C H H H H H HO

ESTRUCTURA MOLECULAR
Estructura de Lewis
Las estructuras de Lewis son muy importantes en el estudio de la química orgánica; con ellas
se intenta representar en forma adecuada y sencilla iones, radicales y moléculas de manera de facilitar
un recuento exacto de electrones y así comprender las características de las diferentes uniones de los
átomos en una molécula.
Para realizar una estructura de Lewis adecuadamente, deben tenerse una serie de reglas:
-
Deben indicarse todos los electrones de valencia.
Cada elemento debe tener un octeto completo de electrones en la medida de lo posible. Son
excepciones de esta regla el hidrógeno, que logra su capa completa con solo dos electrones, y los
elementos posteriores al segundo período como el azufre y el fósforo, que pueden alojar más de
ocho electrones de valencia (a eso se lo denomina “expansión del octeto”).
El conocimiento de la cantidad y tipos de uniones entre los átomos de una molécula a partir de
sus electrones no es la única información que se puede obtener de una estructura de Lewis; también
pueden conocerse otras características que derivan de esas disposiciones electrónicas como lo son la
carga formal y el número de oxidación para todos los átomos que forman una molécula.
La carga formal de un átomo que se encuentra enlazado a otro se entiende como una
estimación del exceso de carga que existe entre el átomo enlazado, y el mismo átomo si se encontrara
libre.
Por lo tanto, para determinar la carga formal de algún átomo debe partirse de la estructura de Lewis de
la molécula a la que pertenece. Debemos tener en cuenta todos los electrones que pertenecen a dicho átomo,
discriminando entre los electrones no compartidos que pueda poseer, y los electrones que comparte con los
otros átomos para formar los enlaces. Luego solo resta comparar la cantidad de electrones de valencia (número
de electrones del átomo libre) con la cantidad de electrones comprometidos en los enlaces (que se reparten de
manera equitativa entre los 2 átomos) y los electrones no compartidos (electrones del átomo enlazado). Veamos
algunos ejemplos:
Hx
Hx C
x H
x
Hmetano
Hx Ox H
Electrones de valencia del C = 4 eElectrones compartidos del C = 4 eElectrones no compart. del C = 0
Electrones de valencia del H = 1 eElectrones compartidos del H = 1 eElectrones no compart.del H = 0
Carga formal del C = 4 – 4 – 0 = 0
Carga formal del H = 1 – 1 – 0 = 0
Electrones de valencia del O = 6 eElectrones compartidos del O = 2 eElectrones no compart. del O = 4 e-
Electrones de valencia del H = 1 eElectrones compartidos del H = 1 eElectrones no compart. del H = 0
agua
Carga formal del O = 6 – 2 – 4 = 0
Carga formal del H = 1 – 1 – 0 = 0
Nótese que si la molécula no posee carga, la suma de las cargas formales de cada uno de los átomos que
la constituyen debe arrojar el mismo valor (cero). En cambio, si la molécula posee carga, la suma de las cargas
formales individuales debe dar como resultado la carga neta de la molécula (dicha carga se encontrará en el
átomo que aporte la carga formal correspondiente).
1
-
Hx
H x Cx Ox
ion metóxido
(La carga neta del ión es -1)
x
H
Electrones de valencia del O = 6 eElectrones compartidos del O = 1 eElectrones no compart. del O = 6 e-
Electrones de valencia del C = 4 eElectrones compartidos del C = 4 eElectrones no compart. del C = 0
Carga formal del O = 6 – 1 – 6 = -1
Carga formal del C = 4 – 4 – 0 = 0
Electrones de valencia del H = 1 eElectrones compartidos del H = 1 eElectrones no compart. del H = 0
Carga formal del H = 1 – 1 – 0 = 0
Si sumamos las contribuciones de las cargas fomales de todos los átomos que conforman el ión resulta:
3 átomos de H = 3 x (carga formal del H) = 3 x 0 = 0
1 átomo de C = 1 x (carga formal del C) = 1 x 0 = 0
1 átomo de O = 1 x (carga formal del O) = 1 x (-1)= -1
Carga total del ion metóxido= 0 + 0 + (-1) = -1
En cambio el número de oxidación es la carga que poseería un átomo si le fueran asignados
todos los electrones de un enlace en función de las electronegatividades de ambos átomos. Ahora
debemos tener en cuenta un parámetro más, la electronegatividad de los átomos, que al ser una medida
de la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí, permite una mejor representación de la
distribución electrónica de las moléculas.
