Tema 59

La química del carbono, o química orgánica, es la rama de la química que estudia los compuestos del carbono, con la excepción tradicional de unas pocas especies inorgánicas simples (óxidos de carbono, carbonatos, cianuros y carburos). Lejos de ser un capítulo menor, constituye el soporte molecular de la vida y de una parte inmensa de la tecnología moderna: combustibles, polímeros, fármacos, colorantes y biomoléculas son, en su práctica totalidad, compuestos orgánicos. Se conocen decenas de millones de ellos, muchísimos más que los del resto de elementos combinados, lo que justifica que reciban un tratamiento específico.

Históricamente, la química orgánica nació ligada a la teoría de la fuerza vital (vitalismo), según la cual los compuestos de los seres vivos solo podían formarse por acción de una energía propia de la materia viva. Esa idea quedó refutada en 1828, cuando Friedrich Wöhler obtuvo urea —un producto del metabolismo animal— a partir de una sustancia inequívocamente inorgánica, el cianato de amonio:

A lo largo del siglo XIX, Kekulé, Couper y otros establecieron la teoría estructural: la tetravalencia del carbono y su capacidad de encadenarse (concatenación) explican la enorme diversidad de la química orgánica. Este tema, situado en el bloque de química del carbono del temario del cuerpo 590-007, sienta las bases —estructura, enlace, nomenclatura e isomería— sobre las que se apoyan los temas posteriores dedicados a las funciones orgánicas y a las biomoléculas.

1. Química del carbono

El carbono ($Z = 6$) es el sexto elemento del sistema periódico y ocupa la cabeza del grupo 14. Su configuración electrónica fundamental es $1s^2\,2s^2\,2p^2$, con cuatro electrones en la capa de valencia. Esta posición central —ni marcadamente electropositivo ni electronegativo, con una electronegatividad intermedia ($\approx 2{,}5$ en la escala de Pauling)— hace que el carbono forme casi exclusivamente enlaces covalentes compartiendo sus cuatro electrones de valencia, en lugar de ceder o captar electrones.

Varios rasgos explican por qué el carbono da lugar a una química tan vasta:

• Tetravalencia. Forma cuatro enlaces covalentes, lo que permite construir cadenas, ramificaciones y ciclos.
• Concatenación (catenación). Los enlaces C–C son fuertes y estables, de modo que el carbono se une a sí mismo formando cadenas de longitud prácticamente ilimitada, algo que casi ningún otro elemento hace en tal grado.
• Enlaces múltiples. Puede formar enlaces dobles y triples consigo mismo y con otros elementos (O, N, S), lo que multiplica las posibilidades estructurales.
• Estabilidad frente a hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, los elementos con los que se combina para formar las funciones orgánicas.

Las principales fuentes naturales de compuestos orgánicos son los combustibles fósiles (petróleo, gas natural, carbón), la biomasa y los productos de la síntesis orgánica en el laboratorio y la industria. La combustión completa de un hidrocarburo ilustra su reactividad más característica —la oxidación—, base además del aprovechamiento energético:

2. Estructura y enlaces del carbono

Hibridación de orbitales

En su estado fundamental, el carbono tiene solo dos electrones desapareados ($2p^2$), lo que sugeriría una valencia de dos. Sin embargo, forma cuatro enlaces equivalentes. Para explicarlo se recurre al modelo de hibridación propuesto por Pauling: un electrón $2s$ promociona a un orbital $2p$ vacío y, a continuación, los orbitales atómicos se combinan (hibridan) para dar orbitales híbridos equivalentes. Según cuántos orbitales $p$ participen, se distinguen tres tipos:

• Hibridación $sp^3$. El orbital $2s$ se combina con los tres $2p$, generando cuatro orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un tetraedro, con ángulos de $109{,}5^\circ$. Es la del carbono con cuatro enlaces sencillos (p. ej. el metano, $\mathrm{CH_4}$).
• Hibridación $sp^2$. El $2s$ se combina con dos $2p$, dando tres híbridos coplanarios a $120^\circ$ (geometría trigonal plana) y queda un orbital $p$ sin hibridar perpendicular al plano. Es la del carbono con un enlace doble (p. ej. el eteno, $\mathrm{C_2H_4}$).
• Hibridación $sp$. El $2s$ se combina con un solo $2p$, dando dos híbridos opuestos a $180^\circ$ (geometría lineal) y quedan dos orbitales $p$ sin hibridar. Es la del carbono con un enlace triple o dos dobles (p. ej. el etino, $\mathrm{C_2H_2}$).

