José
Rafael Castillo B., U.N.A.M., México.
Revisores:
Deanna de Marcano. Universidad Central, Venezuela.
losé
A.,
México.
Portada:
Sad tler S tandard Spectra R. Derechos Reservados, Sadtler Research Laboratories, Division of Bio-Rad
Laboratories.
6 4 , MEXICO 06500, D.F . MEXICO
Versibn en espafiolde la obr a Organic Chemistry, 2nd. edition, por Ralph J. Fessenden y Joan S. Fessen-
den. La edjcibn original en inglés ha sido pub licada por PW S Publishers, Boston, EE.UU. @ i982.
D.R.O.1983,
4002.
Grupo Editorial Ibero-
américa. Ningun a parte d e este libro pued e ser reproducida, archivada
o
mediante algimesistema electrbnico, m ec hic o, de fotorreproduccibn, memoria
o
previo y expreso permiso escrito por la editorial Wadsworth Internacional Iberoamérica, una divisibn de
Wadsw orth Inc.
Tipografía: World Composition Services, Inc.
 
Prefacio
N
estro objetivo al escribir este libro es producir un texto para un curso introductorio
anual de química orgánica, destinado a guiar a los estudiantes en sus estudios y
no simplemente a proveerles una recopilaci6n de conocimientos de química orgánica.
Hemos tratado de pensar siempre en
el
respuesta favorable
tificante.
Esta edición tiene una organizaci6n global, que incluye tablas de preparación,
las cuales contienen las reacciones utilizadas en'la preparaci6n de las diversas clases
de compuestos; secciones cortas sobre el uso en sinfesisde cada clase de compuestos;
y tablas con resúmenes de reacciones, incorporadas a las secciones de síntesis. Los
resúmenes de capítulonfatizan los puntos importantes tratados.stas tablas y secciones
se incluyen para conveniencia de los estudiantes. TambiCn, se hace Cnfasis en los ,
desplazamientosde electrones en los mecanismos yun uso más extenso de las fómulas
tridimensionales.
El texto está organizado en tres partes: conceptose estructura y enlace; reacciones
orgánicas y mecanismos; y t6picos de interés masxespecializado.
Material introductorio. L o s capítulos 1 y 2
son principalmente revisiones de
estructura atómica y molecular, junto con electronegatividad, enlace de hidr6gen0,
reacciones ácido-base y orbitales moleculares; presentados en la mayoría de los casos
en forma gráfica. Como introducci6n al concepto de grupos funcionales, se incluyen
los enlaces en algunos compuestos simples de oxigeno y nitrógeno. TambiCn se da
aquí una breve introducción a la teoría de resonancia con algunos ejemplos.
En el capítulo 3, se encuentra la introducción a lp isomería estructural y a la
 
iv Prefacio
vemente la nomenclatura de algunas otras clases de compuestos que se encuentran en
la primera parte del libro. El capítulo 4, estereoquímica, contiene discusiones sobre
estructura: isomeria geométrica, conformación y quiralidad. Las proyecciones de Fis-
cher se encuentran en esta parte para mayor conveniencia de los instructores que las
imparten al comienzo del curso. También se incluye aquí el tema de resolución, en
parte para demostrar la importante diferencia entre enantiómeros y diastereómeros, y
en parte como una extensión de las reacciones ácido base.
Reacciones orgánicas. Los mecanismos se introducen en el capítulo 5 con las
reacciones de sustitución y eliminación de los halogenuros dealquilo. Tenemos varias
razones para hacer esto. Primero, la reacción SN2 ípica es una reacción concertada
'con un estado de transición Único y es, por lo tanto, ideal para introducir diagramas
con estado de transición y cinética de reacciones. Segundo, el mecanismo SN1 igue
en forma lógica
a l SN2,
ermitiéndonos introducir impedimentoestéricoy carbocationes
al comienzo del curso. Finalmente, las reacciones iónicas nos permiten aplicar los
principios estereoquímicos vistos en el capítulo 4.
Dado que el mecanismo El es más importante en la química de los alcoholes
que en lade los halogenuros de alquilo, la discusión principal dea reacción El aparece
en el capítulo 7. El tema de la resolución de problemas de síntesis está en el capítulo
6 sobre halogenación por radicales libres y compuestos orgnnometálicos, ya que a esta
altura los estudianteshabrán aprendido suficiente química como para presentar el
análisis retrosintético.
El capítulo
química de los alcoholes, seguida de la
de éteres y epóxidos. Los ésteres inorgánicos y fenoles son tratados con más detalle
en el capitulo sobre benceno y bencenos sustituidos.
La espectroscopía infrarroja y de RMN que se presenta en el capítulo 8 , rompe
el esquema de organización de reacciones orgánicas y se discute: más adelante en este
prefacio.
En el capítulo 9 (alquenos y alquinos), se explica el ema de hidroboracióndebido
al inter& creciente en esta área. Aunque la reacción de Diels Alder se presenta en el
capítulo9, el tema general de reaccionespericíclicas está en el capítulo 17. El capítulo
10 (benceno y bencenos sustituidos) incluye las sales de arildiazonio y los fenoles.
La química de los compuestos carbonílicos está en os capítulos 11-14. El apítulo
15 contiene las aminas y una pequeña discusión sobre catálisis de transferencia de
fase.
Tópicos de interés especializado. Los capítulos 16-21 cubren los comppestos
policíclicos y heterocíclicos; reacciones pericíclicas; carbohidratos; proteínas; lípidos;
y espectroscopías UV
y color, y espectrometria de masas. Excepto por modificaciones
menores y actualización, estos capítulos incluyen la síntesis sencilla de un alcaloide
y el tratamiento de las reacciones pericíclicas usando la aproximación delorbital
molecular frontera.
Otros temas de interés especial como carbenos, polímeros y el metabolismo del
etanol, se encuentran dentro de los capítulos a los que lógicamente corresponden, por
la química que se está discutiendo. Donde es posible, estos temas se tratan ensecciones
separadas de modo que se puedan abordar como mejor lo crea el instructor.
Nuestra filosofía básica respecto de la presentación de nomenclatura, espectros-
copia, síntesis, material bio-orgánico y problemas, es como sigue:
 
Nomenclatura. De acuerdo con las tendencias actuales en nomenclatura, en-
fatizamos los nombres IUPAC; in embargo, tambikn ncluimos algunos nombres
triviales (como acetona y cloruro de r-butilo) que forman parte del vocabulario de todo
químico orgánico.
Nuestra presentación comienza con un breve resumen de la nomenclatura sis-
temática en el capítulo 3. L o s nombres presentados son aquellos que el estudiante
encontrará nuevamente en los capítulos que siguen. En capítulos posteriores,
se
discute
con mas detalle la nomenclatura de cada clase de compuestos. Se incluye también un
aphdice, para aquellosque deseen material dicionalo una fuente de referencia rápida.
Espectroscopia. La espectroscopía se discute tan pronto como lo consideramos
factible (en el capítulo
estructura, algunos grupos funcionales
algunas reacciones. Sin embargo, aquellos
que lo deseen pueden tratar el capítulo de espectroscopía inmediatamente después del
capítulo 4 , tan pronto como los estudiantes estén familiarizados con las estructuras
orgánicas.
Hemos incluido la espectroscopía infrarroja y de resonancia magnética nuclear
en elcapítulo8, debido a su importancia en a determinación de structuras. Se presenta
una base suficiente de los principios de la espectroscopía infrarroja y de RMN, de
modo que
estudiantes puedan apreciar la relación entre espectros y estructuras,
pero con énfasis sobre estas últimas. Luego del capítulo 8 y donde corresponde, hemos
incluido secciones sobre las características infrarrojas y de RMN de las clases de
compuestos que se discuten. AI final de muchos de estos capítulos, se incluyen pro-
blemas de determinación de estructuras utilizando espectros de infrarrojo y de RMN.
Dentro del capítulo 8, se encuentra el uso de espectros de infrarrojo con escala
principal en cm- ', ya que éste es el tipo de espectro que los estudiantes encontrarán
máscomúnmente en el aboratorio; y el agregadode una pequeña sección sobre
espectroscopía de RMN del carbono 13.
Los espectros de ultravioleta y de masas se tratan en el capítulo 2 l . Estos temas
están diseñados para ser discutidos independientemente; por lo tanto, cualquiera de
ellos o ambos, pueden presentarse junto con los espectros de infrarrojo y de RMN si
el instructor lo desea.
Síntesis. Hemos colocado lasdiscusiones ormales de síntesis en sycciones
separaúas, al finalde los capítulos adecuados, de modo que puedan o no ser enfatizadas
al presentar el tema. El propósito de estas secciones es proveer una revisión adicional
del material ratado previamente y dar a los estudiantes una oportunidad para que
apliquen sus conocimientos.
Material bio-orgánico. Muchos estudiantes de un curso introductorio de quí-
mica orgánica pertenecen al campo de la biología o la medicina. Por esta razón hemos
incluido numerosas secciones problemas de naturalezaiológica. Hemos seleccionado
material adecuado a la química que se discute y que requiere la aplicación de lógica
orgánica. Nuestra ntención es mostrar a relación entre la química orgánica y las
ciencias biológicas.
Problemas. Estamos convencidos de que laresolución de problemas es una
 