Entonces, para la determinación del número de oxidación, deben “asignarse” todos los electrones de una
unión al átomo más electronegativo de la misma, y luego se realiza la comparación entre los electrones de
valencia del átomo en cuestión con los electrones no compartidos y los “asignados” a dicho átomo. Por ejemplo:
Hx
H x xCx H
Electrones de valencia del C = 4 eElectrones “asignados” al C = 8 eElectrones no compart. del C = 0 e-
H
N de oxidación del C = 4 – 8 – 0 = -4
Electrones de valencia del H = 1 eElectrones “asignados” al H = 0 eElectrones no compart. del H = 0 eN de oxidación del H = 1 – 0 – 0 = +1
metano
H
x
H x xCx Ox H
Electrones de valencia del O = 6 eElectrones “asignados” al O = 4 eElectrones no compart. del O = 4 e-
H
metanol
Electrones de valencia del C = 4 eElectrones “asignados” al C = 6 eElectrones no compart. del C = 0 eN de oxidación del C = 4 – 6 – 0 = -2
N de oxidación del O = 6 – 4 – 4 = -2
Electrones de valencia del H = 1 eElectrones “asignados” al H = 0 eElectrones no compart. del H = 0 eN de oxidación del H = 1 – 0 – 0 = +1
Nota: En casos en los que existe unión entre dos átomos de un mismo elemento, tienen ambos la misma
electronegatividad, entonces la asignación de los electrones de la unión se realizará asignando 1 electrón a cada
uno de los átomos.
2
Representación de los enlaces en moléculas orgánicas
La forma más usual para representar un enlace es sustituir por una línea cada par de electrones
de un enlace covalente en la estructura de Lewis. Cada una de esas líneas representa un orbital
molecular obtenido por el solapamiento de dos orbitales atómicos. De esta manera se obtienen las
llamadas fórmulas estructurales, que pueden simplificarse aún más, resultando las fórmulas
semidesarrollada y condensada.
H H
H C C O H
C2H6O
CH3-CH2-OH
H H
etanol
fórmula estructural
etanol
fórmula semidesarrollada
etanol
fórmula condensada
Otra forma de representar las uniones consiste en representarlas como un segmento (con la
multiplicidad de enlaces adecuada), cada uno de cuyos extremos representa un átomo de carbono. Los
átomos de hidrógeno unidos a los de carbono no se indican, pues pueden calcularse teniendo en cuenta
la hibridación del átomo de carbono al que están unidos.
OH
etanol
1-buteno
2-buteno
Momento dipolar
La diferente electronegatividad de los elementos, tiene como consecuencia que la distribución
de electrones en las moléculas no es uniforme, pues los electrones estarán más atraídos hacia los
átomos más electronegativos. Esto provoca que en un enlace entre dos átomos de diferente
electronegatividad, el más electronegativo posea una mayor densidad electrónica (se dice densidad
de carga negativa , δ-), y el otro átomo (el de menor electronegatividad) poseerá una densidad
electrónica menor (densidad de carga positiva , δ+). Esa entidad, en donde existe separación de
cargas, recibe el nombre de dipolo. Tomemos como ejemplo el cloruro de hidrógeno:
δ−
Cl
δ+
H
Enlace covalente polar
La flecha indica la dirección hacia la que tienden a acumularse las nubes de electrones.
Si como se dijo, los diferentes enlaces pueden constituir dipolos, la contribución de todos los
enlaces de una molécula, causará que la misma también pueda poseer una distribución no uniforme de
densidades de carga electrónica, que provocará que también la molécula sea un dipolo. En estos casos,
la medida de la magnitud con que esa molécula sea capaz de constituir un dipolo se denomina
momento dipolar.
Para conocer si una molécula posee momento dipolar, no solo debe tenerse en cuenta la
diferencia de electronegatividad entre los átomos que la forman, sino que además debe considerarse su
forma, la disposición de sus átomos en el espacio. Las representaciones de las moléculas que se
mencionaron anteriormente (estructura de Lewis, fórmulas estructurales, fórmulas condensadas, etc.)
no representan la distribución espacial, sino que solo intentan dar una idea de las uniones entre los
3
átomos, por lo que no son adecuadas para el conocimiento sobre el momento dipolar de las moléculas.
