquenos pueden ser oxidados para gene-
rar aldehídos o cetonas, epóxidos y dioles, dependiendo del agente oxidante empleado. 
Asimismo, bajo condiciones de hidrogenación catalítica, pueden ser reducidos a los co-
rrespondientes alcanos.
KMnO4
H2O2
Me2S
O3
O
2
OHOH
O
H2
Pd-C
HH
Reducción de alquinos. Los alquinos, al igual que los alquenos, pueden reducirse bajo 
condiciones de hidrogenación catalítica. Sin embargo, cuando la reducción es “suave” 
podemos pasar del alquino al alqueno correspondiente. Empleando Pd-CaCO3 (cataliza-
dor de Lindlar) la fuerza del catalizador es menor y se obtiene un alqueno de tipo cis.
44 MARCO BRITO ARIAS
C C RR'
Na-NH3
H2 Pd/CaCO3 C C
H
R
H
R'
cis
C C
R
H
H
R' trans
Reducción de aromáticos. Los compuestos aromáticos, debido a su mayor estabili-
dad, requieren de condiciones más drásticas que sus similares alquenos para ser hidroge-
nados completa o parcialmente. La reducción completa de benceno genera ciclohexano, 
en tanto que la parcial, 1,4-hexadieno (reducción de Birch).
H H
H H
Na, NH3
+ 2 CH3ONa
CH3OH2 eq
H
H
HH
H
H
H
H
H
HH
H
H
H H
H
H
H
Ciclohexano
1,4-Ciclohexadieno
Pt-H
H2
3 atm
Reducción de nitrilos e iminas. Los compuestos nitrogenados insaturados, como 
los nitrilos e iminas, pueden ser reducidos mediante hidrogenación catalítica de manera 
similar a los alquinos y alquenos para generar aminas primarias y secundarias, respec-
tivamente.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 45
C NR
H2
Pt-C
CH2R NH2
Nitrilo
R' R
NH
Imina
H2
Pt-C R' R
NH2H
Amina 1a
Amina 2a
La estereoquímica es un concepto esencial para el entendimiento de la reactividad quí-
mica y analiza el comportamiento químico de las moléculas en un ambiente espacial 
tridimensional. Cuando se estudian las moléculas en un libro o el pizarrón, se percibe 
que éstas son planas. Sin embargo, sabemos que todo cuerpo ocupa un espacio tridimen-
sional y por lo tanto las moléculas deben ser estudiadas partiendo de este principio. Este 
estudio tridimensional de las moléculas es de relevancia en diversos aspectos biológicos, 
por ejemplo, las enzimas a través de sus sitios activos funcionan y hacen su reconoci-
miento molecular basándose tanto en la composición molecular como en su arreglo tridi-
mensional. Debido a la estereoquímica, dos sustancias de idéntica composición química 
pero distinta disposición tridimensional (estéreo isómeros) pueden funcionar uno como 
sustancia farmacológicamente activa y la otra no tener efecto, o bien, ser tóxica.
Confórmero. Es un término estereoquímico que se refi ere a las distintas formas tridi-
mensionales que adquiere un compuesto como resultado de giros rotacionales alrededor 
de enlaces sencillos. La molécula de etano gira alrededor del enlace C – C generando 
distintos confórmeros, los cuales tienen distintos contenidos energéticos. 
CONFÓRMEROS ACÍCLICOS
Para observar los distintos confórmeros acíclicos se emplean proyecciones tridimen-
sionales, siendo las principales las de Fischer (vista la molécula por la parte superior), 
caballete y cuña (vista lateralmente) y Newman (vista de frente).
Proyecciones para confórmeros acíclicos
Proyección de Fischer
47
UNIDAD II
ESTEREOQUÍMICA
48 MARCO BRITO ARIAS
El enlace central está sobre el plano, el superior e inferior vertical está debajo del pla-
no y los horizontales hacia afuera del plano.
Proyección caballete y cuña
Proyección de Newman
Si se toman como base giros de 60o alrededor de un enlace C-C considerado eje de ro-
tación, encontraremos las conformaciones eclipsada a 0o, gauche a 60o y antieclipsada a 
180o. En el caso de moléculas con sustituyentes idénticos como el etano, la conformación 
a 0o es equivalente tridimensional y energéticamente a 120o y 240o, y la conformación de 
60oes equivalente a 180o y 300o.