vi
Prefacio
de problemas resueltos, para ilustrar los métodos de resoluci6n de problemas y para
proveer información adicional. A menudo, inmediatamentedespués de estos problemas
modelo, hay problemas de estudio con respuestas al final del libro. Algunos de estos
problemas de estudio relacionan material previo con el tema que se discute, mientras
que otrosponen a prueba l conocimientodel material nuevo porarte de los estudiantes.
L o s problemas
al
final de cada capítulo son de dos tipos: problemas de entre-
namiento y problemasde profundidad. Aunque su orden de presentacibn tiende a seguir
la organizaci6n del capítulo, e s t h ordenados según su ificultad. Losúltimos problemas
de cada capítulo deben desafiar aun a los mejores estudiantes. Como se mencionó,
hemos presentado los problemas de modo de incluir mayor número de problemas
intermedios y que presenten mayor desafío, en general de
tipo
Edward Hoganson (Colegio Estatal de Edinboro), David Todd (Instituto Politknico
de,Worcester), Roy Upham (Colegio San Anselmo)y muchos otros, que no mencio-
namos por ser tantos.
Agradecemos a nuestros colegas que han revisado el manuscrito de esta edicidn
y han contribuido con muchas sugerencias excelentes: RobertR. Beishline (Universidad
Estatal de Weber); Robert Damrauer (Univ. de Colorado, Denver); Slayton A. Evans
Jr. (Univ. de Carolina del Norte, Chapel Hill); A. Denise George (Univ. Wesleyan
de Nebraska); John Jacobus (Univ. de Tulane); Allen Schoffstall (Univ. de Colorado,
Colorado Springs); Malcolm P. Stevens (Univ. de Hartford); y Leroy G. Wade Jr.
(Univ. Estatal de Colorado, Fort Collins). Sobre todo, estamos en deuda con Ronald
Kluger (Univ. de Toronto) por
su
Tambikn agradecemosa Sadtler Research Laboratories Inc., por proveer los dos
espectros reales utilizados en el capítulo
8 y a nuestra mecan6grafa Laurie Palmer por
su trabajo rhpido
y
cuidadoso.
El personal de Willard Grant Press nos ha prestado un excepcional apoyo. Las
notas y comentarios de 10s representantes de ventas,han sido de gran valor para
formular nuestros planes. Agradecemos specialmentea nuestro entusiasta editorBruce
Thrasher y a David Chelton por su cuidadoso trabajo de producci6n, coordinacih de
arte y diseño, copiado y por las muchas sugerencias de mejoras.
Ralph J. Fessenden
Joan S. Fessenden
Un i v e r s iW de M ontana
M issoula, M ontana
Radio atómico 7
Fórmulas químicas
Energía e isociación de enlace 19
Enlaces covalentes polares 22
2.1. Propiedadese las ondas 46
2.2. Enlace en la moléculae hidrógeno 48
2.3. Algunas caractensticas generales de :os orbitales de enlace y
anti-enlace 5 1
2.5.
Grupos
2.7. Dobles enlaces conjugados 69
2 . 8 . Benceno 71
2 . 9 . Resonancia 72
3.4. Alcanos
Estereoquímica 116
Isomería eométricanompuestos cíclicos 123
Conformaciones eosompuestos cíclicos 129
Configuración relativa y absoluta 147
Mas de un átomo de carbono quiral 15 1
Resolución de unamezclaacémica156
I
y
Nomenclatura
y
Visión previa de las reacciones de sustitución y eliminación172
Laeacción S,2 176
Laeacción 198
Síntesis de otros compuestos a partir dehalogenurosde alquilo 212
Resumen 2 14
Problemase estudio 215
6.2. Reactividades relativas de los halógenos27
6.3. Estereoquímica ea alogenación or radicales libres 229
6.4. Sustracción de idrógeno: aso eterminante e la velocidad 30
6.5. Halogenaciones selectivas por radicales libres 234
 
6.7. Iniciadores e inhibidores de radicalesibres43
6.8. , Compuestos organometálicos 244
6.9. Halogenuros organomagnésicos: reactivoseGrignard45
6.10. Otros organomethlicos 250
6.12. Problemas de síntesis53
Preparación de alcoholes 270
Reacciones de sustitución de los alcoholes 275
Otros reactivos usados para convertir los alcoholes en halogenuros
de alquilo78
Los
Preparación de éteres00
Reaccionesde ustitución de los epóxidos 303
Tioles
y
sulfuros07
Resumen 3 12
CAPíTULO 8
8.3. Absorción de la radiación infrarroja23
8.4. El espectro de infrarrojo24
8.5. Interpretación de los espectros denfrarrojo26
 
EspectroscopíadelRMNdel carbono-13 363
Uso de los espectros de IR y RMN para la identificaci6n de estructuras
orghicas 367
Resumen 371
Problemasestudio 372
CAPíTULO 9
Nomenclaturadelquenos y alquinos 385
Espectros delquenos y alquinos 388
Fkparaci6n de alquenos y alquinos 394
FYesentaci6npreliminardeaseaccionesde dici6n 397
Adici6ndeH,SO, y H,O a alquenos y alquinos 402
Hidrataci6noncetatomercúrico 404
Adici6n de hal6genos a losalquenos y alquinos 409
Adici6ndearbenos a los lquenos 414
Hidrogenaci6natalítica 417
La reacci6n de Diels-Alder 431
Polímeros 435
Resumen 446
Problemasestudio 448
461
10.3.
1O . 12. Alquil-bencenos90
10.16. Uso de compuestos encénicos n síntesis 502
Resumen
S05
11.2. Preparacionde ldehídos y cetonas 5 19
11.3. El grupo carbonilo
1l .5. Propiedades espectroscópicas de aldehídos y cetonas
11.6. Adición e reactivos al grupo carbonilo 527
11.7. Rcacciónongua29
11.1 l . Reacción con hidrazina y compuestos relacionados
11.12. La reaccióneWittig40
1
1.15.
1 . 7. Tautomerismo 55 1
11.18. Halogenación alfa 555
11.20. Uso de aldehídos y cetonasen síntesis 561
Resumen 564
12.3. Propiedadesspectroscópicas eoscidosarboxílicos 81
12.8. Fuerzacida ecidos enzoicosustituidos 593
12.9. Esterificación de loscidosarboxílicos 596
12.10. Reduccióndeos cidos arboxílicos598
12.1 . Acidosarboxílicos olifuncionales 99
13.2. Propiedadesespectroscópicasde osderivados de
13.3. Halogenuros de ácido21
13.12. Nitrilos 655
13.13. USOde los derivados de los ácidoscarboxílicos en síntesis 657
ácidosarboxílicos 616
para la síntesis orgánica
 
14.6. Condensaciones aldólicas 686
14.8. Reacción de Cannizzaro 693
14.9. Condensaciones de &teres 693
14.10. Adición nucleofílica a compuestos carbonílicos a , P-insaturados 700
Resumen04
El enlace en las aminas 17
Propiedades físicas de las aminas 719
Propiedades espectrosc6picas de las aminas 720
Preparación de las aminas 722
Basicidad de las aminas 730
Sales de las aminas 733
Reacciones de sustitución con las minas 736
Reacciones de las aminas con &ido nitroso 736
Eliminación de Hofmann37
Resumen 742
16.2. I$ :dace cn los compuestos aromfiticospolicíclicos 7 5 2
16.3. Oxidación de los compuestos aromfiticos policíclicos 754
16.4. Reducción de los compuestos aromáticos policíclicos 755
16.5. Reacciones de sustitución electrofílica en el naftaleno 756
16.6. Nomenclatura de los compuestos aromáticos eterocíclicos 760
16.7. Piridina, un heterociclo arom6tíco de seis miembros 761
16.8. Quinolina e isoquinolna
16.10. Alcaloides 771
16.11. Acidosucleicos 774
790
Resumen 809
Ciclación de
833
835
Disacáridos
843
Polisacáridos
847
19 2.
19.5.
Péptidos
869
19.7.
871
19.8.
19.13.
20.3. Fosfolípidos01
espectrose 924
Expresiones usadas n espectroscopía de ultrabioleta 926
Tipos de transiciones electrónicas 927
Color y visión31
Indicadores ácido-base 938
La onización y fragmentación en los espectrosdemasas947
Resumen5 1
Revisión
H
cia 1850 se definía la química orgfiica como la química de l o s compuestos
que proceden de los
seres vivos: de aquí el término orgbnica. Tal definici6n
ya estaba superada hacia 1900. Por aquella época, los químicos sintetizaban nuevos
compuestos orgánicos en el laboratorio, la mayoria de los cuales no tenían relacidn
o
vínculo con ningún ser viviente. En la actualidad, se define la química orgánica como
la química de los compuestos del carbono. Esta definición tampoco es enteramente
correcta, pues a algunos compuestos carbonados, tales como el bibxido de carbono,
el carbonato de sodio o el
cianuro de potasio, se les considera inorg6nicos.
No
obstante,
y dado que todos los compuestos orgánicos contienen carbono, aceptaremos la anterior
definici6n.
El carbono no es sino un elemento más en la tabla peri6dica. ¿Qué tiene de
especial, para que sus compuestos deban ser clasificados en un grupo aparte dentro
del estudio de la química? La razón reside en el hecho de que los fitomos de ciubono
pueden unirse covalentemente con otros átomos, de la misma o distinta naturaleza, en
una gran variedad de maneras, que conducen a la existencia de una ilimitada variedad
de compuestos. La complejidad de éstos se extiende en rango desde la sencilla molécula
del metano (CH,), componente principal del gas natural y del gas de los pantanos,
hasta las grandes moléculas de los ficidos nucleicos, portadores del c6digo genético
en los seres vivientes.
El conocimiento de la química orgánica es indispensable para muchos científicos.
Por ejemplo, dado que los seres vivos están compuestos fundamentalmente por agua
y compuestos orgánicos, casi cualquier área de estudio que se refiera a plantas, animales
o microorganismos se basa en los principios de la química orgánica. Estas áreas de
estcdio incluyen la medicina y disciplinas relacionadas, bioquímica, microbiología,
 