Para ello debe tenerse en cuenta la geometría ("forma") correspondiente al orbital atómico de cada
átomo. Por ejemplo:
Molécula polar: CH2Cl2
Cl
Cl
C
=
H
Cl
C
Cl
H
dipolos entre átomos enlazados
Resultante de las
contribuciones
(suma vectorial)
H
H
dipolo molecular total
Molécula no-polar: CCl4
Cl
C
Cl
los dipolos entre los átomos se neutralizan en
magnitud y dirección, por lo que el momento
dipolar total es nulo.
Cl
Cl
Resonancia
Frecuentemente, un par de electrones es compartido por más de dos átomos, por lo que
existe más de una posibilidad de representar su estructura. Esas estructuras poseen el mismo
ordenamiento de átomos, pero diferente ordenamiento de los electrones, y cada una de ellas
representa sólo una contribución a la verdadera estructura molecular. La estructura real de la molécula
o el ión es el resultado de la contribución de todas las estructuras posibles, y es lo que se denomina un
híbrido de resonancia, o sea una contribución de todas esas estructuras, que se denominan
estructuras de resonancia.
Al escribir estructuras de resonancia los átomos no pueden cambiar de lugar, por lo tanto hay un
esqueleto de uniones simples que es común a todas.
En ninguna de las estructuras deben existir más de 8 electrones alrededor de los átomos (pero
puede existir un número menor; por ejemplo, para el caso de un átomo de carbono, se formularía un
carbocatión), por lo que sigue vigente la regla del octeto. (Siguen siendo excepciones los elementos
que expanden su octeto).
Veamos como ejemplo el ión etanoato (acetato): Tenemos dos posibilidades de representar su
estructura
O
CH3
C
O -
ó
CH3
O
C
O
-
A la hora de distinguir cuál de las dos es la correcta, no se encuentra ninguna diferencia que
permita descartar alguna, ambas cumplen con la regla del octeto y ambas poseen el mismo
ordenamiento de átomos, la única diferencia está en el ordenamiento de los electrones. Notemos que
en estas estructuras hay dos pares de electrones que están conjugados. Si se realizara una experiencia
para determinar la estructura que el ión posee, se encontraría que no corresponde a ninguna de las dos
dibujadas, sino a una combinación de ambas, en la cual los enlaces entre los átomos de carbono y
4
oxígeno no son ni simples ni dobles, y la carga negativa está repartida equitativamente entre los dos
átomos de oxígeno. A este tipo de situación se da el nombre de híbrido de resonancia.
Para representar el híbrido de resonancia se deben formular todas las estructuras
contribuyentes, sin repetir ninguna. Para generar una estructura contribuyente, se realiza el
desplazamiento de:
- un par de electrones no compartido, desde el átomo que lo posee hasta uno de los enlaces que dicho
átomo forma con alguno de los átomos vecinos.
- un par de electrones pi, desde un enlace doble o triple hasta uno de los enlaces covalentes vecinos
inmediatos;
- un par de electrones pi, desde un enlace doble o triple hasta uno de los átomos que comparten dicho
enlace (los electrones quedan como no compartidos). Siempre se debe respetar la regla del octeto:
O
CH3
C
O -
O
C
O
CH3
-
Para indicar el desplazamiento de un par de electrones se utiliza una flecha curva (
).
Para representar la relación entre las estructuras contribuyentes se utiliza una flecha de dos puntas ( ↔ ), y el
conjunto de todas las estructuras se ubica dentro de corchetes.
El híbrido de resonancia del ion acetato se puede representar de la siguiente manera:
O
CH3
- 1 /2
C
O - 1/2
(estructura promedio)
Veamos como segundo ejemplo las estructuras de resonancia del propenal (acroleína):
O
CH2 CH
C
O
CH2 CH
H
C
+
-
O
+CH CH
2
H
-
C
H
Lic. Ruiz, Diego M.
Bibliografía:
-
H. Hart; D. J. Hart, L. E. Craine, “Quimica Orgánica”, McGraw-Hill Interamericana, 5ta ed. , México,
1995.