Confórmeros del etano
 Eclipsada Gauche
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 49
 Antieclipsada
50 MARCO BRITO ARIAS
Energéticamente, los confórmeros eclipsados son menos estables (2.9 kcal/mol), debi-
do a que los sustituyentes al estar orientados unidireccionalmente presentan interaccio-
nes repulsivas llamadas impedimento estérico.
Energía 
potencial
kcal/mol
´
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 51
Cuando se tienen sustituyentes voluminosos, las conformaciones presentan varia-
ciones energéticas que difi eren de las observadas para el etano. En todos los casos, la 
conformación más estable será el confórmero anti que presente una disposición de sus-
tituyentes voluminosos lo más alejado posible entre sí.
Para representar los confórmeros de alcanos acíclicos, se fi ja el enlace central C-C 
que será eje de rotación, quedando los grupos a ambos lados como sustituyentes. Por 
ejemplo, en el caso del butano, el enlace de C2 y C3 será el eje de rotación, quedando a 
ambos lados los metilos como sustituyentes.
CH3
H
CH3
HHH
60o
CH3
HH
CH3
H
H 120o
CH3
CH3
HHH
H
CH3
HH
H
CH3
H
180o
H
CH3
HHH3C
H
240o
CH3
H
CH3
HHH
CH3
HH
H
H
H3C300o 360o
 Eclipsada
 Conformación menos estable
 Anti
 Conformación más estable
´
52 MARCO BRITO ARIAS
CONFÓRMEROS CÍCLICOS
Análisis conformacional de ciclos. Las formas cíclicas de alcanos y derivados al no po-
der girar libremente sobre un eje de rotación, se presentan como formas fl exionadas que 
les hacen adquirir mayor estabilidad. Las formas cíclicas más comunes de los ciclopen-
tanos son las de envelope (E) o sobre, referido a cuatro átomos en el plano, y torcionado 
(T) referido a tres átomos en el plano. A su vez, las formas de sobre (E) pueden adquirir 
diferentes variantes dependiendo del átomo que sale del plano, y las formas T pueden 
adquirir dos formas posibles.
2T1
2T1
E1 1E
1E
E1
Los ciclohexanos presentan tres formas fl exionadas posibles llamadas de silla, bote 
y bote torcido, aunque estas dos últimas se consideran formas transitorias de las dos 
formas posibles de silla. Las formas silla 4C
1 y 4C1 presentan ángulos de 111
o y la menor 
tensión angular.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 53
4C1 4C1
Las formas de silla y bote también pueden ser representadas usando la proyección 
de Newman. Es muy importante tener en cuenta que tanto en alcanos acíclicos como 
cíclicos cada carbono tiene geometría tetraédrica con ángulos cercanos a 109.5o, que es 
fácilmente observable en cualquiera de las dos proyecciones.
Los sustituyentes quedan ubicados en dos posiciones fi jas, la axial (posición vertical) 
y la ecuatorial (posición ecuatorial). La posición axial siempre va dirigida en el mis-
mo sentido que el vértice en que se encuentra. Los sustituyentes voluminosos siempre 
tenderán a posicionarse ecuatorialmente evitando interacciones repulsivas con otros 
grupos.
posición axial
posición ecuatorial posición axial
posición ecuatorial
Conformación cis-trans. Esta terminología se aplica a formas planas de cicloalcanos 
sustituidos, para distinguir si los sustituyentes están del mismo lado u opuestos entre sí. 
Cuando los sustituyentes están del mismo lado del plano sedice que guardan una rela-
ción cis y cuando están opuestos trans. Es posible hacer una equivalencia de entre las 
formas cis-trans con la axial-ecuatorial, como se observa en la siguiente fi gura:
 Bote Bote retorcido
Silla
54 MARCO BRITO ARIAS
1
2
1
2
equivale a
equivale a
1
2
1
2
1
2
1
2
disposición ecuatorial-axial
ecuatorial-ecuatorial o
sin ecuatorial
axial-axial o sinaxial
ISÓMEROS CONFIGURACIONALES
Confi guración. Es un término usado para distinguir aquellas moléculas que son idénti-
cas químicamente, pero diferentes en cuanto a su arreglo tridimensional. Existen varios 
símbolos o notaciones de tipo estereoquímico, como son la confi guración absoluta R y 
S, isomería D y L, isomería (+) y (–), α y β, todos ellos con importantes repercusiones 
bioquímicas y farmacéuticas. Basta mencionar que los aminoácidos biológicamente ac-
tivos son de la serie L, y los carbohidratos de la serie D, o que la celulosa tiene uniones 
glicosídicas β – 1,4, etcétera.