mol6colas: Revisi6n
agricultura y otras muchas. Sin embargo, no sonCs t o s
los únicos campos que dependen
de
la química orghica: los plhticos y fibras sint6ticas son tambiCn compuestos or-
ghnicos; el petr6leoy el gas natural consisten principalmenteen compuestos de carbono
e hidr6geno formados por descomposici6n de las plantas; la hulla es una mezcla de
carbono elemental y otros compuestos hidrocarbonados.
LD6nde hemos de comenzar?
La piedra angular de la química orghica es el
enlacc covalente. Antes de discutir en detalle la estructura, nomenclatura y reacciones
de los compuestos orghicos, revisaremos primero algunos aspectos de la estructura
at6mica y el enlace (Capítulo 1)
y, a continuaci6n, los orbitales moleculares (Capítulo
2),
dado
SECClbN
1
Estructura electr6nica de los gitomos
Para el químico orgh ico los elementos mAs importantes son el carbono, el hiddgeno,
el oxígeno y el nitr6geno. Estos cuatro elementos se hallan situadosen los dos primeros
periodosde a tabla peri6dicay sus electrones se encuentran en as dos capas electr6nicas
m pr6xirnas al núcleo. En consecuencia, nuestra exposici6n sobre las estructuras
electr6nicasde os Atomossecentrar6 preferentementeen los elementos cuyos electrones
se encuentran en estas dos capas.
Cada nivel electr6nico estasociado con cierta antidad de energía. Los electrones
pr6ximos
al ndcleo son atraidos con & fuerza por los protones de Bste que los
electrones situados a mayor distancia. Por o tanto,mientras m h cerca del núcleo est6
un electr6n, menor es su energía. La capa electr6nica mtis cercana al núcleo es la de
energfa m’nima; y un electr6n en esta capa se dice que esta en el primer nivel
energdtico. Los electrones de la segunda capa es th en el segundo nivel energbtico,
y son de mayor energía que los que e s th en la primera capa. Los electrones de la
tercera capa, en el tercer nivel energbtico, son de energía aún mayor.
A. Orbitales at6micos
No es posible determinar con toda precisi6n la posicidn de un electr6n con respecto
al núcleo del Atomo. En vez de esto, podemos describir la localizaci6n d s robable
de dicho electr6n,ashdonos en la teoría cuhtica. Cada nivel electr6nico e un Atomo
se subdivide en orbitales
atbmicos, siendo un orbital at6mico la regi6n del espacio
donde la probabilidad de encontrar un electr6n de un contenido de energía específico
es muy elevada (90-95%). Otro tkrmino usado para describir la probabilidad de en-
contrar
al
electr6n en una ZOM determinada del espacio es densidad electr6nica.
Densidad electr6nica alta implica mayor probabilidad, mientras que densidad electró-
nica baja implica probabilidad escasa.
El primer nivel electr6nico contiene solamente el orbital esfCrico 1s. La pro-
babilidad de encontrar un electr6n Is en esta esfera es mbima. El segundo nivel, algo
m& alejado del núcleo que el primero contiene un orbital 2s y
t r e s
La Figura
los otbitales Is y
2 s como funci6n de la distancia al núcleo. Como puede deducirse
 
-Dishcia dtsde el nkleo”,
FIGURA 1 l. Relacibn grhfica entre l o s orbitales at6micos 1S y 2s.
orbital
y
2s.
La curva densidad electr6nicadistanc ia para el orbital 2, evela dos has de
alta densidad electr6nica separadaspor un punto cero. Este punto cero, lamado nodo,
representa una regi6n del espacio donde la probabilidad de encontrar un electr6n (el
2s en este caso) es muy pequeiia. Todos los orbitales exhiben nodos, con la 6nica
excepci6n del
1s. La igura 1.2 muestra representaciones pict6ricas de los orbitales Is
El segundo nivel energbtico contiene ademais tres orbitales at6micos2p. ituados
a una distancia del núcleo algo mayor que el orbital 2s y con un contenido de energía
ligeramente superiora &e.
cada orbital p tiene dos 16bulos separados por un nodo
(un
en el núcleo (vCase la Figura 1.3).
Una esfera (un orbital S ) es adireccional, es decir,
ofrece iddntico aspecto
al
verla desde cualquier direcci6n. No es Cste el caso de un orbital p. que puede adoptar
y
2s.
 
Átomos
y
molCculas:Revisi6n
1 l. Orbitales at6micos en los tres primeros n iveles energ6tticos .
Nivelnergktico Or bitale s at6micos
1
1s
2
cinco
3d
distintas orientaciones alrededor del núcleo. Los tres orbitales 2p se disponen entre si
en L fngu l o ecto, orientación que da lugar a la máxima distancia entre los electron es
de los distintos orbitales p , y, por lo tanto, a la mínima repulsión electrostática. Los
orbitales p mutuamente perpendiculares se designan como orbitales px , p j, y pz. Los
subindices x,
y
y z indican los ejes cartesianos, que pueden trazarse a través de las
representaciones gráficas de estos orbitales p , tal como se ve en la figura 1.3 .
Puesto que los tres orbitales 2p son equivalentes en forma y distancia al núcleo,
poseen gualcontenido energético.
energía, se denominan degenerados.
El tercer nivel electrónico contiene n orbital 3s, tres orbitales 3p y
además cinco
orbitales 3d . El número y clase de orbitales atómicos en cada uno de los tres primeros
niveles.nergéticoseesum e en laabla l. .
o
orbitales
Los
(del inglts “giro”), quepuedeadoptar el sentidode as
manecillas del relo j o bien el contrario. El spin de una partícula cargada da lugar a
un
pequeño
campo
y dos electrones que giran con
valores opuestos de spin tienen momentos magnéticos opuestos. La repulsión entre las
cargas negativas de dos electrones con spin opuestoe ve disminuida por los momentos
magntticos opuestos, permitiendo que tales electrones queden apareados en el seno
de unorbital. Por esta razón, cualquier orbitaluede alojar un m5utimo de dos lectrones,
pero éstos han de poseer spin opuesto. Teniendo en cuenta el número de orb itales en
cadanivel energttico (unoen el primer nivel, cuatroen el segundo y nueveen el
tercero), estos tres primeros niveles puedenlojar 2 , 8 y 18 electron es, respectivamente.
El
a
medida que
vamos desde el hidrógeno (número atómico 1) hacia atómos de número atómico cada
vez mayor, se van llenando los orbitales con electrones,de modo que se Zlenenprimero
los orbitales de menor energía. Un atómo de hidrógeno tiene SU Único electrón en un
orbital 1s. El siguiente elemento,el helio (número atómico 2) sitúa su segundo electrón
tambitn en el orbital Is, quedando ambos electrones apareados.
A la descripción de la estructura electrónicade un elemento dado se le llama su
configuracibn electrbnica. Así, por ejemplo, la configuración electrónica del atómo
de hidrógeno es Is ’ , que significa la existen cia de
un
orbital Is. Para el helio, la configuración electrónica es
s’ ,
Por
su parte, el litio (número atómico 3), posee dos
electrones en el orbital 1s y un electrón en el orbital 2s; su configuración electrónica
es, pues, 13 2s’.
TABLA
Elementoúmero at6micoonfguraci6n electrdnica
ls2 2s2 2p6
Las configuraciones electrónicas de los elementos de los periodos primero y
segundo se muestran en la tabla 1.2. En el carbono y elementos sucesivos, cada orbital
2p recibe un electrón antes de que cualquier orbital 2p reciba el segundo. Esto es un
ejemplo de la regla de Hund “al llenar los orbitales atómicos, no se produce el
apareamiento de dos electrones en orbitales degenerados, hasta que cada uno de éstos
contenga ya un electrón”. En consecuencia, el carbono posee la configuraci6n elec-
trónica Is2 2 2 2p:2p:.
SECCI~N
Radio atómico
El radio de un Atorno es la distancia desde el centro del núcleo hasta los electrones
miis alejados. El radio atómico se determina midiendo la longitud del enlacedistancia
entre los núcleos) enn compuesto covalente tal como C141 o
H-H, y dividiendo entre dos. Por ello, los radios atómicos se denominan a menudo
radios covalentes y sus valores se dan normalmente en hgstroms (A), iendo 1A =
cm.
radio at6mico = 0.37A
Los radios at6micos vm’an según la fuerza atractiva entre-el núcleo y sus elec-
trones; cuanto mayor es la atracción, menor es el adio atómico. ¿Qué factores influyen
sobre esta atracción? Los m8s importantes son: el número de protones en el núcleo y
el número de niveles electrónicos ocupados. Cuanto mayor seael número de protones
 
mol6culas:
Revisi6n
los m& alejados. Considkrense, por ejemplo, los elementos de la segunda fila de la
tabla peri6dica, desde el litio hasta el flúor. Un átomo de ualquiera de estos elementos
tiene sus electrones solamente en los dos primeros niveles electr6nicos. A medida que
progresamos desde el litio hacia el flúor, se añade cada vez un protón al núcleo. En
cada paso, el núcleo va aumentando su akacción por los electrones, con lo cual el
radio at6mico disminuye (vkase la Figura 1.4):
L i R e B C N O F
Li
r
.334
de algunos elementos, donde 1A = 1O-8 cm.
Por otra parte, a medida que vamos de arriba hacia abajo, dentro de un grupo
en la tabla peri&lica, elúmero de niveles electr6nicos aumenta, por lo tanto,ambikn
lo hace el radio at6mico.
n H (1 nivel)
radio a t h i c o Li (2 niveles)
creciente
En los
compuestos org&nicos, los at6mos se enlazan unos a otros en estrecha
proximidad mediante enlaces covalentes. El concepto de radio at6mico nos ser6 muy
útil a la hora de estimar las atracciones y repulsiones entre los Atomos y al discutir la
fuerza de los enlaces covalentes.
SECCION.3.
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer sus
electrones externos
o
 