A. Streitwieser, y C. Heathcock; “Química Orgánica”; McGraw Hill; Méjico, 1989.
5
GUÍA DE ISOMERÍA
• ANÁLISIS CONFORMACIONAL
• ISOMERÍA PLANA
• ESTEROISOMERÍA
1. Consideraciones generales y definiciones.
Composición
En un compuesto químico la composición indica el tipo y el número de átomos que constituyen una
molécula. Las fórmulas moleculares (ej. C3H6O) representan la composición de una sustancia.
Constitución o estructura
Indica el orden o secuencia en que los átomos están unidos entre sí al constituir las moléculas del
compuesto. Las fórmulas desarrolladas, estructurales o gráficas representan la constitución o estructura de
las sustancias.
Configuración
Es cada una de las distintas disposiciones relativas que adoptan, en el espacio, los átomos o grupos de
átomos que forman las moléculas de igual constitución
Conformación
Se aplica el término a cada una de las diferentes disposiciones relativas momentáneas, que adoptan en el
espacio los átomos y grupos de átomos que constituyen una molécula. Estas disposiciones son fácilmente
interconvertibles, debido a la libre rotación en torno de los enlaces covalentes simples, así como a la
flexibilidad de los ángulos de enlace.
Para la misma estructura y configuración, las moléculas pueden tomar distintas formas en el espacio. A la
forma particular que una molécula asume en un instante dado, se le denomina conformación.
Isómero
Dos o más compuestos orgánicos de igual fórmula molecular (o sea, igual composición), pero que
difieren al menos en una de sus propiedades, físicas, químicas o biológicas en estado fluido se denominan
isómeros.
El motivo de considerar las diferencias en estado fluido (líquido o gas), es que al estado sólido los
distintos comportamientos pueden derivar del estado cristalino de la sustancia (polimorfismo) y no de la
molécula en sí.
A la parte de la Química Orgánica que estudia estos fenómenos, se la conoce como isomería.
6
2. Representación gráfica de las moléculas
Las fórmulas moleculares de los compuestos orgánicos que comúnmente escribimos sobre el papel, no
muestran la forma real de las moléculas, ya que estas son agregados atómicos tridimensionales. Para
representar en el plano, la distribución espacial de los átomos, pude optarse entre varias alternativas:
Fórmulas en caballete
H
H
H
H
H
etano
Fórmulas en perspectiva
Figura 1
H
H
H
H
H
C
C
H
H etano
Figura 2
Las líneas continuas indican enlaces ubicados en el plano del papel; las líneas de trazos, enlaces hacia
atrás del plano del papel; los triángulos llenos (cuñas), indican enlaces por delante del plano del papel
(hacia el observador).
Fórmulas de Newman:
H
H
H
H
H
H
etano
Figura 3
Se mira el modelo a lo largo del eje de unión de dos de los carbonos que posee la molécula. Se representa
al carbono más próximo al observador por un punto, mientras que el C más lejano se simboliza con un
círculo, cuyo centro es el carbono de adelante. Los enlaces que parten de cada carbono, surgen del punto
y de la circunferencia como los rayos de una rueda.
H
(H)
(H)
H
H
(H)
etano
Figura 4
En caso que los sustituyentes del carbono anterior se superpongan con los del carbono posterior, éstos
últimos se dibujan con líneas punteadas, y los sustituyentes se escriben entre paréntesis.
Para describir la situación expuesta en la figura 4, se dice que los sustituyentes del carbono anterior
eclipsan a los del posterior.
7
3. Conformaciones
Conformaciones en moléculas acíclicas
Tomando como ejemplo al etano, vemos que su molécula está constituida por dos grupos metilos, unidos
por enlace simple. En la molécula real, cada metilo puede rotar –según el enlace C-C- con gran facilidad.
Así van adoptando distintas posiciones uno respecto del otro; cada una de estas posiciones es una
conformación. Salvo excepciones provocadas por dificultades mecánicas, todos los enlaces simples C-C
tienen rotación libre como sí mismos.
Utilizando para el estudio la representación de Newman para el etano, observamos tres tipos de
conformaciones: alternada (fig. 3), eclipsada (fig. 4) y oblicuas (todas las situaciones intermedias).
En la figura 3, los átomos de H del C-1 están alternados respecto al otro carbono, y viceversa. En la fig. 4
cada uno de los átomos de H del C-1 eclipsa a los del C-2.