Actividad óptica y quiralidad. La actividad óptica es un dato experimental que se 
obtiene cuando se somete una sustancia pura a un haz de luz polarizada, el cual se ge-
nera al someter un haz de luz a través de un prisma de Nicol (véase polarímetro). Si la 
sustancia desvía el plano de luz polarizada, ya sea hacia la derecha o hacia la izquierda, 
se dice que la sustancia es ópticamente activa. Si la desviación ocurre hacia la derecha 
la sustancia, es dextrógira o (+), y si el haz se desvía hacia la izquierda, levógira o (–). 
Al grado de desviación se le denomina ángulo de rotación α y depende del espesor y 
concentración de la muestra, de la longitud de onda del rayo y, en menor grado, de la 
temperatura y del disolvente. La rotación específi ca α de una sustancia se calcula apli-
cando la expresión:
[α]
t
λ
=
100 x α
l x c
Quiralidad. Expresión de origen griego: cheir = mano. que se refi ere de forma ge-
neral a la existencia de un carbono de tipo sp3 que posea cuatro sustituyentes diferen-
tes. Para representar un compuesto quiral se emplea cualquiera de las dos proyecciones 
tetraédricas, donde dos enlaces están en el plano, uno hacia afuera (cuña) y uno hacia 
adentro del plano (punteado).
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 55
C
Y
W X
Z C
Y
WX
Z* *
La existencia de quiralidad en una molécula genera un tipo de isómeros llamados 
estereoisómeros, de los cuales a su vez se distinguen los llamados enantiómeros y los 
diasterómeros (o diastereoisómeros).
Isómeros configuracionales
Estereisómeros
Enantiómeros
Diasterómeros
Por defi nición, un enantiómero es una molécula con al menos un centro quiral que 
tiene una imagen especular no superponible, de confi guración absoluta opuesta, es decir, 
otra molécula químicamente idéntica pero que por diferir en el arreglo tridimensional de 
los sustituyentes no puede ser superpuesta una con otra.
C
Y
W X
ZC
Y
WX
Z
C
Y
W X
Z
C
Y
WX
Z
imagenes especulares
no superponibles
espejo imaginario
Los enantiómeros presentan propiedades físico-químicas como punto de ebullición y 
fusión idénticas, y por lo tanto no pueden ser separados por los métodos convencionales 
como cristalización, destilación o cromatografía de sílica gel, además de que presentan 
la misma reactividad frente a especies químicas. Sin embargo, a nivel bioquímico las en-
zimas son capaces de reconocer sólo a uno de los dos enantiómeros, lo cual es de gran re-
levancia, ya que sólo uno de ellos puede comportarse como sustancia activa y ser usado 
como fármaco. Para poder separar un par de enantiómeros (mezcla racémica) se requiere 
del uso de productos naturales quirales, de técnicas llamadas de resolución racémica, o 
bien, mediante cromatografía de alta resolución empleando soportes quirales.
Por el contrario, los diasterómeros no son imágenes especulares y presentan propie-
dades físico-químicas y químicas diferentes, lo que los hace fácilmente separables y 
químicamente diferenciables entre sí.
´
Estereoisómeros
56 MARCO BRITO ARIAS
Para determinar el número de posibles estereoisómeros que pueden presentar una mo-
lécula, se aplica la expresión 2n, donde n es el número de centros quirales existentes en 
la molécula.