I . 3 . 9
el enlace, la electronegatividad es de utilidad para predecir y explicar la reactividad
química. Al gualque el radio atómico, aelectronegatividadseve nfluidaporel
número de protones en el núcleo y el número de niveles electronicos ocupados. Un
número elevado de protones implica una carga nuclear positiva elevada y , en conse-
cuencia , mayor atracción por los electrones de enlace. A causa de ello, la electrone-
gatividad aumenta al ir de izquierda a derecha, dentro de u n período concreto, en la
tabla periódica:
La atracción electrostática entre partículas con carga de signo opuesto aumenta
al disminuir la distancia entre las mismas. Por lo tanto, la electronegatividad aumenta
al avanzar de abajo hacia arriba dentro de un grupo dado de la tabla periódica, puesto
que los electrones de enlace están cada vez más cerca del núcleo:
eledronegatividad
creciente
Una importante escala numérica de electronegatividades es la debida a Pauling
(Figura 1.5). Esta escala se ha derivado de cálculos de energia de enlace para distintos
elementos unidos por enlaces covalentes. En la escala de Pauling, el flúor tiene un
valor de electronegatividad de 4, siendo el elemento más electronegativo. El litio tiene
un valor muy bajo de electronegatividad: l . A elementos con electronegatividad muy
baja (tales como l litio), se les llama a menudo lementos electropositivos.El carbono
posee un valor intermedio de electronegatividad: 2.5.
H
2.1
Li
4.0
.5
.0
.5.0.5
.0
Fe
Na
Br
3.0
.5
.1
.8
.5.2
.9
C1
il
g
 
los
1916.
W . Kossel propusieron las siguientes teorías:
1. Un enlace iónico resulta de la transferencia de electrones de un átomo a otro.
2. Un enlace covalente es el resultado de compartir un par de electrones entre dos
átomos.
3. Losátomos ransfieren o comparten electrones con el objeto de alcanzar una
configuración electrónica de gas noble.al configuración implica normalmente
la presencia de 8 electrones en el nivel exterior y correspondep la configuración
electrónica del neón y el argón. Se denomina a esta teoría regla del octeto.
El enlace iónico se forma por transferencia de electrones:un átomo dona a otro
átorno o átornos uno o más de sus electrones exteriores de enlace. El átomo que pierde
los electrones se convierte en un ón positivo o catión. El átomo que
los
gana se
convierte en un ión negativo o anión. El enlace iónico resulta de la atracción elec-
trostática entre iones de carga opuesta. Podemos ilustrar la transferencia electrónica
representando los electrones de enlace mediante puntos:
Un enlace covalente es el resultado de compartir un par de electrones de enlace
entre dos átomos.
la
orbitales atómicos para ar orbitales compartidos, denominados orbitales m oleculares,
tema que discutiremos en el Capítulo 2. Por ahora usaremos puntos para representar
electrones de enlace. En las fórmulas resultantes, llamadas fórmulas de Lewis, po-
demos contar fácilmente los electrones y comprobar que los átomos alcanzan una
configuración de tipo gasnoble:dos electrones (configuración tipo helio) para el
hidrógeno
y
H
t i
Se denomina enlace simple a la unión resultante e compartir un par de electrones
entre dos átomos. Dos átomos pueden compartir también dos o incluso tres pares de
electrones; tales uniones múltiples se denominan enlaces dobles o triples, respecti-
vamente.
enlaces dobles
enlaces triples
PROBLEMAS MODELOS
Seña le con un círculo los ocho electrones de enlace asociados con el fitomo de carbo no en
cada una de las siguientes estructuras:
Soluci6n:
Sob re las mismas estructuras del problema precedente, señale con un círculo los dos
electrones asociados con cada átomo d e hidrógeno y los ocho asociados con cada-fitomo de
oxígeno
o
de nitrógeno.
¿Cuándo forman los átomos enlaces iónicos y cuándo covalentes? Los enlaces
iónicosse ormancuando ladiferencia deelectronegatividadentredosátomoses
elevada mayorque 1.7). Por ejemplo, un átomodesodio electronegatividad 0.9)
ejerce escasa atracción sobre su electrón de enlace, transfiriéndolo con gran facilidad
a un átomo de cloro (electronegatividad 3.0). Por otra parte, la diferencia de electro-
negatividad entre dos Btomos de carbono es cero , entre un átomo de carbono y uno
de hidrógeno, solamente 0.4; y entre uno de carbono y uno de cloro, 0 .5 . Al tener el
carbono una electronegatividad de 2.5, intermedia entre os valores mínimos y m&
ximos, no forma casi nunca enlaces iónicos con otros elementos. En lugar de ello, el
carbono forma nlaces covalentes con otros átomosde carbono y de otros elementos.
A. Valencia
La Valencia de un átomoes el número dl: electronesque el átomo pierde, gana o
comparte. En unamolCcula covalente, a Valenciadecadaátomo es el númerode
enlaces covalentes que dicho átomo forma.El carbono tiene cuatro electronese enlace
y forma cuatro enlaces covalentes para alcanzar la configuración de octeto. Decimos,
por lo tanto, que el carbono tiene Valencia4. La Tabla
1.3
 
H
.c. +
TABLA 1.3. Valencias comu nes de algunos elementos presentes
corrientemente en com puestos o rgdnicos.
Elemento Valencia
c1 1
I 1
Br 1
En estructuras sim ples, podemos deducir a menudo l a f6rmula de Lewis de un
compuesto de. composición conocida, solamente apartir de las reglas de Valencia.
PROBLEMAS MODELO
Soluci6n:
1. Se determ ina el núm ero de electrones de Valencia de cada
itomo:
H =
c = 4 .
2. Se dibuja el esqueleto de lamolCcula según las reglas de Valencia: el hidr6geno pued e
formar un enlace covalente, el 6xigeno 2 y el carbono 4.
H H
H H
H O HC C H
3. Se distribuyen los electrones de Valencia de tal manera que cada hidr6geno posea dos
electrones y cada itom o de otra clase, un octeto.
H H
H H
H : O : H H:C:C:H
Escriba la f6rmula de Lewis para C,H, dos f6rmulas de L ewis para C,H,O
Soluci6n: H H HH ...... H H
H : E : F : C : H
H : C : C : O : H
H : F : O : C : H...
H H H
PROBLEMA DE ESTUDIO
D6
Lewis.
(a) C12C0 (b) C2C1, (c) C 2 H , B r (d) C , H F
B. Carga formal
En algunas estructuras parmy no seguirse las reglas de Valencia. Un caso así se
presenta cuando un átomo de la molkula proporciona los dos electrones de un enlace
covalente:
Cuando un átomo proporciona los dos electrones necesarios para un enlace
covalente, éste se denomina enlace covalente coordinado. En estos casos, algunos
de los átomos de la estructura covalente llevan una carga positiva o negativa, deno-
minada carga formal. En el enlace covalente coordinado, el átomo donador tiene una
carga formal de + 1 y el átomo aceptor, una carga formal de -
. Dado que ambas
cargas opuestas se encuentran en el seno de la misma molécula, se cancelan entre sí
y la molécula no posee en conjunto carga iónica neta. Si las cargas no se cancelan,
la estructura representa un i6n con carga iónica neta:
:O
c
tiene
..
La carga formal de un átomo puede calcularse mediante la siguiente ecuación:
Carga
- h
Ejemplo: Usando esta fórmula, podemos calcular las cargas formales de
los
átomos de N y O en el HNO, (H nunca lleva carga formal en moléculas covalentes):
número de e - deValenciadel N = 5
%(númerode e - compartidos en el N)
= 4
cargaformalpara el N = S - 4 - O =
+ 1
Para cada átomo de O , se usa la misma técnica:
:0 :
~ ~ ~ j \ $ $ ~ : - 1
parael S:
la f6rmula representa un ion: SO;?
..
H p a r a e l O : 6 - 2 - 4 = O
para el
PROBLEMAS DE ESTUDIO
1.2. Calcule ascargasformalesde
tstas representa una moltcula neutra o un i6n.
H H H H
H H H
químicas en química orgánica
Las fórmulas de Lewis son útiles para captar la situación de los electrones de enlace,
pero los químicos orgánicos raramente las usan. Consideremos a continuación los tipos
de fórmulas químicas más comúnmente utilizados.
Una fórmula empíricanos dice el tipo de átomos de una molkula y su relación
numérica mutua. Por ejemplo,
hidrógeno en relación 1 a
3;
fórmula molecular nos
dice el número real de átomos en una molécula, no solamente su relación. La fórmula
molecular del etano es
de una
molécula, es decir, el modo de unión de sus átomos. Para poder explicar o predecir
la reactividad química, necesitamos conocer la estructura de las moléculas, por
lo
que
 
.S. 15
H H
I 1
I I
A. F6rmulas structurales
Las fórmulas de Lewis son un tipo de fórmula estructural. Sin embargo, los químicos
representan normalmente las uniones covalentes mediante guiones, uno por cada par
de electrones compartidos, y casi nunca indican expresamente
ios
En el texto las aludiremos como f6rmulas estructurales completas.
H :
H H
Aunque los pares de electrones no compartidos no se representan normalmente
en las fórmulas de enlace-Valencia,os haremos constar expresamentecuando deseemos
resaltar su papel en una reacción química.
Todas
H:N:H O H-N-H O H-N-H
H I
H
I
H
PROBLEMA
MODELO
Dibuje las f15rmulasde enlace-Valencia corresp ondien tes a cada una de las siguientes fórmulas
de Lewis:
H .. 5
I H : ~ : : H
Las fórmulas estructurales completas se transforman frecuentemente en otras conden-
sadas, más convenientes. En las fórmulas estructurales condensadas,os enlacesno
siempre se muestran y los átomos del mismo tipo unidos a otro se dibujan agrupados
conjuntamente. Laestructura completa de a molécula sigue siendo evidente i se toman
en cuenta las reglas de Valencia.
H H
I I
H H
H H
I I
I I
H H
PROBLEMA MODELO
Escriba (a) la f6rmula estructural completa (representando los enlaces mediante guiones)
(b) la fórmula estructural condensada, para cada na de las siguientes f6rmulas de Lewis:
Soluci6n:
(a) H-C-C
(b) CH,CH2C'I C'H,CHCICH,
Las fórmulas estructurales condensadas pueden serlo aún más si una moltcula
tiene dos o más grupos idénticos de átomos. En estos casos se usan paréntesis para
englobar grupos repetitivos de átomos. El subíndice que sigue al paréntesis indica el
número de veces que se repite el grupo encuestión en aquella posición de la molCcula.
C H 3
C H
 
qufmicas en química org6nica Secci6n 1.5. 17
Por razones de claridad, los enlaces dobles y triples usualmente se muestran en
las f6rmulas estructurales condensadas:
\ /
/ \ /
\
C H 3 C H = C H 2 es lo mismo que C
H
H
H
H
C H , C ~ C H es lo mismo que H - C - C ~ C - H
:/I
I 1 1
PROBLEMA DE ESTUDIO
1.4. Para cada una de las siguientes f6rmulas, escribaotra m8s condensada:
C H , CI
\ , /
\
C H ,< C H ,
C . Compuestoscíclicos y fhrmulaspoligonales
Un compuesto como el n-butano CH,CH2CH2CH,,se dice que tiene sus átomos de
carbono unidos en cadena. Los átomos decarbono pueden unirse tanto en anillos como
en cadenas; un compuesto que contenga uno o más anillos se denomina compuesto
cíclico.
Las estructuras cíclicas se representan usualmente mediante f6rmulas poligo-
nales, que son otro tipo de fórmulas estructurales condensadas. Por ejemplo, un
triángulo representa un anillo de tres miembros y un hexagono representa un ciclo de
seis átomos:
En las fórmulas poligonales, cada vértice representa un átomo de carbono y sus
correspondientes átomos de hidrógeno. Los lados del polígono epresentan los enlaces
 