Es conveniente destacar que las moléculas de distinta conformación no son isómeras. Los isómeros son
separables, unos de otros, con pocas excepciones. Los confórmeros (moléculas en diferentes
conformaciones) de una sustancia no son separables, en las condiciones comunes de trabajo.
Conformaciones en moléculas cíclicas
Las tendencias de los enlaces del carbono a adoptar la estructura tetraédrica en torno del C saturado, tiene
efectos interesantes en la geometría de compuestos carbocíclicos. Si los anillos fueran planos, los ángulos
de enlace C-C se alejarían bastante del valor normal para el átomo de carbono tetraligado, que es de 109º
28´:
Tabla 1:
Ángulos de enlace en los cicloalcanos planos
n
áng. de enlace
n
áng de enlace
n
áng de enlace
3
60°
7
128°34’
11
147°16’
4
90°
8
135°
12
150°
5
105°
9
140°
6
120°
10
144°
donde n = n° de átomos de C
en el ciclo
Las sustancias como el ciclopropano o el ciclobutano, poseen reactividad superior a la de cadenas
saturadas abiertas, o a la de anillos más grandes, debido a que poseen muy poca o ninguna capacidad para
plegarse y acomodar sus ángulos de enlace a valores próximos a 109º. Es así como estas moléculas se
encuentran ¨tensionadas¨ , y las sustancias son muy reactivas.
En el caso del ciclohexano, esta tensión provoca un plegamiento del anillo, y así resultan modelos planos
del mismo, en los cuales los ángulos de enlace poseen el valor normal de 109º 28´. En consecuencia, el
sistema no se presenta tensionado.
Uno de estos modelos es prácticamente rígido y se asemeja a una silla, mientras que el segundo es más
flexible y presenta la forma de bote, como se puede ver en la figura 5.
H
H
H
H
silla
8
CH2
CH2
H
H
H
H
CH2
CH2
H
H
H
H
H
H
H
H
bote
Fig. 5 Proyecciones de Newman de las conformaciones silla y bote del ciclohexano.
Los enlaces C-C a lo largo de los cuales se toma la proyección de Newman, son los observados según la
dirección indicada.
Los modelos de estas dos conformaciones muestran que todos los enlaces de la forma silla están
alternados, por lo que queda así el sistema libre de tensión. La forma bote, en cambio, posee átomos
completamente eclipsados.
Considerando nuevamente la forma silla, mediante el uso de modelos se observa que puede transformarse
en forma bote por inclinación de unos de sus extremos. Este proceso requiere cierta energía porque se
produce considerable tensión de los ángulos de enlace en el punto medio de la conversión de ambas
conformaciones.
a
e
a
e
e
a
a
e
e
a
e
a
a
e
e
e
a
a
a
e
a
e
e
a
Fig. 6 Posición de los sustituyentes en la interconversión de las formas silla
En el modelo de la formación silla (fig. 6) se observa que los sustituyentes pueden ocupar dos tipos de
posiciones al unirse con los átomos de C del anillo: una perpendicular al anillo, que se denomina posición
axial (letras a), y otra lateral, llamada posición ecuatorial (letras e). Al estar las dos formas sillas en
equilibrio, los sustituyentes pasan de la posición axial a la ecuatorial, y viceversa.
4. Isomería.
Tipos de isomería.
Isomería plana,
estructural o
constitucional:
Isomería espacial,
estereoisomería o
configuracional:
Isomería de cadena
Isomería de posición
) Isomería de compensación o funcional
) Tautomería
) Isomería geométrica o cis-trans
Isomería óptica
9
La isomería constitucional o plana considera el orden o secuencia en que se unen los átomos en la
molécula.
La isomería configuracional o estereoisomería tiene en cuenta la distribución u orientación espacial de los
átomos o grupos de átomos que forman la molécula.
ISOMERIA CONSTITUCIONAL
I) ISOMERÍA DE CADENA O ESQUELETO:
Aparece cuando los isómeros tienen igual fórmula molecular pero diferentes esqueletos.
Ejemplo:
H3C CH2 CH2 CH3
H3C
CH
CH3
CH3
Isobutano (metil propano)
n-butano
II) ISOMERÍA DE POSICIÓN:
Se produce cuando un átomo o grupo ocupa posiciones diferentes sobre el mismo esqueleto
carbonado.
