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.

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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

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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

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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.

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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.

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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.

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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

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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

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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.

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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:

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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.

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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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