No. de Estereoisómeros = 2n
n = No. de carbonos quirales
Si n = 1 entonces 2 estereoisómeros = 2 enantiómeros
Si n = 2 entonces 4 estereoisómeros = 2 enantiómeros + 2 diasterómeros
Si n = 3 entonces 8 estereoisómeros = 4 enantiómeros + 4 diasterómeros
Algunos ejemplos de moléculas quirales de importancia que presentan 1, 2 y 3 centros 
quirales son:
OHH
CH2NHCH3*
Adrenalina (Efedrina)
H
CHO
OH
OHH
OHH
CH2OH
*
*
*
Ribosa
CO2CH3
O2N
OHH
H NH2
Cloranfenicol
*
*
Confi guración absoluta R y S. El sistema R y S fue introducido por Cahn, Ingold y 
Prelog con la fi nalidad de establecer la orientación de los grupos alrededor de un cen-
tro quiral. Consiste en asignar un orden de prioridad para cada uno de los sustituyentes 
sobre la base del mayor número atómico del elemento unido directamente al carbono 
quiral. Cuando el orden de prioridad 1, 2, 3 sea en el sentido de las manecillas del reloj, 
la confi guración absoluta es R y si la secuencia se da hacia la izquierda, entonces es S. Es 
necesario que al asignar la confi guración el sustituyente de menor prioridad se encuentre 
detrás del plano. Las proyecciones idóneas para la asignación son la tetraédrica y la de 
cuña. Es muy importante no alterar el orden de los sustituyentes cuando se pasa de una 
proyección a otra. Los enlaces horizontales en el plano equivalen en la proyección cuña a 
enlaces hacia afuera del plano, y los verticales hacia adentro. Al pasar a la forma tetraé-
drica, a los enlaces A y B les corresponde los enlaces en el plano, dejando los restantes C 
y D hacia afuera y debajo del plano, respectivamente. Estos movimientos permiten dejar 
el sustituyente menos importante detrás del plano, lo cual es condición necesaria para una 
asignación correcta.
núm.
núm.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 57
Ejercicio: Determinar la confi guración absoluta R y S del aminoácido lanina.
CH3CHCOOH
NH2
NH2
H
HO2C
CH3
(1)(2)
(3)
(4)
*
NH2HO2C
H
CH3
NH2
HO2C CH3
H
Configuración
CO2H
H
H2N
CH3
(1) (2)
(3)
(4)
CO2HH2N
H
CH3
NH2
H3C CO2H
Configuración
H
S
R
El grupo amino tiene la prioridad 1 porque el nitrógeno tiene el número atómico ma-
yor que los restantes sustituyentes. El grupo CO2H tiene prioridad 2 porque aunque la 
unión es C – C, la siguiente unión es C – O, que es de mayor prioridad que C – H del 
metilo, que se le asigna prioridad 3 y, fi nalmente, al H se le da la prioridad 4.
Resumiendo, podemos establecer que hay dos prioridades: la primaria y la secundaria.
Prioridad primaria: Es la unión directa carbono quiral-elemento unido a éste.
Prioridad secundaria: Cuando la unión directa carbono quiral-elemento es la misma 
se busca la unión con el siguiente elemento. Dobles enlaces indican uniones por dupli-
cado, por ejemplo:
58 MARCO BRITO ARIAS
C C equivale a
C
C
C
C
C O equivale a
C
O
O
C
Análisis confi guracional para dos o más centros quirales. La proyección de Fis-
cher es la proyección más aceptada para representar moléculas que presentan más de 
un centro quiral a las que se les quiere determinar su confi guración absoluta y con esto 
saber qué relación guardan entre sí, es decir, enantiómeros o diasterómeros. Conociendo 
la composición química de cualquier molécula podemos deducir el número de isómeros, 
su confi guración absoluta y por consecuencia si son enantiómeros o diasterómeros. Por 
ejemplo, para la molécula de composición CH2OHCHOHCHOHCHO podemos aplicar 
los siguientes razonamientos:
1. Se debe representar la estructura desarrollada cuidando siempre que cada car-
bono sea tetravalente, los oxígenos neutros divalentes, nitrógenos neutros triva-
lentes (no presente en esta estructura) e hidrógenos monovalentes. Por lo tanto, 
desarrollando tenemos que la estructuracorrecta es:
CH2OHCHOHCHOHCHO equivale a C
OH
H
C
OH
H
C
H
H
HO C
H
O
2. Para representar la proyección de Fischer, la parte más oxidada (carbonilo) se ubica 
a la cabeza, y los sustituyentes hacia abajo a la derecha.
C
OH
H
C
OH
H
C
H
H
HO C
H
O
C OHH
C OHH
C HH
OH
CH
O
14
1
4
3. Se reconocen los carbonos quirales o asimétricos, sabiendo que son aquellos que 
tienen cuatro sustituyentes diferentes. Para este caso, sólo los carbonos 2 y 3 cum-
plen con el requisito.*
* Los carbonos que forman dobles o triples enlaces no son quirales.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 59
C OHH
C OHH
C HH
OH
CH
O
*
*
4. Se determina el número de isómeros aplicando la expresión 2n, donde n es el núme-
ro de carbonos quirales.
