FORMULAS ESTRUCTURALES DE MOLÉCULAS ORGÁNICAS.pdf

1. 1.6 FÓRMULAS ESTRUCTURALES DE MOLÉCULAS ORGÁNICAS
La mayor parte de los compuestos orgánicos son más complicados que los ejemplos que se han
visto hasta ahora y requieren un enfoque más sistemático para escribir sus fórmulas estructu-
rales. El enfoque esbozado en la tabla 1.5 comienza (paso 1) con la fórmula molecular que in-
dica qué átomos y cuántos de cada uno están presentes en el compuesto. A partir de la fórmula
molecular se calcula el número de electrones de valencia (paso 2).
En el paso 3 se establece una estructura parcial que muestra el orden en que los átomos
están conectados. Esto se llama conectividad de la molécula y casi siempre se determina ex-
perimentalmente. En general el carbono tiene cuatro enlaces, el nitrógeno tres y el oxígeno dos.
En la química orgánica sucede con frecuencia que dos o más compuestos diferentes tienen la
misma fórmula molecular, pero conectividades diferentes. El etanol y el éter dimetílico, los
ejemplos que se muestran en la tabla, son compuestos diferentes con propiedades diferentes,
pero tienen la misma fórmula molecular (C2H6O). El etanol es un líquido con un punto de ebu-
llición de 78°C. El éter dimetílico es un gas a temperatura ambiente; su punto de ebullición es
24°C.
Los compuestos diferentes que tienen la misma fórmula molecular se clasifican como
isómeros. Los isómeros pueden ser isómeros constitucionales (difieren en conectividad) o es-
tereoisómeros (difieren en el arreglo de los átomos en el espacio). Los isómeros constitucio-
nales también se llaman isómeros estructurales. El etanol y el éter dimetílico son isómeros
constitucionales entre sí. Los estereoisómeros se introducirán en la sección 3.11.
La estructura de los enlaces covalentes revelada por la información de conectividad ex-
plica 16 de los 20 electrones de valencia en C2H6O (paso 4). Los restantes cuatro electrones de
valencia son asignados a cada oxígeno como dos pares no compartidos en el paso 5 para com-
pletar las estructuras de Lewis del etanol y del éter dimetílico.
20 CAPÍTULO UNO La estructura determina las propiedades
(continuación)
El enlace HOF está polarizado de manera que el hidrógeno es
parcialmente positivo (azul) y el flúor parcialmente negativo (ro-
jo). Debido a que el hidrógeno es más electronegativo que el li-
tio, el enlace HOLi está polarizado en el sentido opuesto,
haciendo al hidrógeno parcialmente negativo (rojo) y al litio par-
cialmente positivo (azul).
Con frecuencia se usarán mapas del potencial electrostáti-
co para ilustrar la distribución de cargas tanto en moléculas or-
gánicas como inorgánicas. Sin embargo, es necesario hacer una
advertencia. Está bien contar con mapas del potencial electros-
tático de una molécula, pero debe tenerse cuidado cuando se
comparan mapas de diferentes moléculas. La razón para esto es
que se usa toda la gama de colores de rojo hasta azul para ha-
cer un mapa del potencial electrostático, sin tener en cuenta si
la diferencia de la carga es grande o pequeña. Esto es evidente
en los mapas del potencial electrostático HOF y HOLi que se
acaban de mostrar. Si, como se muestra en el siguiente mapa,
se usa el mismo intervalo de colores para HOF que se usó pa-
ra HOLi, se verá que el H es menos azul que antes y el F es
menos rojo.
Por tanto, los mapas del potencial electrostático pueden dar una
imagen exagerada de la distribución de la carga cuando se usa
toda la gama de colores. En la mayoría de los casos, esto no im-
portará mucho en tanto que se esté más interesado en la distri-
bución dentro de una sola molécula. En aquellos pocos casos
donde se quieran comparar tendencias en una serie de molécu-
las, se usará una escala común y se señalará. Por ejemplo, los
mapas de los potenciales electrostáticos de H2, F2 y HF que se
compararon en la página 18 se hicieron usando la misma esca-
la de colores.
HOF
El sufijo -mero en la palabra “isó-
mero” se deriva de la palabra grie-
ga meros, que significa “parte”,
“compartir” o “porción”. El prefijo
iso- también proviene del griego
(isos, que significa “lo mismo”).
Por tanto, los isómeros son molé-
culas diferentes que tienen partes
iguales (composición elemental).