Revisidn
es ti unido a algún carbono del anillo , el número de hidrógenos en e se carbono queda
disminuido proporcionalmente.
Enlace C-C
con dos H
Los ciclos pueden contener átomos distintos del carbono; estos átomos y los
hidrógenos unidos a e llos deben ser indicados expresamente en la fórmula poligonal.
También deben indicarse los enlaces dobles:
H 2 C " C H ,
/ \
C ' H 2
H 2c o r e n l a c e obleesde
un
H
y
 
Longitudes de enlace y dngulos de enlace Secci6n 1.6. 19
SECC16N
1.6.
Hemos discutido cómo los químicos representan los compuestos covalentes. Consi-
deraremos ahora algunas de las propiedades de los enlaces covalentes. Se llama longitud
de enlace a la distancia que separa los núcleos de dos átomos covalentemente enlazados.
Estas distancias pueden ser medidas experimentalmente y van desde
0.7481
hasta 2A.
Si hay másde dos átomos en una molkcula, os enlaces forman un ángulo llamado
hngulo de enlace.
longitud de enlac e, 0.96h
/ \SH
dngulo de enlace, 104.5" H H~ Cfngulos de enlace, 107.3'
La mayoría de las estructuras orgánicas contienen más de tres átomos y son
tridimensionales, en vez de bidimensionales. LalMrmula estructural anterior para el
amoníaco
(NH,)
ilustra una técnica para representar estructuras tridimensionales. Una
línea continua (- representa un enlace situado en el plano del papel. Una cuña
sólida (-) indicaun enlace que se aleja del papel en dirección al observador;
situándose el átomo al final de dicho enlace (H en este caso) frente al papel. Una cuña
fragmentada ( , , 1111111) representa un enlace que se proyecta haciaatrás del papel; quedando
el H que se encuentra en la punta de la cuña, por detrás del papel.
en el plano del papely N~,,,#racia atrCfs, alej6ndose d el observador
H / pH
S E C C I ~ N .7.
Energía de disociación de enlace
Cuando los átomos se unen para formar moléculas, se libera energía (generalmente
en forma de luz
o
calor). Por ello, si una molécula ha de disociarse en los átomos que
la componen, es preciso suministrar energía. La disociaciónde un enlace puede ocurrir
de dos modos. En la ruptura heterolítica (del griego hetero, "diferente"), se implica
la retención de amboselectrones de enlace por parte de uno'deos átomos. El resultado
es la formación de un par de iones:
Ruptura heterolitica
H--H H i + H:.
Utilizamos una flecha urva ( 0 ) en estas ecuaciones, para mostrar la dirección
en la que se mueve el par electrónico durante la ruptura del enlace. En la ruptura
heterolítica delHC1 o del H,O), los electrones de enlace son transferidos al1o al
O, más electronegativos.
y moléculas: Revisidn
El otro modo de ruptura de enlaces se conoce con el .nombre de ruptura ho-
molítica (del griego
los
átomos implicados
en el enlace covalente retiene un electrón del par compartido originalmente. El resultado
son átomos o grupos de átomos eléctricamente neutros:
Ruptura homolitica:
q p
H-H -+
.+ H .
Nótese que las flechas curvas en estas ecuaciones tienen sólo media cabeza. Tal
tipo de flecha ( I ), llamada anzuelo, se usa para indicar el desplazamiento de
un
solo electrón, mientras que la flecha curva con la cabeza completa ( n
indica la
dirección del desplazamiento de un par de electrones.
Otro simbolismo nuevo es el uso de un punto aislado, tal como en C1.. Este
punto indica la presencia de un electrón solitario, no apareado y no compartido. Los
demás electrones exteriores de un átomo son ignorados n este simbolismo. El símbolo
C1. realmente significa :a-.n átomo tal como H.
o
un grupo de átomos tales como
H,C-, que contienen un electrón no apareado, reciben la denominación de radicales
libres.
Los radicales libres son, por lo general, eléctricamenteneutros; en consecuencia,
no hay atracciónelectrostática entre ellos, como la hay entre iones. Además, la mayoría
de los radicales libres son de alta nergía y, por lo tanto, son inestables y muy reactivos.
La ruptura homolítica es más útil que la heterolítica para determinar las energías
de disociación de enlaces, ya que los cálculos no se complican por la atracción iónica
entre los productos resultantes. A partir de mediciones sobre procesos de disociación
de gases a elevadas temperaturas, se han calculado los cambiosdeentalpía AH
(cambios en contenido calorífico o energético) para un gran número de disociaciones
de enlaces. Así por ejemplo, AH para el proceso CH, -+ CH,. + H. es de 104 kcal/
mol; lo que
es lo mismo, disoclar un átomo de hidrbgeno de una molécula de CH,
requiere 104 kcal por mol de CH,. Este valor es la energía de disociación de enlace
para el enlace H,C-H.
L,a Tabla 1.4 muestra las energías de disociación para varios tipos de enlaces.
Romper un enlace más estable requiere un suministro mayor de energía. Por ejemplo,
la ruptura del HF en H. F. (135 kcal/mol) es comparativamente difícil frente a la
del enlace
O”0
(35
kcal/mol):
~~~ ~
CH,-Br
CH,CH,-Br
(CH,),CH-Br
(CH,),C-Br
81.5 CH,=CH, 163
81 CH=CH 230
"X e refiere a un hal6geno
Como se ve en la Tabla 1.4, los Btomos unidos por enlaces múltiples requieren
para su disociación mucha más energía que los mismos htomos unidos por ligaduras
simples (CH=CH, 230 kcal/mol contra88 kcal/mol delCH,-CH,). Nótese asimismo,
que la estructura del resto dea molCcula puede tambikn fectar la energía de disociación
de un enlace.
H , C - H + 104 kca l /mo l - , C . + H.
l r \ mis
difícil
Las energías de disociación de enlace le permiten al químico calcular las esta-
bilidades relativas de los compuestosy predecir,hasta cierto punto, el curso de muchas
reacciones químicas. Por ejem plo, una reacción que discutiremos más adelante es la
cloración del metano:
¿Será esta reacción exotdrmica (libera energía) o endotbrmica (requiere ener-
gía)? Podemos descomponer el proceso en sus partes componentes y calcular, a partir
de asenergías ndividualesde di so cia cih , si se iberar6 o se consumir6 energía.
Cuanto mayor cantidad de en ergía se libere, tanto d s avorable s e d la reXci6n . (En
estasecuaciones, +A H significaenergíasuministrada al proceso y -AH, energía
liberada por el proceso.)
AH
+
H , C - H
104 kca l /mo l
H,C- +
C I . - , C " F I + 83.5 kca l /mol - 3.5 k c a l / m o l
H.
-
reaccidn neru
+
H C I + 24.5 kc a l /mo l neto AH
= -24.5c a l / m o l
 
22 Capitulo 1 Átornos y rno/écu/as: evisi6n
Hemos deducido de nuestros cálculos que esta reacción debe ser exotérm ica. Al
realizarla en e l laboratorio, se comprueba que efectivamente es exotérmica.
PROBLEMA
Cuandoátomosde gual o parecidaelectronegatividad ormanenlaces covalentes,
ejercen una atracción igual o muy semejante sobre los electrones de enlace.
A
tal tipo
de unión covalente se le denomina enlace no polar. En las moléculas orgánicas, los
enlaces carbono-carbono y carbono-hidrógeno son los tipos más comunes de enlaces
no polares:
H H H
I I 1
I I 1 / c=C \
H H H
H H
En compuestos covalentes como H,O, HC1, CH,OH o H,C = O , un átomo posee
otros. El
tronegativo tiene una atracción más fuerte por los electrones del enlace, no tanto como
para separarse en forma iónica pero s í suficiente para llevar hacia 61 gran parte de la
densidad electrónica dedicho enlace. El resultado es un enlace covalente polar, o
sea un enlace con una distribución desigual de la densidad electrónica. El grado de
polaridad de un enlace depende en parte de la diferencia de electronegatividades de
los dos átomos que o constituyen, pero también deotros factores, tales comoel tamaño
de los átomosen cuestión. Podemos maginar os enlaces químicos como una serie
gueseextiendedesde oscovalentescompletamentenopolareshasta os iónicos.
'H--C?I'-; Na' C I
mediantecargas parciales: + (carga parcial positiva) 6 -(carga parcial negativa).Otrc
 
el parcialmente negativo.
PROBLEMA DE ESTUDIO
A. Momentosdeenlace
Cuando un enlace polar, tal como el enlace 0-H, se somete a un campo eléctrico,
experimenta un cierto grado de “fuerza rotatoria”, que es simplemente el empuje del
campo eléctrico sobre el dipolo, tendiendo a alinearlo con él. Un enlace más polar
experimenta una fuerza de alineación mayor que otro menos polar. El momento de
enlace,
que es una medida de la polaridad del mismo, puede calcularse a partir del
valor de la fuerza experimentada por dicho enlace.
El
donde e es la carga (en unidades
electrostáticas) y
A),
y se expresa en unidades
llamadas Debyes (D). L o s momentos de enlace vm’an desde 0.4D ara el enlace no
polar
C-H
hasta
3.5D
ara el altamente polar C=N véase la Tabla 1.5).
El
momento
de un enlace determinadose mantiene relativamente constante de un compuesto a tro.
TABLA
Enlace‘omentoe enlace , D Enlace‘omento denlace, D
H - c
3.5