Enlaces σ y π

Los orbitales híbridos forman enlaces sigma ($\sigma$) por solapamiento frontal a lo largo del eje internuclear; son fuertes y permiten la rotación libre. Los orbitales $p$ no hibridados se solapan lateralmente dando enlaces pi ($\pi$), más débiles y que impiden la rotación en torno al eje del enlace, un hecho decisivo para la isomería geométrica. Así:

• un enlace sencillo C–C es un enlace $\sigma$;
• un enlace doble C=C es un $\sigma$ más un $\pi$;
• un enlace triple C≡C es un $\sigma$ más dos $\pi$.

Al aumentar el orden de enlace, la distancia disminuye y la energía aumenta, como recogen los valores medios siguientes:

Conviene notar que un enlace doble no es el doble de fuerte que uno sencillo: el segundo enlace ($\pi$) es más débil que el primero ($\sigma$), lo que explica la reactividad de alquenos y alquinos frente a las reacciones de adición.

Cadenas y funciones

La combinación de estas posibilidades genera cadenas lineales, ramificadas o cíclicas, y da lugar a las distintas funciones orgánicas según el grupo funcional presente (hidroxilo –OH en alcoholes, carbonilo C=O en aldehídos y cetonas, carboxilo –COOH en ácidos, amino –NH₂ en aminas, etc.). Los hidrocarburos sin grupos funcionales responden a fórmulas generales sencillas: alcanos $\mathrm{C_nH_{2n+2}}$, alquenos $\mathrm{C_nH_{2n}}$ y alquinos $\mathrm{C_nH_{2n-2}}$.

3. Nomenclatura

La nomenclatura sistematiza el nombre de cada compuesto de forma unívoca, según las reglas de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). El nombre se construye con tres elementos: un prefijo que indica sustituyentes y su posición, una raíz que expresa el número de carbonos de la cadena principal, y un sufijo que designa la función principal.

Las raíces según el número de carbonos son: met- (1), et- (2), prop- (3), but- (4), pent- (5), hex- (6), hept- (7), oct- (8), non- (9), dec- (10).

Los hidrocarburos se nombran con la terminación:

• -ano para los alcanos (solo enlaces sencillos): $\mathrm{CH_4}$ metano, $\mathrm{C_2H_6}$ etano, $\mathrm{C_3H_8}$ propano.
• -eno para los alquenos (con enlace doble): $\mathrm{C_2H_4}$ eteno.
• -ino para los alquinos (con enlace triple): $\mathrm{C_2H_2}$ etino.

Reglas básicas para cadenas

1. Se elige como cadena principal la más larga que contenga el grupo funcional principal (o el mayor número de enlaces múltiples).
2. Se numera la cadena de modo que los localizadores del grupo principal y de las insaturaciones sean lo más bajos posible.
3. Los sustituyentes (radicales alquilo –metil, –etil…, o átomos como el cloro) se citan como prefijos por orden alfabético, precedidos de su localizador.
4. Las multiplicidades se indican con di-, tri-, tetra-.

Por ejemplo, $\mathrm{CH_3\!-\!CH(CH_3)\!-\!CH_2\!-\!CH_3}$ es el 2-metilbutano: cadena de cuatro carbonos (but-) con un metilo en el carbono 2.