Para este caso existen dos carbonos quirales, por lo tanto, sustituyendo, en 2n = 4 
isómeros, donde dos isómeros son enantiómeros y dos diasterómeros.
5. Por defi nición los enantiómeros son isómeros que son imágenes especulares no su-
perponibles, en tanto que los diasterómeros no son imágenes especulares.
Para representar los cuatro isómeros se recomienda hacer la imagen en el espejo 
de la primera proyección propuesta.
C OHH
C OHH
C HH
OH
CH
O
*
*
C HHO
C HHO
C HH
OH
C
*
*
O
H
A B
Enantiómeros
6. El tercer isómero se representa alternando cualquiera de los grupos -OH en el C-3 
o 4, y el cuarto se obtiene haciendo su imagen especular.
C HHO
C OHH
C HH
OH
CH
O
*
*
C OHH
C HHO
C HH
OH
C
*
*
O
H
C D
Enantiómeros
60 MARCO BRITO ARIAS
7. Los isómeros que guardan una relación de imagen especular no superponible son 
enantiómeros y los que no diasterómeros, por lo tanto A y B, C y D son enantióme-
ros, y A y C, B y D, D y A, C y B son diasterómeros.
C HHO
C OHH
C HH
OH
CH
O
*
*
C OHH
C HHO
C HH
OH
C
*
*
O
H
C D
Enantiómeros
C OHH
C OHH
C HH
OH
CH
O
*
*
C HHO
C HHO
C HH
OH
C
*
*
O
H
A B
Enantiómeros
Diaterómeros
Nomenclatura D y L. Para establecer este sistema descriptor de quiralidad, Emil 
Fischer utilizó como modelo al gliceraldehído, que es el precursor biológico de los mo-
nosacáridos (aldohexosas) biológicamente activos. Fischer asignó arbitrariamente que 
cuando el –OH se encontraba a la derecha se indicaba como D y a la izquierda como 
L. Posteriormente, mediante estudios espectroscópicos, se confi rmó que el D-gliceral-
dehído contiene el grupo –OH a la derecha, coincidiendo con la asignación arbitraria de 
Fischer.
CHO
OHH
CH2OH
D-Gliceraldehído
CHO
HHO
CH2OH
L-Gliceraldehído
Nomenclatura α y β. Este sistema de notación se emplea en las formas cíclicas de 
Haworth y silla que adquieren los carbohidratos. Cuando el grupo –OH o algún sustitu-
yente unido al carbono anomérico (carbono acetálico de la posición 1) se encuentra hacia 
abajo del plano, se dice que está en posición α, y si éste se encuentra hacia arriba del 
plano, entonces estará en β.
Diasterómeros
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 61
O
H
HO
H
HO
H
OH
OHH
H
OH
O
OH
OH
OH
OH
OH
H
Forma de Haworth Forma de silla 4C1
-D Glucopiranosa
HO
O
H
H
HO
H
H
OHH
OH
OH
O
OH
H
OH
OH
OH
OH
-D Glucopiranosa
Ejercicio: Representar la α  y β-D glucosa en proyección Fischer, Haworth y silla.
Respuesta: En la proyección abierta de Fischer ocurre un ataque del hidroxilo del C-5 
al carbonilo del aldehído (adición nucleofílica intramolecular), generando la estructura 
cíclica de Haworth, la cual adquiere una conformación de silla 4C1 en donde se observa 
para el anómero α la posición del hidroxilo axial, y para el anómero β la posición ecuato-
rial. La adición del hidroxilo de la posición 5 al carbonilo ocurre por las dos caras, razón 
por la cual se obtiene una mezcla de anómeros.