Ejemplo:
Cl
Cl
CH2 CH2 CH3
CH3 CH CH3
2-cloropropano
1-cloropropano
III) ISOMERÍA DE COMPENSACIÓN O FUNCIONAL:
Depende de la diferente forma de unión de los átomos que originan así distintos grupos funcionales
(siempre con fórmula molecular común).
Ejemplo:
HO
CH2 CH3
CH3
etanol
O
CH3
metoximetano
IV) TAUTOMERÍA:
Es el equilibrio dinámico entre dos isómeros espontáneamente interconvertibles, por migración de uno
de sus átomos y redistribución de electrones. No se está ante una sola sustancia, sino ante una mezcla de
especies químicas diferentes, en equilibrio, que se transforman recíprocamente. En la mezcla se encuentra
en mayor proporción el tautómero más estable. En algunos casos los tautómeros son separables de la
mezcla que forman, se llaman desmótropos (caso del acetilacetato de etilo en que puede separarse la
forma ceto de la forma enol). Otros tautómeros no son separables (pseudómeros), dada la gran velocidad
con que se transforman uno en el otro.
10
Ejemplos:
propanona
CH3
CH3
C
H2C
C
O
OH
CH2
H
f
f
forma ceto
La tautomería
involucra
migración de
un protón,luego
se denomina
prototropía
l
forma enol
CH3
CH3
acetilacetato de etilo
(3-oxobutanoato de etilo)
C
C
O
OH
CH
HC
H
O=C-O-C2H5
O=C-O-C2H5
forma ceto
forma enol
ESTEREOISOMERIA (ISOMERIA CONFIGURACIONAL)
I) ISOMERÍA GEOMÉTRICA:
Aparece en algunos compuestos orgánicos como consecuencia de la anulación de la libre rotación
alrededor de enlaces simples. Los isómeros geométricos tienen diferentes propiedades físicas y químicas
y a menudo también biológicas.
Por ejemplo:
Fórmula constitucional
H3C-CH=CH-CH3
Nombre
cis-2-buteno
trans-2-buteno
Propiedad
punto de ebullición: 1ºC
punto de ebullición: 3,7ºC
HOOC-CH=CH-COOH
ácido maleico
ácido fumárico
punto de fusión: 130ºC
punto de fusión: 300ºC
En los ejemplos dados, como en numerosos otros, la existencia de pares de isómeros está determinada
por la existencia del enlace doble C=C. Los dos átomos de carbono unidos por el doble enlace y los
cuatro átomos unidos a ellos, están en un mismo plano; y al no estar permitida la rotación libre, si los dos
grupos unidos a cada átomo de C son diferentes, resultan dos isómeros (si los dos grupos unidos a un
átomo de C son iguales sólo es posible un compuesto). En el primer caso, a uno de los isómeros se lo
denomina “cis” y al otro “trans”.
Isómero cis es el que presenta los sustituyentes más semejantes (sobre los átomos de C vinculados por el
enlace doble) del mismo lado con respecto al doble enlace (puede imaginarse un plano, longitudinal y
perpendicular a la molécula, que sirva como referencia).
Isómero trans es aquél en el cual los sustituyentes más semejantes (sobre cada uno de los carbonos de la
unión doble) están a través del doble enlace o del plano de referencia.
Ejemplos:
11
H3C
H3C
CH3
C
C
C
H
H
H
H
C
CH3
trans-2-buteno
cis-2-buteno
En el caso de los ácidos maleico y fumárico, el maleico es el ácido cis-butenodioico, el fumárico es el
trans-butenodioico.
HOOC
HOOC
COOH
C
C
C
H
H
C
H
H
COOH
ácido trans-butenodioico
(ác.fumárico)
ácido cis-butenodioico
(ác.maleico)
Cuando una molécula posee un número n de dobles enlaces, se tienen 2n isómeros, y en el caso que
alguno de los C de los dobles enlaces esté sustituido idénticamente, el número de estos isómeros decrece.