Prioridad de funciones

Cuando coexisten varias funciones, una es la principal (se nombra con sufijo) y las demás pasan a prefijos. El orden de preferencia decreciente es, de forma resumida: ácidos carboxílicos > ésteres > amidas > nitrilos > aldehídos > cetonas > alcoholes > aminas > éteres. Así, el ácido 2-hidroxipropanoico (ácido láctico) nombra el ácido como función principal (sufijo -oico) y el hidroxilo como prefijo (hidroxi-).

4. Isomería

Se denominan isómeros los compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero distinta estructura y, por tanto, propiedades diferentes. La isomería es una consecuencia directa de la versatilidad estructural del carbono y se clasifica en dos grandes tipos.

Isomería estructural o de constitución

Los átomos están unidos en orden distinto (difiere la conectividad):

• De cadena (o de esqueleto): distinta disposición de la cadena carbonada. El butano y el 2-metilpropano (isobutano) comparten fórmula $\mathrm{C_4H_{10}}$.
• De posición: el grupo funcional o la insaturación ocupa distinta posición. El 1-propanol y el 2-propanol responden ambos a $\mathrm{C_3H_8O}$.
• De función: la misma fórmula corresponde a funciones distintas. El etanol ($\mathrm{CH_3CH_2OH}$) y el dimetil éter ($\mathrm{CH_3OCH_3}$) son ambos $\mathrm{C_2H_6O}$.

Estereoisomería

Los átomos se unen en el mismo orden, pero difieren en su disposición espacial:

• Isomería geométrica (cis-trans / E-Z). Aparece cuando la rotación está impedida, típicamente en un doble enlace C=C (por el enlace $\pi$) o en ciclos. En el cis (Z) los sustituyentes de referencia quedan al mismo lado; en el trans (E), en lados opuestos. El but-2-eno existe como cis-but-2-eno y trans-but-2-eno, con puntos de fusión y ebullición distintos. La asignación rigurosa E/Z emplea las reglas de prioridad de Cahn–Ingold–Prelog (CIP), basadas en el número atómico.
• Isomería óptica. Se estudia en el apartado siguiente por su comprobación experimental.

Un mismo compuesto puede presentar varios estereocentros; el número máximo de estereoisómeros configuracionales es

donde $n$ es el número de carbonos asimétricos (la presencia de simetría interna puede reducir ese número, como en los compuestos meso).

5. Comprobación experimental de la actividad óptica

Quiralidad y enantiómeros

Un objeto es quiral cuando no es superponible con su imagen especular, igual que la mano derecha no coincide con la izquierda. En química orgánica, la causa más común de quiralidad es la presencia de un carbono asimétrico (o estereocentro): un carbono $sp^3$ unido a cuatro grupos distintos. Sus dos imágenes especulares no superponibles se llaman enantiómeros. Van’t Hoff y Le Bel, en 1874, explicaron esta estereoquímica postulando la disposición tetraédrica de los cuatro enlaces del carbono.

Los enantiómeros comparten casi todas sus propiedades físicas y químicas (punto de fusión, densidad, solubilidad, reactividad frente a reactivos no quirales), por lo que resultan indistinguibles por los métodos habituales. Se diferencian, sin embargo, en dos aspectos: su comportamiento frente a otras sustancias quirales (crucial en bioquímica y farmacología) y su acción sobre la luz polarizada, que proporciona el criterio experimental para detectarlos.

Actividad óptica y polarímetro

Una sustancia es ópticamente activa cuando desvía el plano de vibración de la luz polarizada que la atraviesa. El fenómeno fue descubierto por Jean- Baptiste Biot a comienzos del siglo XIX. Cada enantiómero desvía el plano un mismo ángulo pero en sentidos opuestos: el que lo gira a la derecha (sentido horario para el observador) es dextrógiro y se indica con (+); el que lo gira a la izquierda es levógiro y se indica con (−).

La medida se realiza con un polarímetro, cuyo esquema esencial es: una fuente de luz monocromática (habitualmente la línea D del sodio, $\lambda = 589\ \mathrm{nm}$), un polarizador que produce luz polarizada plana, un tubo que contiene la disolución problema, y un analizador giratorio con escala graduada. Sin muestra activa, polarizador y analizador se cruzan a oscuridad; con la muestra, hay que girar el analizador un ángulo $\alpha$ para recuperar la extinción, y ese ángulo es la desviación medida.