PROBLEMA 1.10
Escriba fórmulas estructurales para todos los isómeros constitucionales que tienen la fórmula mo-
lecular que se indica.
a) C2H7N b) C3H7Cl c) C3H8O
SOLUCIÓN MUESTRA a) La fórmula molecular C2H7N requiere 20 electrones de va-
lencia. Dos carbonos contribuyen con un total de ocho, el nitrógeno contribuye con cinco y siete
hidrógenos contribuyen con un total de siete. El nitrógeno y dos carbonos pueden conectarse en

2. 1.6 Fórmulas estructurales de moléculas orgánicas 21
el orden CNN o CNC. Suponiendo cuatro enlaces para cada carbono y tres para el nitrógeno, se
escriben estas conectividades como:
Se coloca un hidrógeno en cada uno de los siete enlaces disponibles de cada estructura.
Los nueve enlaces en cada fórmula estructural explican 18 electrones. Se agrega un par de elec-
trones no compartido a cada nitrógeno para completar su octeto y dar un total de 20 electrones
de valencia como lo requiere la fórmula molecular.
Los dos son isómeros constitucionales.
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
O
HOCOCONOH
H
A
A
H
H
A
A
H
Q
A
H
HOCONOCOH
y
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
HOCOCONOH
H
A
A
H
H
A
A
H
A
H
HOCONOCOH
y
A
A
A
A
A
OCOCONO
A
A A
A
A
OCONOCO
y
TABLA 1.5 Un enfoque sistemático para escribir estructuras de Lewis
Paso Ilustración
1. Se determina la fórmula molecular de manera experimental.
2. Con base en la fórmula molecular, se cuenta
el número de electrones de valencia.
3. Conociendo la conectividad se unen átomos enlazados
compartiendo un par de electrones ( ) representados
por una línea (O).
4. Se cuenta el número de electrones en los enlaces (el doble
del número de enlaces) y se resta esto del número total de
electrones de valencia para obtener el número de electrones
que queda por agregar.
5. Se agregan electrones en pares de modo que tantos átomos
como sea posible tengan ocho electrones. Por lo general es
mejor comenzar con el átomo más electronegativo.
(El hidrógeno está limitado a dos electrones).
Bajo ninguna circunstancia un elemento de la segunda fila
como C, N u O puede tener más de ocho electrones de
valencia.
6. Se calculan las cargas formales. (Esto se expondrá
en la sección 1.7).
Tanto el etanol como el éter dimetílico tienen la fórmula
molecular C2H6O.
En C2H6O, cada hidrógeno contribuye con un electrón
de valencia, cada carbono contribuye con cuatro y el
oxígeno contribuye con seis para un total de 20.
El oxígeno y los dos carbonos están conectados en el
orden CCO en el etanol y COC en el éter dimetílico.
La conectividad y el hecho de que el carbono tiene
cuatro enlaces en moléculas neutras permiten colocar
los hidrógenos del etanol y el éter dimetílico.
Las fórmulas estructurales en el paso 3 contienen ocho
enlaces, que explican 16 electrones. Debido a que
C2H6O contiene 20 electrones de valencia, se necesitan
cuatro más.
Ambos carbonos ya tienen octetos completos en las es-
tructuras mostradas en el paso 3. Los cuatro electrones
restantes se agregan a cada oxígeno, como dos pares no
compartidos, para completar su octeto. Las estructuras
de Lewis son:
Se calculan las cargas formales. (Esto se expondrá
en la sección 1.7.)
S
HOCOCOOOH HOCOOOCOH
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
A
H
Etanol Éter dimetílico
HOCOCOOOH HOCOOOCOH
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
A
H
Etanol Éter dimetílico
M
M
M
M

3. Los químicos orgánicos usan varios atajos para acelerar la escritura de fórmulas estruc-
turales. A veces se omiten pares de electrones no compartidos, pero sólo cuando se tiene la su-
ficiente confianza en la propia capacidad de contar electrones para saber cuándo están
presentes y cuándo no. En las fórmulas estructurales condensadas se omiten algunos, mu-
chos o todos los enlaces covalentes y se usan subíndices para indicar el número de grupos idén-
ticos agregados a un átomo en particular. Esta forma de simplificación sucesiva se muestra para
el éter dimetílico.
se puede escribir como CH3CH2OCH2CH3 o condensada aún más como (CH3CH2)2O.
Escribir fórmulas estructurales para moléculas orgánicas pronto se vuelve rutina y puede
simplificarse aún más. Por ejemplo, una cadena de átomos de carbono puede representarse di-
bujando todos los enlaces COC mientras se omiten los carbonos individuales. Los dibujos es-
tructurales resultantes pueden simplificarse aún más quitándoles los hidrógenos.