La estabilidad relativa de los isómeros geométricos puede indicarse según el postulado “dos objetos no
pueden ocupar el mismo espacio a un mismo tiempo”, por tal razón, y más aún cuando los grupos unidos
a los carbonos del doble enlace son voluminosos, los isómeros trans tienen mayor estabilidad comparados
con los cis. Por ejemplo, el trans-estilbeno es más estable que el cis-estilbeno (los grupos fenilo son
voluminosos y resultan muy apiñados en el isómero cis).
H
C
C
C
H
C
trans-estilbeno
H
H
cis-estilbeno
Aparece también isomería geométrica en compuestos cíclicos, donde la libre rotación según enlaces
simples está impedida porque los átomos forman anillos (aunque la molécula no lleve doble enlace). Para
considerar cuál es el isómero cis y cuál el trans en compuestos de este tipo, se considera que el anillo es
hipotéticamente plano; se toma como isómero cis al que lleva los dos sustituyentes de un mismo lado con
respecto al plano del anillo, y como trans al isómero que los lleva de lados opuestos.
Ejemplo:
ácido ciclopentano-1,2-dicarboxílico
H
H
H
H
H
H
H
H
COOH
H
H
COOH
H
H
H
H
COOH
H
COOH
H
isómero trans-
isómero cis-
Del mismo modo que para los alquenos, si en un ciclo no hay al menos dos átomos de C que llevan
diferentes sustituyentes, no existe isomería geométrica.
12
Trabajo Practico N°3
ESTRUCTURA MOLECULAR, ISOMERÍA PLANA O ESTRUCTURAL Y ESTEREOISOMERÍA
(parte I): ISOMERÍA GEOMÉTRICA
Cuestionario
Temario: Estructura de Lewis. Carga formal. Número de oxidación. Polaridad. Resonancia.
Isomería estructural: isómeros de cadena, de posición y de función. Tautomería.
Estereoisomería geométrica: cis-trans en alquenos y ciclos.
Bibliografía:. - William H. Brown, "Introducción a la Química Orgánica". Compañía Editorial
Continental, México, 2002. -H. Hart; D. J. Hart, L. E. Craine, „Quimica orgánica“, McGrawHill Interamericana, 5ta ed. 1995, México - Guía de Trabajos Prácticos - Clases teóricas.
1) Represente la Estructura de Lewis y calcule la carga formal del atomo de carbono de los siguientes
compuestos:
a) metano
b)metanal
c)diclorometano d) monoxido de carbono
e)acido formico
f) acetileno g) dioxido de carbono
2) Calcule la carga formal de todos los atomos en los siguientes ejemplos:
a) dimetilsulfoxido
b) cloruro de amonio
c) dimetilsulfona d) ion carbonato
3)¿Que puede concluir comparando la carga formal de todos los atomos en los casos 1-g y
2-d?
4) Calcular el número de oxidación de los átomos de carbono en los siguientes compuestos:
a) metano
b) tetracloruro de carbono c) metanol
d) etanolf) metilamina
g) etanal h) propanona
i) ácido acético j) etanamida
5) Indicar si las siguientes moléculas son polares o no polares:
a) metano
b) clorometano c) diclorometano d)tetracloruo de carbono
e) etano f) metanol
6) Escribir las estructuras de resonancia posibles para los siguientes compuestos:
a) anión propanoato
b) catión 2-propenilo
c) 5-hexen-3-ona.
7) La droga alucinógena mescalina presenta la siguiente composicion porcentual: C: 62,54%, H: 8,11: N: 6,63%
: O:23,72%. ¿Cuál es su fórmula empirica? La mescalina presenta un peso molecular de 211,25. ¿Cual su
formula molecular?
8) La jazmona , un compuesto odorífero aislado de las flores del jazmines estimada por su uso en perfumería. Al
analizar una muestra pura de jazmona se encontró que contenía 80,7% de C y 9,7% de H. Su peso molecular es
de 164. ¿Cual es la formula molecular de la jazmona?
Isomería plana o estructural:
9) Defina qué condiciones deben reunir dos compuestos para ser isómeros entre sí. Dé tres ejemplos.
10) ¿Qué tipos de isomería puede mencionar comprendidos en la llamada isomería plana o estructural?
Describa brevemente cada una de ellas.