‘En cada caso, el itorno mf l s posi t ivo esta
a
PROBLEMAS DE ESTUDIO
1.9. ~ C u ae los enlaces indibdos en cada par de compuestos
es
m&
polar?
(a) CH,-NH, o CH,-OH (b) C H , - O H o C H , O - H ,
(c) CH,--CI
24 Capitulo I Átomos y moléculas: Revisión
1 . 1 O. Use una flecha cruzada para indicar la direccidn aproximada del momento de enlace (si lo hay)
en los enla ces múltiples de los siguientes compue stos:
O
momentodipolar p es la
suma vectorial de los mom entos de en lace de unamolécula.
Dado que la adición vectorial engloba no sólo las magnitudes sino también las direc-
ciones de los momentos de enlace, el momento dipolar es una medida de la polaridad
de la moltcula en conjunto.
Los momentos dipolares de algunos compuestos orgánicos se enumeran en la
Tabla 1 .6 .Nótese que el momento dipolar del CCl, es cero,a pesar deque cada enlace
C - C I posee un momento de 1.46D. La razón de esta aparente anomalía es que la
moltcula de CC1, es simétrica alrededor del carbono. Así, en la adición vectorial se
cancelan los momentos de nlace y la resultante es cero. Otra molécula cuyos momentos
de enlace se cancelan, dando un momento dipolar nulo, es el bióxido de carbono
(CO~,yaquetambitnsetratadeunamol~ulasimttr ica.Porelcontrario, iosmomentos
de
enlace en la molkcula de agua (H,O) no se cancelan, y, como consecuencia, St a
molécula exhibe momento dipolar. De esta observaciónpodemos inferir ue la molécula
de agua no s simétrica alrededor del oxígeno. La mediciónde los momentos dipolares
puede resultar de ayuda para determinar geometrías moleculares.
Los
momentos
de
TABLA 1.6. Momentos dipolares de algunas mo i6culas s eleccionadas.
Compuesto Momento dipolar, D Compuestoomento dipolar, D
H2O 1.84 C H , 0 C H 3 l .
m3 1.46 O
Atracciones entre moléculas
A. Interacciones dipolo-dipolo
Excepto en un gas muy dispersado, las moléculas ejercen atracciones y repulsiones
entre sí. Éstas proceden fundamentalmente de interacciones oleculares dipolo-dipolo.
Por ejemplo, las moléculas de CHJ en estado líquido pueden atraerse o repelerse
mutuamente, según su orientacih relativa. Dos moléculas de CH,I se atraen a causa
de la interacción entre el átomo de yodo parcialmente negativo de una molécula y
el
átomo de carbono parcialmente positivo de otra molécula:
Cuando los átomos de odo de dos moléculas de HJ se aproximan en el spacio,
aquellas se repelen entre sí:
repulsidn
Las moléculas no olares se atraen entre sí mediante interacciones débiles dipolo-
dipolo llamadas fuerzas de London, que surgen como consecuencia de dipolds in-
ducidos en una molécula por otra. En este caso, los electrones de una moltcula son
débilmente atraídos hacia el núcleo de otra, pero entonces los electrones de éSta son
repelidos por los electrones de la primera. El resultado es una distribución desigual
de la densidad electr6nica
muestra cómo sucede esto.
conjuntamente fverzrs
der Wwlf. LA distancia entre las moléculas juega un
importante papel en la intensidad de dichas fuerzas. Se llama radio de van der Waals
a la distancia a la que la fuerza atractiva es mhxima. Cuando dos htomos se aproximan
a distancias más cortas que el radio de van der Waals, se desarrollan fuerzas repulsivas
los electrones son atraídos
hacia el otro núcleo
dipolos inducidos
 
entre los núcleos
entre las capas electrónicas. Cuando la distancia entre dos moléculas
es superior al radio de van der Waals, las fuerzas atractivas entre las moltculas
disminuyen.
Moléculas de cadena lineal, como CH,CH,CH,CH,CH,, pueden alinearse pa-
ralelamente en zigzag, dando ocasión a los átomos de diferentes moléculas de adoptar
posiciones coherentes con los radios devan der Waals, de forma que las fuerzas
atractivas de van der Waals entre las cadenas alcancen su valor máximo. Las moléculas
con cadenas ramificadas no pueden aproximarse tan estrechamente y las fuerzas de
van der Waals son consiguientemente menores. Dado que para liberar las moléculas
en estado líquido es preciso proporcionar mucha energía para vencer las atracciones
de van der Waals, los compuestos con moléculas lineales poseen puntos de ebullición
superiores a los compuestos con moléculas ramificadasde estructura
y peso molecular
B. Enlacedehidrógeno
Un tipo de interración dipolo-dipolo, especialmente fuerte, se produce en las moléculas
que contienen &tomos de hidrógeno enlazados a nitrógeno, oxígeno o flúor. Estos
elementos son muy electronegativos y poseen pares de electrones no compartidos.
Algunos compuestos típicos que contienen enlaces NH, OH 6 FH son:
H-6:
Las moléculas de cualquiera de estos compuestos experimentan fuertes atrac-
ciones mutuas en estado líquido. El átomo de hidrógeno parcialmente positivo de una
molécula, es atraído por el par de electrones no compartidos del átomo electronegativo
de otra, dando lugar a una interacción llamada
enlace de hidr6geno:
enlaces de hidr6geno
Los compuestos o grupos que sólo contienen carbono e hidrógeno no forman
enlaces de hidrógeno. Tómese como ejemplo el metano, CH,, que no puede formar
enlaces de hidrógeno por dos importantes razones:
 
1, Alno serpolarelenlace C-H, lamoléculanoposeeátomosdehidrógeno
parcialmente positivos.
2. El átomo de carbono no posee pares de electrones libres para atraer al átomo de
hidrógeno.
La energía de disociación de un enlace de hidrógeno es del orden de
5-10
kcal/
mol, muy inferior a la energía de disociación de un enlace covalente típico
(80-100
kcaYmol) pero sustancialmentemás fuerte que para la mayor parte de las interacciones
dipolo-dipolo. La razón de esta diferencia residen el tamaño de
os
átomos implicados.
Un átomo de hidrógeno es pequeño en comparación aos demás átomosy puede ocupar
una posición muy próxima a los electrones no compartidos del átomo electronegativo,
resultando de ello una fuerte interacción electrostática. Átomos de tamaño superior al
hidrógenonopuedenocupar posiciones tan próximas en el espacio y, consecuente-
mente, las interacciones dipolo-dipolo entre átomos distintos del hidrógeno son más
débiles:
o
PROBLEMAS MODELO
Muestre el enlace de hidr6geno entre dos moléculas de CH,CH,NH,.
Solución:
2. Localice un átomoelectronegativo (N ,O ,F ) conpareselectrónicosnocompartidos.
3. Dibujedosmoléculascon un enlace dehidrógenoentre un H parcialmentepositivo y
el N de la otra molécula.
t i
I
H
No
todos los enlaces de hidrógeno poseen la misma fuerza. Un enlace
O
- - -
H'O, por ejemp lo, es más fuerte que un enlace N
- - - H-N. ¿Cuál es la causaf ,
El oxígeno es más electronegativo que el nitrógeno, por lo que el en lace O - H es más
polar
y su H , consiguientemente, más positivo. La atracción entre este
H el átomo electronegativo será, por lo tanto, mayor.
....
 
H menos positivo:
enlace de hidrógeno más débil
Los enlaces de hidrógeno pueden formarse ntre moléculas diferentes, tales como
CH,OH y H,O, ó CH,NH, H,O. En tales casos, pueden formarse diferentes clases
de enlaces de hidrógeno. Las siguientes estructuras muestran dos tipos de enlace de
hidrógeno entre moléculas de CH,NH, y H,O. (En una mezcla de ambos compuestos,
pueden también formarse enlaces de hidrógeno entre moléculas de la misma clase.)
H más positivo: H menos positivo:
enlace deidr6geno m á s fuerte enlaceeidrógeno más débil
La tabla 1.7 ilustra la cantidad de energía que se necesita para romper algunos
-
N es el mhs fuerte
de todos. Dado que el nitrógeno es menos electronegativo que el oxígeno, su par
electrónico libre está retenido con menor intensidad y es m& fácilmente atraído por
otro átomo. Como por otra parte, el enlace 0” H posee un
H
más positivo que el
N-H, ambos factores se combinan para dar un enlace de hidrógeno bastante fuerte.
TABLA 1.7. Energias de disociaci6n aproximadas de algunos enlaces de hidr6geno
Energía de disociaci6n
Tipo de enlace
Los enlaces de hidrógenoactúan, en cierto modo, comoaglutinante entre las moléculas.
Si bien un enlace de hidrógeno aislado es débil, al tomar en consideraciónun elevado
número de moléculas, resulta asimismo un elevado número de enlaces de hidrógeno.
En todas las sustancias,
peso
molecular,
 
Ácidos y baseseccidn l . 7O . 29
en el que existen enlaces de hidrógeno exhibe un punto de ebullición superior al que
cabría predecir considerando solamente su peso molecular. Para volatilizar un líquido
con enlaces de hidrógeno, es precisio suministrar una energía adicional para romper
dichos enlaces de hidrógeno intermoleculares
El etanol (CH,CH,OH) y el éter dimetílico (CH,OCH,) tienen el mismo peso
molecular. Sin embargo, el etanol tiene un punto de ebullición muy superior al éter