H
C
OH
HHO
OHH
OHH
CH2OH
HO
O
C
H
HO
OHH
H
OH
OH
HO
H
1
2
3
4
5
6
C
O
OH
OH
H
OH
OH
OH
1
2
3
4
5
6
HO
O
C
H
HO
OHH
OH
OH
H
H
C
O
OH
H
OH
OH
OH
OH
1
2
3
4
5
6
H
H
α
β
Ejercicios:
1. Asignar la confi guración absoluta de R y S de los siguientes compuestos quirales:
CH3
OH
NH2
Cl
2. Escribir en proyección de Newman los confórmeros del cloropropano.
3. Convertir la α-D Manosa de proyección Fischer a Haworth y silla 4C1.
4. Indicar sobre la base de la confi guración absoluta y proyección tetrahédrica qué 
relación guardan entre sí las siguientes estructuras (enantiómeros o iguales):
CO2H
OCH3H2N
CN
CN
NH2H3CO
CO2H
NH2
OCH3HO2C
CN
OCH3
CO2HH2N
CN
5. Representar la estructura de la galactosa en forma hemiacetálica (Haworth) y silla 
4C1 y 4C
1.
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS62
Cuando átomos de carbono e hidrógeno se encuentran unidos entre sí se forma una fa-
milia de compuestos llamados hidrocarburos. La fuente principal de éstos se encuentra 
en el producto no renovable conocido como petróleo, que a su vez fue formado por la 
descomposición orgánica, principalmente de plancton, a lo largo de miles de años. Los 
hidrocarburos pueden ser de dos tipos: saturados o alifáticos caracterizados por tener 
sólo enlaces sencillos de tipo sigma (σ), donde se ubican los alcanos e insaturados que 
se caracterizan por tener enlaces sencillos σ y dobles llamados pi (π) y donde ubicamos 
a los alquenos, alquinos y arenos (aromáticos no heterocíclicos). Los alcanos acíclicos 
tienen una fórmula general CnH2n+2 y los cíclicos CnH2n.
Alcanos acíclicos y cíclicosSaturados
Insaturados
Hidrocarburos
 C-H
Alquenos
Alquinos
Arenos
(Aromáticos)
Tipo de enlace. Los alcanos y cicloalcanos poseen solamente enlaces sencillos de tipo 
sigma (σ) debido a la sobreposición (overlapping) unidireccional de dos tipos de orbi-
tales, los s y los p. Las dos posibilidades para formar enlaces de tipo sigma en alcanos 
son:
63
UNIDAD III
ALCANOS Y CICLOALCANOS
(aromáticos)
64 MARCO BRITO ARIAS
Con base en la teoría enlace-valencia se ha determinado que la geometría de los áto-
mos de carbono para los alcanos, tanto acíclicos como cíclicos, es tetravalente con án-
gulos de 109.5º.
H
H
C
H
C
C
H
H H
H
C
C
H
H H
H
C
C
H
H H
H
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
HH109.5
o
equivalentes a
H
H
H
H
H
CH4
Los alcanos, como se ha mencionado, provienen de forma natural de las distintas frac-
ciones obtenidas del petróleo, y en sí constituyen la principal materia prima (alrededor 
de 90%) de los productos químicos orgánicos, además de seguir siendo los materiales 
combustibles de elección para los motores de combustión interna.
El proceso de refinación del petróleo involucra una serie de transformaciones de 
la materia prima para obtener productos de mayor valor agregado, algunos de los proce-
sos más importantes son:
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Y SÍNTESIS DE FÁRMACOS 65
Como se ha mencionado, la fuente natural de alcanos y de hidrocarburos en general 
es el petróleo. Como se observa en el proceso de refi nación, es posible obtener alquenos 
y derivados aromáticos, sin embargo, el resto de los grupos funcionales provienen, en 
primera instancia, de la transformación química de los alcanos, de ahí que su importancia 
como materia prima sea fundamental.
NOMENCLATURA
Existen dos sistemas de nomenclatura para nombrar a los compuestos orgánicos: la co-
mún y la IUPAC (siglas en inglés de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
Los nombres comunes, muchos de origen griego, se han designado de forma arbitraria, 
refi riéndose a la fuente de obtención o relacionándolos con otros compuestos. Por ejem-
plo, el metano proviene de alcohol metílico, el etano del griego aithein (arder), propano 
de ácido propiónico, etc. Aunque la nomenclatura común es un tanto anárquica, existe 
una gran cantidad de compuestos que son aun más conocidos por su nombre común que 
por la nomenclatura internacional, por lo que ambos sistemas son igualmente válidos.
En el sistema IUPAC los alcanos terminan con el sufi jo –ano, que es el empleado para 
los