11) Escriba los nombres y fórmulas estructurales de los isómeros de cadena correspondientes a las siguientes
b) C5H10
fórmulas moleculares: a) C5H12
12) Escriba los nombres y las formulas estructurales de los siguientes isómeros de posición
a) pentanoles b) propanodioles
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13) Indique si las estructuras siguientes corresponden a isómeros o si se trata del mismo compuesto:
H
H
C
Cl
Cl
H
Cl
C
H
Cl
14) Escriba los nombres y las fórmulas de los isómeros de posición posibles de: C4H9Br.
15) Escriba los nombres y las fórmulas de los isómeros de función posibles de: C3H6O.
16) Explique que es la tautomería. Indique mediante las estructuras correspondientes, la tautomería de los
siguientes compuestos: etanal , propanona , ácido pirúvico (ácido 2-oxopropanoico).
Estereoisomería (parte I): isomería geométrica:
17) Explique cuál es causa por la que la aparece isomería geométrica en algunos compuestos orgánicos.
18) Explique qué sucede con las propiedades físicas y químicas de los isómeros geométricos (o cis-trans). Cite
ejemplos.
19) Señale que pautas se siguen para decidir que isómero es el E y cual es el Z.
H
C2H5
Br
Cl
20) Escriba las fórmulas espaciales de los ácidos maleico y fumárico. Nómbrelos según I.U.P.A.C.
incluyendo su nomenclatura configuracional.
21) Considere el caso de un ciclopropano disustituído: ¿Es posible la existencia de isómeros
geométricos? Acompañe su respuesta escribiendo la(s) estructura(s) correspondiente(s).
22) Explique cómo se describe un ciclopropano que representa tres sustituyentes diferentes. Cite un ejemplo.
23) En el caso del 1,2-difenileteno: ¿Cuál de los isómeros será más estable? Escriba las estructuras y justifique
su respuesta.
24) Indique cuales de los siguientes compuestos presenta isómería geométrica:
a) ácido 2-butenóico
b) bromuro de 2-propenilo
c) 2-metilpropeno
d) 3-metil-2-pentenamida
Escriba las fórmulas espaciales de los isómeros correspondientes y nómbrelos correctamente.
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Quimica Orgánica
Estructura Molecular e Isomería -- Ejercicios Adicionales
1) Calcular el número de oxidación de los átomos de carbono en los siguientes compuestos:
a) metano
b) tetracloruro de carbono c) metanol
g) etanal h) propanona
d) etanolf) metilamina
i) ácido acético j) etanamida
k) etanonitrilo
¿Qué conclusiones puede sacar con respecto al orden de prioridad funcional establecido por la IUPAC?
2) Indicar si las siguientes moléculas son polares o no polares:
a) metano
b) clorometano c) diclorometano d) tetracloruro de carbono
e) etano f) metanol
g) ácido nonanoico
3) Escribir las estructuras de resonancia posibles para los siguientes compuestos:
a) anión propanoato
b) catión 2-propenilo
c) 5-hexen-3-ona. d) anión fenóxido
4) a) Escribir las estrcuturas de resonancia de los siguientes cationes:
i) + CH2 CH CH CH3
ii)
+
b) ¿Qué productos se esperaría que se formen entre cada una de las estructuras que escribió y el anión
cloruro?
5) El análisis de un hidrocarburo arrojó la siguiente composición: 92% de C y 8% de H. La determinación de su
peso molecular arrojó un valor de 78.
a)
Determinar cuál será la fórmula mínima.
b) Determinar cual será la fórmula molecular.
c)
Escribir las estructuras de todos los isómeros planos que pueda presentar el compuesto.
6) Escribir los nombres y fórmulas estructurales de los isómeros de cadena que corresponden a las siguientes
fórmulas moleculares:
a) C6 H14
b) C5 H10
7) Escribir nombres y fórmulas estructurales de los isómeros de posición de:
a) 1-hexeno
b) 4-clorobenzaldehído
c) ácido 3-hidroxipentanoico
d) Todos los isómeros de posición correspondientes a C5H9BrO (cetonas).
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8) Escribir fórmulas estructurales y nombres para tres isómeros funcionales de:
a) C4 H9 NO
b) C3H6O
9) Escribir las fórmulas espaciales de los isómeros geométricos de:
a) 3-metil-2-penteno
b) 1-bromo-3-clorociclopentano
c) 1,2,3,4,5,6-hexaclorociclohexano
d) 2-fluoro-2-buteno
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