CH3CH2CH2CH3 se vuelve simplificado a
H
H
H H
H H
±
±
H H
±
±
±
H H
±
±
±
± ±
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
A
H
H
A
A
H
HOCOCOOOCOCOH
22 CAPÍTULO UNO La estructura determina las propiedades
PROBLEMA 1.11
Dibuje las siguientes fórmulas condensadas de modo que muestren todos los enlaces y los pares
de electrones no compartidos.
a) HOCH2CH2NH2 d) CH3CHCl2
b) (CH3)3CH e) CH3NHCH2CH3
c) ClCH2CH2Cl f) (CH3)2CHCHPO
SOLUCIÓN MUESTRA a) La molécula contiene dos átomos de carbono, los cuales
están enlazados entre sí. Ambos carbonos están unidos a dos hidrógenos. Un carbono está unido
al grupo HOO; el otro está unido al ONH2.
Cuando se muestra la conectividad, no es necesario preocuparse por la orientación espacial de
los átomos. Hay muchas otras formas correctas de representar la constitución mostrada. Lo im-
portante es mostrar la conectividad OCCN (o su equivalente NCCO) y tener el número correcto de
hidrógenos en cada átomo.
Para localizar los pares electrónicos no compartidos, primero se cuenta el número total de
electrones de valencia que aportan a la molécula los átomos que la forman. Cada hidrógeno con-
tribuye con uno, cada carbono con cuatro, el nitrógeno con cinco y el oxígeno con seis, para un
total de 26. La conectividad muestra diez enlaces, lo que justifica 20 electrones; por consiguien-
te, seis electrones deben presentarse como pares no compartidos. Se agregan pares de electro-
nes al oxígeno y al nitrógeno de modo que completen sus octetos, dos pares no compartidos al
oxígeno y uno al nitrógeno.
Con la práctica, comenzará a recordar patrones de distribución de electrones. Un oxígeno neutro
con dos enlaces tiene dos pares de electrones no compartidos. Un nitrógeno neutro con tres en-
laces tiene un par no compartido.
H±O±C±C±N±H
H
W
W
H
H
W
H
W
W
H
H±O±C±C±N±H
H
W
W
H
H
W
H
W
W
H

4. En estas representaciones simplificadas, llamadas fórmulas de enlace con líneas o dia-
gramas de esqueleto de carbono, los únicos átomos escritos de manera específica son aque-
llos que no son carbono ni hidrógeno. Sin embargo, sí se muestran los hidrógenos enlazados a
estos heteroátomos.
1.7 CARGA FORMAL
Las estructuras de Lewis con frecuencia contienen átomos que llevan una carga positiva o ne-
gativa. Si la molécula en conjunto es neutra, la suma de sus cargas positivas debe ser igual a la
suma de sus cargas negativas. Un ejemplo es el ácido nítrico, HNO3:
Tal como está escrita, la fórmula de Lewis para el ácido nítrico presenta diferentes patro-
nes de enlace para sus tres oxígenos. Un oxígeno tiene un enlace doble con el nitrógeno, otro
tiene un enlace sencillo tanto con el nitrógeno como con el hidrógeno, y el tercero tiene un en-
lace sencillo con el nitrógeno y una carga negativa. El nitrógeno tiene carga positiva. Las car-
gas positiva y negativa se llaman cargas formales, y la estructura de Lewis del ácido nítrico
estaría incompleta si se omitieran.
Las cargas formales se calculan contando el número de electrones “que posee” cada áto-
mo en una estructura de Lewis y comparando este conteo de electrones con el del átomo neu-
tro. La figura 1.5 ilustra cómo se cuentan los electrones para cada átomo en el ácido nítrico.
H±O±N
O
O
œ
±
CH3CH2CH2CH2OH se vuelve
se vuelve
OH
Cl
W
C
H2C
W W
H2C
CH2
CH2
±
C
H2
±
H
±
±
Cl
±
±
1.7 Carga formal 23
PROBLEMA 1.12
Dibuje las siguientes representaciones de enlaces con líneas para mostrar todos los átomos, in-
cluyendo carbonos e hidrógenos.
a) c)
b) d)
SOLUCIÓN MUESTRA a) Hay un carbono en cada ángulo de la cadena y en los ex-
tremos de la misma. Cada uno de los 10 átomos de carbono se une al número apropiado de hi-
drógenos para formar cuatro enlaces.
De manera alternativa, la estructura podría escribirse como CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
o en forma condensada como CH3(CH2)8CH3.
H±C±C±C±C±C±C±C±C±C±C±H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
H
W
W
H
HO