La magnitud característica de cada sustancia es la rotación específica, que normaliza el ángulo observado respecto al recorrido óptico y la concentración:

donde $\alpha$ es el ángulo observado (en grados), $l$ el camino óptico (en dm) y $c$ la concentración (en $\mathrm{g\,mL^{-1}}$); los superíndice y subíndice indican la temperatura $T$ y la longitud de onda $\lambda$ empleadas. Es, por tanto, una constante física tabulada, análoga a un punto de fusión.

Mezcla racémica y experimento de Pasteur

Una mezcla racémica (o racemato) contiene los dos enantiómeros en cantidades equimoleculares (50:50); sus rotaciones opuestas se compensan y la mezcla es ópticamente inactiva ($[\alpha] = 0$). La demostración experimental clásica de que la actividad óptica reside en la geometría molecular la aportó Louis Pasteur en 1848: al examinar al microscopio los cristales de la sal doble tartrato sódico-amónico procedente de un racemato, observó dos tipos de cristales que eran imágenes especulares uno del otro. Separándolos manualmente con unas pinzas y disolviéndolos por separado, comprobó que una disolución era dextrógira y la otra, levógira, mientras que la mezcla original era inactiva. Fue la primera resolución de un racemato y una prueba directa de la relación entre quiralidad molecular y actividad óptica.

En el laboratorio escolar, la actividad óptica se ilustra de forma sencilla midiendo con un polarímetro la desviación producida por disoluciones de azúcares comunes: la sacarosa y la glucosa son dextrógiras, mientras que la fructosa es fuertemente levógira. La hidrólisis de la sacarosa produce el llamado azúcar invertido, cuyo giro cambia de signo, lo que constituye una práctica cuantitativa muy visual.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), la química del carbono se introduce en la ESO —el alumnado reconoce hidrocarburos y algunas funciones sencillas y su relación con los combustibles y la vida— y se formaliza en el Bachillerato, donde se abordan la formulación y nomenclatura orgánicas, los tipos de isomería y una primera aproximación a la estereoquímica. Es un contenido idóneo para desarrollar la competencia STEM y la competencia digital, y para plantear situaciones de aprendizaje en torno a contextos reales: la importancia de la quiralidad en los medicamentos (el caso histórico de la talidomida, cuyos enantiómeros tienen efectos muy distintos) motiva con fuerza el estudio de la isomería óptica.

Conviene anticipar las ideas previas y errores frecuentes: confundir compuestos “orgánicos” con “naturales” (muchos son sintéticos); creer que la hibridación es un fenómeno físico real y no un modelo; nombrar cadenas eligiendo mal la principal o numerando en sentido incorrecto; y, muy especialmente, pensar que dos isómeros son “la misma sustancia” por compartir fórmula molecular. El uso de modelos moleculares (varillas y bolas) es especialmente eficaz para que el alumnado visualice la geometría tetraédrica y comprenda de forma tangible la no superponibilidad de los enantiómeros, difícil de captar solo sobre el papel.

Conclusión

La química del carbono debe su extraordinaria amplitud a un conjunto de rasgos del átomo de carbono —tetravalencia, concatenación y capacidad de formar enlaces múltiples— que la hibridación $sp^3$, $sp^2$ y $sp$ explica satisfactoriamente y que se traduce en las geometrías tetraédrica, trigonal y lineal. Sobre esa base estructural, la nomenclatura IUPAC proporciona un lenguaje unívoco, mientras que la isomería —estructural y estereoisomería— da cuenta de que una misma fórmula molecular pueda corresponder a sustancias distintas. La actividad óptica, medida con el polarímetro y demostrada históricamente por Pasteur, constituye la comprobación experimental de la quiralidad y el puente natural hacia la química de las biomoléculas, donde la estereoquímica resulta determinante para la función biológica.