dimetílico; el primero es un líquido a temperatura ambiente, mientras que el segundo
es un gas. La diferencia de puntos de ebullición entre ambos, puede atribuirse direc-
tamente aque las moléculas de etanol se unen medianteenlaces de hidrógeno, mientras
que las moléculas de éter dimetílico
no
pueden formarlos. Nótese que el enlace de
hidrógeno afecta a l punto de ebullición en mayor grado que la ramificación.
e n l a c e de hidrdgeno no hay H disponible para ormar
'x
de hidrdgeno
etanol 6terimetílico,
p.eb. 78.5" p.eb. - 3.6
La solubilidad de los compuestos covalentes en agua es otra propiedad direc-
tamente afectada porel enlace de hidrógeno. Un compuesto que pueda formar enlaces
de hidrógeno con el agua tiende a ser más soluble en ella que uno que no los forma.
Los
azúcares, tales como la glucosa, contienen various grupos "O H y son bastante
solubles en agua. El ciclohexano, sin embargo, no puede formar enlaces de hidrógeno
y no puede tampoco romperos existentes en el gua siendo, en consecuencia, insoluble
en ésta.
PROBLEMA DE ESTUDIO
1.11. Muestre todos los tipos de enlaces de hidrógeno (si los hay) que podrían encontrarse en:
(a) CH,CH,CH,NH, líquida (b) una solución de CH,OH en H,O
( c ) CH,CH,OCH,CH,íquido (d) unaolución de CH,OCH , en H,O
SECCIÓN I o.
que pucdedonar un ion hidrógeno cargado positivamente
o
HCI
y el HNO,. Una base se define como una
 
moléculas: Revisión
fuente muy común de ionesxhidrilo es el Na+OH- .) Aunque hablamosde "donadores
de protones", y de "aceptoresde protones", en química orgánica e usan flechas curvas
para indicar la acción de los electrones y node los protones. Por lo tanto, en la siguiente
ecuación se dibuja una flecha curva desde los electrones no compartidos de la base
hasta el protón que dicha base está aceptando.
~0: : - H cl: -+ HO-H +
fuerte es un ácido
que esencialmente ufre ionización total en agua. Acidos fuertes típicos son HCl, HNO,
y H,SO,. La ionización de estos ácidos fuertes es una reacción ácido-base típica. El
ácido (HC1, por ejemplo) donaun protón a la base (H,O). El equilibrioestá totalmente
desplazado hacia la derecha (ionización completa del HCI) ya que
H,O
fuerte que Cl- fuerte que H,O'
En contraste, un ácido déb il, sólo está ionizado parcialmente en agua. El ácido
carbónico es un ácido débil inorgánico típico.
El
porque H,O+ es el ácido más fuerte
y
o t1 o
ácidoarbónico ion bicarbonato
que
H2CU3
se clasifican como fuertes (tal como OH-)
o débiles (NH,), dependiendo de la afinidad que éstas tengan por los protones.
amoníaco
ácidos o como bases. Las aminas sonuna clase decompuestos estructuralmente
relacionados con el amoníaco; una amina contiene un átomo de nitrógeno covalente-
mente enlazado con uno o más átomos de carbono y que tiene un par de electrones
no
compartidos.
10. 31
Las aminas, al igual que el amoníaco, son bases d6biles experimentan reacciones
reversibles con el agua u otros ácidos débiles. (El uso de ácidos fuertes hace que la
reacción se complete.)
grupo
como un ácido dbbil. Tales compuestos reciben la denominación de
Qcidos carboxl-
licos.
Un ejemplo es el ácido acético, CH,CO,H. Una de las razones de la acidez de
los ácidos carboxílicos, es la polaridad del enlace O-H. (Otra razón para esta acidez
se discutirá en la Sección 2.9.)
E l
g rupo
6
“ C O , H
En presencia de una base, se sustrae H’ del grupo carboxilo, formándose el
anión carboxilato. Dado que los ácidos carboxílicos son ácidos dbbiles, estas reacciones
no se completan a menos que se use una base más fuerte que el agua, como
lo
indican
. o
H
CH,C-Q.-H
:o-. :o-.
PROBLEMAS DE ESTUDIO
1.12. ¿Cuales de los siguientes compuestos o iones pueden actuar como ácidos y cuálzs como bases
en solución acuosa?
1.13.
Reescriba y complete las siguientes ecuaciones ácido-base. Incluya en la respuesta (1)los pares
de electrones no compartidos y
(2)
las flechas de reaccidn que muestran la direccidn del equilibrio.
(Si la reacción procede hasta com pletarse, use una sola flecha)
A . Constantesdeacidez
ue reflejaq$é tan completo
es el proceso. En el caso de la ionización de
un
ácido débil en agua, tal constante de
equilibrio se denomina constantedeacidez K,. La constante de equilibrio de un
proceso está determinadapor a siguiente ecuación general, donde los valores de
concentración se expresan en molaridad, M:
K =
donde [H '
[ctj.3C'02kl]-
*Más correctamente, debería usarse la actividad
o
se
expresión
del equilibrio debería contener al aceptor de iones hidrógeno el agua:
c.ti.4('021iI i , O z===*
K , , ~ ..
[ c ' l l , ( ' o ~ t l ~ [ t l ~ o ~
Para efectos prácticos, la concentracih molar del agua se puede considerar constante e
equilibrio
protones 110 existen
a 55.5. Este valorconstante se apnlpageneralmentedentro de la constante de
en
 
Ácidos y bases Seccidn I . 10. 33
TABLA 1.8. Constantes de acidez y valores de pK, para algunos dcidos
Fdrmu la K. PK,
"7
"5
2.12
3.75
4.75
4.87'
9.31
15.7
Cuanto más ionizado está un ácido, mayor es el valor de K,, puesto que el
numerador es mayor.
ácido
m r i s fuerte le corresponde un valor mayor de K,.
Cualquier ácid0 con unK, 7 10se covidera como un hcido fuerte. (Parael H C ,,
Kazlo'.) En contraste, los ácidos carboxílicos típicos, tales como el acldo acktico,
=
K a = [Acido no ionizado] aumenta K,
Al igual que el pH es el logaritmo negativo delaconcentraciónde iones hidrógeno,
se define el pK, como el logaritmo negativo de K,. A lo largo del texto usaremos los
valores de pKa como elementos de comparación de la fuerza ácida. (En la tabla 1.8
se presentan valores de K, y pKa para algunos ácidos comunes.)
Al aumentar K, (ácido más fuerte), pK, se hace más pequeiio. Cuanto menor
sea pK,, más fuerte serál
ácido: \
' 1 0 2
fuerza ácida creciente
 
Soluci6n: pK, = -log
-
= 2 8 7
B. Constantes debasicidad
La reacci6n reversible de una base d6bil con e l agua conduce, al igual que la de un
Acid0dBbil, a unapequeñaperoconstanteconcentraci6n dnicaen equilibrio: La
constante
constante de basicidad Kb.
omo en el
caso de K,,,e incluye el t6rmino constante [H,O] entro del valor de Kc
NH, + H,O r H,' + O H
[ N H , + I C O H - I
C N H J
pKh = --log Kh
TABLA 1.9. Constantes de basicidad y valores de pK, para el amoníaco y algunas aminas.
F6rmula K b
(CH,),NH 54 x 10 - 5 3.27
Al incrementme la fuerza de la base, aumenta el valor de Kb disminuye el de
pK,; menor pK,, m d s fuerte es la base:
K,: 1 0 - 1 0 1 0 - 7 10-5
pK,: 10 I 5
PROBLEMAS
DE
ESTUDIO
Consulte la tabla 1.9 para los valores de pK,:
(a) NH, (b) C H , N H , (c) ( C H A N H
1 . 1 5. Ordene los siguientesanionessegún
su
pK, = -
.5 (b) C H 3 C 0 2 - , K b = 9.25
(c) c1- . p K , = 2 %
 
C. Ácidos
bases conjugadas
El concepto de ácidos y bases conjugados es útil en las comparaciones de acidez y
basicidad. La
base conjugada de un ácido es el ion o moláecula que se produce cuando
el ácido pierde H+. El ion cloruro, por ejemplo, es la base conjugada del HCl. El
Bcido conjugado de una base es la forma protonada de labase. Así, el ácido conjugado
de NH, es NH,' .
su
HCI + H,O - ,O' + CI
& i d o fuerte
o
muy ddbil, su base conjugada es modera-
damente fuerte o fuerte, dependiendo de la afinidad de la base conjugada por H+
O
&
&cid0debil
2 H 2 0
debil base fuerte
Así, a medidaque la fuerza ácida aumenta en una sene decompuestos, la fuerza
básica de sus bases conjugadas disminuye.
H,OC N C H , C 0 2 H,P04 HCI
aumento de acidez; disminuci6n de basicidad
de l a s
D. Ácidos y bases de Lewis
Aunque muchas reacciones ácido-base implican la transferencia de un prot6n de un
ácido a una base, algunas de estas reacciones no involucran a transferencia de prot6n.
Por esta raz6n, se desarro116 el concepto de Lewis de ácidos y bases, que es más
general. Un Bcido de Lew is es una sustancia que puede aceptar un par de electrones.
Cualquier especia con un átomo deficiente en electrones, puede actuar como un ácido
de Lewis; por ejemplo, H+ es un ácido de Lewis. La mayoría de los ácidos de Lewis
que encontraremos en este libro aparte del H +, son sales anhidras de metales (por
ejemplo: ZnC12, FeCl, y AlBr,).
un &ido de Lewis
Una
base de Lewises una sustancia que puede donar un par de electrones. Ejemplos
 
Átomos y mo~écu~as:evision
cada uno. (La mayoría de las bases de Lewis son tambitn bases según la teoría de
Rrgjnsted-Lowry.)
PROBLEMA MODELO
La metilamina (CH,NH,) sufre una reacción ácido-base de Lewis frente al trifluomro de boro
(BF,)
produciendoCH,NH,-BF,. (a) Escriba la ecuación de esta reaccidn mostrando la
f6rmula estructural completa para el producto las cargas formales en el
N
Solucibn:
H H t .
PROBLEMA DE ESTUDIO
bases de Lewis, a los reactivos de las siguientes ecuaciones:
:o*.
I /
:OH
/ I
(b) ( C H , ) , C -
a l
particular,
se
denomina
El primer nivel electrónico (el más próximo
al núcleo y de energía mínima), contiene sólo el orbital esférico
1s. El segundo nivel
(de energía superior), contiene un orbital esférico 2s y tres orbitales bilobulares 2p,
mutuamente perpendiculares. Todo orbital puede alojar un máximo de dos electrones
apareados (de spin opuesto).
El radio atómico es igual a la mitad de la distancia entre dos núcleos iguales,
unidos por un enlace covalente, tal como en H-H. El radio atómico aumenta al ir
 
período.
La
electronegatividad
es una medida de la
atracci6n del núcleo por los electrones externos del átomo; disminuye al irhacia abajo
dentro de un grupo y hacia la izquierda dentro de un período de la tabla peri6dica.
Un enlace es el resultado de la transferencia de electrones
(enlace iónico) o
de
compartirlos entre dos átomos (enlace covalente).El número de enlaces que un átomo
puede formar (su Valencia), lo determinael número de electrones de enlace. El carbono
tiene cuatro electrones de enlace y forma cuatro enlaces covalentes.
Una
en una molécula, mientras que la
f6rmula molecular
nos dice
ltculas, pueden representarse los pares de electrones mediante puntos
o
indican, por lo general, los electrones de Valencia no compartidos:
f6rmula de Lewis6rmulastructural6rmu.hstructural
completaondensada
Un átomo puede compartir dos, cuatro o seis electrones con otro átomo, es decir,
ambos átomos pueden estar unidos por un
enlace simple, doble o triple:
enlace simple
enlace triple
CH,-N'
es la distancia entre los núcleos de dos átomos covalen-
temente enlazados. El
Bngulo de enlace
es el ángulo entre dos enlaces covalentes de
una molécula. La energía de disociación de enlace ( A H ) es la cantidad de energía
que se necesita para efectuar la
ruptura homolítica
P
Un enlace covalente polar es un enlace covalente entre dos átomos con elec-
tronegatividad sustancialmente diferente. El es una medida de la
polaridad de dicho enlace. El momento dipolar es una medida de la polaridad de la
molécula en conjunto.
 
Átomos y moléul as: Revisi6n
implican una energía generalnlente inferior a 5 kcal/mol, con excepción de los enlaces
de
un dtomo de H parcialmente positivo y un par de
electrones no compartido de N , O
6 F), que requieren de 5-10 kcaVmol para su
disociaci6n. L o s enlaces de hidrógeno producen elevaciones en el punto de ebullición
y aumento de la solubilidad de un compuesto en agua.
Un Acidode Brensted-Lowry es una sustancia que puede donar un
H';
una
base de Brensted-Lowry es una sustancia que puede aceptar unH' . La fuerza de un
6cido o de una base se expresa como Ka (o pK,), o como K, (o pK,), respectivamentc.
Una mayor fuerza kida, corresponde a un mayor valor de KO y menor de pK,); una
mayor fuerza basica se refleja en un mayor valor deK , (y menor de pK,). (Ver tablas
1.8 y 1.9.)
Pcidosdebiles: (pK, > 3 ) : CH,CO,H, HCN,
H,O
La
base conjugada de un &ido fuerte es una base dkbil, mientras que la base
conjugada de un dcidomuy dCbil es una base fuerte. En la ecuación siguiente, a medida
que la fuerza dcida de HA disminuye, la fuerza basica de A-aumenta.
H-A
i d o de A - base de HA
Un Acido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones,
mientras que una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par de electrones.
H
I
C H , N n H + - H 3 N H 2 +
base de h i s
&ido deLewis
por ejemplo, Is2,2 ) ara un & m 0
librede:
(c) f6sforo (15)
(d) azufre (16)
(a) Is2 2s2 2p6 3s' (b)
Is2 2s2 2p6 3s2 3p5 (c) Is2 2s2 2p6
Conbase en lasconfiguracioneselectr6nicas,¿quepares deelementoscabriaesperarque
un ¿Por q d ?
y 1s2 2s2
(b) Is2 2s'
(c) ls2 2s'
y I s 2 2s2 2p6 3s'
Si un &om0 utilizara dos orbitales at6micos p para formar enlaces covalentes simples con dos
Atomos de hidr6geno, ¿que hgulos de enlace cabría esperar?
En cada uno de los p p o s mecionados a continuaci6n, Lqu6 elemento tiene el radio at6mico
mayor? (Sin consultar el texto , haga la predicci6n en base a la posici6n relativa en la tabla
peri6dica que aparece en la pAgina 1078.
(a) Si, C , O
(b) B , C , F ( c ) H , C, O
¿Que elemento es, en cada grupo, el m& electronegativo? (Consulte la figura 1.5.)
(a) C, H,
O (b) C, H, N ( c ) C, H. Mg (d) C, CI, O
¿En c d e s de los siguientes compuestos cabe esperar: (a)
sblo enlaces idnicos; b)
(b)
LiOH
(d)
CH,ONa
(f)
Mg(OH)Br
(8)
H2S
(h)
CHCl ,
Sin consultar el texto, indique las valencias de los elementos del segundo perlodo.
~ C u i i l s el
m6ximo
número de enlaces covalentes que cabe esperar que forme un elemento del
segundo período?¿Por que?
D6 l a s finnulas de Lewis para cada una de las siguientes estructuras:
H H H H
I
H
H
1.27.
Calcule las cargas formales en cada uno deos Atomos (excepto
H)
:o:
I
I
(a) C H , " S " C I (b) C H , - C E N :
:o:
1.28. Dt? as fórmulasestructuralescontpletas (dibujando cada &tomoy representando los enlaces
mediante líneas) para las siguientes f6m ula s conden sadas:
O
I
(a)
(CH,) ,CHCHBrCH, (b) (CH,) ,CHCNHCH(CH,)CH=CH,
(c) ( C H , ) , C = C ( C H , ) C Z C C H ,
1.29. Escriba las fdrmulas estructurales condensadas para las siguientes estructuras:
H
I
I
1.30. Escriba las fbrmular molecu1are.s para las siguientes f6rmulas estructurales condensadas:
O H
I
(a) C H , C H , C H , C H 2 0 H (b) CH,CH,CHCH, (c) (CH,),COH
(d) (CH,) ,CHCH,OH
W fórmulas estructurales completaspara cada uno de los siguientes compuestos:
(a) H,C=CHCH=CHCN (b) CH,COCH,
(c) CH,CO,H
(Observacibn:cada estructura contiene
las reglas de Valencia para encontrarlos.)
1.32. ; Indique todos ospares d e electrones de Valencia
no
f6rmulas:
 
Problemas de estudio 41
1.34. Convierta cada una de las siguientes fórmulas poligonales en fórmulas estructurales completas,
mostrando expresamente cada átomo, cada enlace y cada par de electrones de Valenciano
compartidos:
1.35. Dibuje fórmulas estructurales y poligonales para sistemas carbocíclicos que contengan:
(a) Anillo deeis fitornos e carbonoy un doble enlace
(b) Anillo de cincoAtornos de carbon o, u no de los c uales esarte de un grupo carbonilo
(C= O).
1.36. La energía de disociación de enlace para el enlace carbono-halógeno, es de 108 kc dm ol en el
CH,F; de
70
kcaUmol en el CH,Br y de 56 kcal/mol en el CHJ.
Calcule el AH neto para cada una de las siguientes reacciones:
(a) C H , +
(b ) CHA + CI,
+ HI
1.37. Escriba ecu aciones química s para (1) la ruptura homolít ica y (2) la ruptura heterolí t ica de cada
uno de los siguientes compue stos en el enlace indicado. (Aplique los criterios de electronega-
tividad en las rupturas heterolíticas.)
(a)
(d) ( 'H,--OH ( e ) C H 3 0 - H
1.38. ¿Cu ál es el ex tremo positivo cu6l el negativo del dipolo en cada uno de los siguientes enlaces?
1.39. Señale con un círculo el elemento más electronegativo de cada una de las siguientes estructuras
e indique la dirección de polarización de su(s) enlace(s):
1.40. Disponga cada una de las siguientes series de compuestos por orden de polaridad creciente (el
menos polar primero):
(a)
CH,CH,CH,NH, ,H 3 C H 2 C H 3 ,H , C H , C H , O H
(b ) CH3CH2CH2Br ,H,CH,CH,I,H,CH,CH,CI
1.41. Dibuje estructuras en las que se muestren
0s
en los siguientes compuestos puros en estado líquido:
(a)
(c)
CH,CH,F
(0
C H 3 0 C H 2 C H , 0 H
1.42. LCuaes de los siguientes compuestos podrh formar enlaces de hidr6geno (1) consigo mismos,
(2) con agua?
1.43. Muestre todos los tipos de enlaces de hidrcigeno existentes en una soluci6n acuosa de (CH ,),NH.
LCuiil de ellos es más fuerte?
1.44. Complete assiguientesecuacioneshcido-base:
HO,CCO,H +excesode O H - ~ = = 2 d) N H + H '
(e) C H , C 0 2 - + H ' r (f) CH,NH, + CH,CO,H
(8)
CH,CO,H
+
+
1.45. Calcule
los
Estructura K O
(a) C H , C 0 2 H 1 . 7 5 x 10-5
(b) 0 0 ,
 
estudio 43
1.46. Calcule los valores d e pK, para cada una d e los siguientes bases y dispóng alas pororden creciente
de basicidad
1 0 - 1 4
x 10- ' O
1.47. Escriba las órmulasde (a) el hcido conjuga dode (CH,),NH, y (b) abaseconjugadade
CH,CH,CH,CO,H.
de
1.8
los siguientes aniones en orden de fuerza b bic a:
(a) C H , C O , - ~ (b) HCO2- (c)
Cl- (d) H2PO4-
1.49. Al mezclar volúmene s iguales de soluciones equim oleculares de NaBr y LiC1,se obtiene la
misma solución que s í se hubiera partido de soluciones de NaCl y LiBr. ¿Por quC? ¿Cabría
esperarse lo mismo a partir de soluciones de CH,CI y NaBr y CH,Br + NaCI? ¿Por quC?
1 SO. El cloruro de plomo
IV),
PbCl,,-es líquido a temp eratura am biente pf- 5 O ) , mientras que
el cloruro deplomo (a),PbCl,, es un sólido de altopunto de fus