2. FORMULAS ESTRUCTURALES DE LEWIS

Las fórmulas moleculares solamente indican la clase y el número de átomos de cada clase presentes en una molécula (C4H1O para el butano, por ejemplo). Las fórmulas estructurales muestran la disposición de los átomos en una molécula [véase Fig. 1.1(¦)]. La valencia covalente (covalencia o número de enlaces covalentes que suelen formar) de los elementos más frecuentes se indican en la Tabla 1.1. Su conocimiento permite escribir estructuras de Lewis (y que especifican también los electrones no compartidos). Los elementos multicovalentes, como C, O y N, pueden formar enlaces múltiples, como indica la Tabla 1.2. En las fórmulas estructurales condensadas o semidesarrolladas todos los hidrógenos y grupos ramificados se escriben inmediatamente tras el átomo de carbono al que van unidos. Así, la fórmula condensada para el isobutano [Fig. 1.1(b)] es CH3H(CH3)2.

Problema 1.4. (a) ¿Están relacionadas las covalencias de la Tabla 1.1 y el número de grupo (número de electrones de valencia)? (b) ¿Alcanzan todos los elementos de la Tabla 1.1 un octete de electrones de valencia en su estado enlazado? (c) ¿Por qué no se incluyen elementos del grupo 1 en la Tabla 1.1?

(a)   Sí. Para los elementos de los grupos 4 a 7, la covalencia = 8 – (número de grupo).

(b)  No. Los elementos de los grupos 4 a 7 alcanzan el octete, pero los elementos de los grupos 2 y 3 tienen menos de un octete. (Los elementos del período 3 y superiores, como Si, S y P, pueden alcanzar más de un octete de electrones de valencia.)

Tabla 1.1. Covalencias del H y elementos del segundo periodo de los grupos 2 a 7

Tabla 1.2. Enlaces covalentes normales

(c)   Forman enlaces iónicos en lugar de covalentes. (Los elementos más pesados de los grupos 2 y 3 también forman principalmente enlaces iónicos. En general, cuando se desciende a lo largo de un grupo, aumenta la tendencia al enlace iónico.)

La mayoría de las moléculas que contienen carbono son tridimensionales. En el metano, los enlaces del carbono forman ángulos iguales entre sí, con un valor de 1O9,5° y los cuatro hidrógenos ocupan los vértices de un tetraedro regular cuyo centro está ocupado por el átomo de carbono. La relación espacial se indica en la Figura 1.2(a) (proyección de Newman) o en la Figura 1.2(b) (proyección de «cuña»). Excepto para el eteno, que es plano, y el etino, que es lineal, las estructuras de la Figura 1.1 son todas tridimensionales.

Los compuestos orgánicos muestran ampliamente la existencia de isómeros, que son compues­tos que tienen la misma fórmula molecular, pero diferentes fórmulas estructurales y, por consiguien­te, poseen diferentes propiedades. Este fenómeno de isomería se ilustra con el isobutano y el n–butano en la Figura 1.1(a) y (b). El número de isómeros aumenta al aumentar el número de átomos de las moléculas orgánicas.

Problema 1.5. Escriba las fórmulas estructurales y condensadas (semidesarrolladas) para (a) tres isómeros con la fórmula molecular C5H12, y (b) dos isómeros con la fórmula molecular C3H6.

(a) El carbono forma cuatro enlaces covalentes; el hidrógeno forma uno. Los carbonos pueden enlazarse entre sí formando una cadena:

o puede haber ramificaciones (marcadas con un círculo en la Fig. 1.3) sobre la cadena básica lineal (contenida en un rectángulo).

(b)      Podemos tener un doble enlace o un anillo.

Problema 1.6. Escriba las estructuras de Lewis para (a) hidrazina, N2H4; (b) fosgeno, COC12; (c) ácido nitroso, HNO2.

En general, han de enlazarse los átomos multicovalentes entre sí y unirles luego, para alcanzar su covalencia normal, los átomos univalentes (H, Cl, Br, I y F). Si el número de átomos univalentes es insuficiente para este propósito, se utilizarán enlaces múltiples o la formación de un anillo. En estado enlazado, los elementos del segundo período (C, N, O y F) deben tener ocho electrones (un octete), pero no más. Además, el número de electrones mostrado en la estructura de Lewis debe ser igual a la suma de todos los electrones de valencia de los átomos individuales en la molécula. Cada enlace representa un par de electrones compartido.

(a)   El N necesita tres enlaces covalentes y el H, uno. Cada N está unido al otro N y a dos H,

(b)  C está unido a O y a ambos Cl. Para satisfacer la tetravalencia de C y la divalencia de O, se sitúa un doble enlace entre estos átomos:

(c)   El átomo con la mayor covalencia, en este caso N, es generalmente el átomo más central. Por ello hemos de enlazar ambos O al N. El H se enlaza a uno de los átomos de O y se sitúa un doble enlace entre el N y el otro O. (Compruebe que la unión directa del H al N no conduciría a una estructura viable.)

Problema 1.7. ¿Por qué ninguna de las estructuras de Lewis para el COC12 propuestas a continuación es correcta?

El número total de los electrones de valencia que debe aparecer en la estructura de Lewis es 24, pues [2 x 7](2C1) + 4(C) + 6(O). Las estructuras (b) y (c) pueden rechazarse porque muestran sólo 22 electrones. Además, en (b), O  tiene 4 en lugar de 2 enlaces y en (c), un Cl tiene 2 enlaces. En (a), C y O no presentan sus covalencias normales. En (d), O tiene 1O electrones, aunque no podría tener más de un octete.

Problema 1.8. Escriba las fórmulas estructurales de (a) C2H4, y (b) C2H2.

En ambos casos, los C están enlazados entre sí, pero no hay suficientes H para satisfacer la tetravalencia de C. Dado que con sólo dos C no es posible un anillo, han de existir enlaces múltiples:

Problema 1.9. Use la regla del octete de Lewis–Langmuir para escribir las estructuras de «electrón–punto» para (a) HCN; (b) CO2; (c) CC14, y (d) C2H6O.

(a)  Unase el H al C, dado que el C tiene mayor covalencia que el N. Las covalencias normales de N y C se satisfacen con un enlace triple. Así, H–C=N es la estructura de Lewis correcta.

(b)   El C está unido a ambos O por enlaces dobles para alcanzar las covalencias normales:

(c)       Cada uno de los cuatro Cl está unido por un enlace simple al C tetravalente para dar:

(d)   Los tres átomos multicovalentes pueden estar unidos como C–C–O y como C–O–C. Si los seis H están situados de modo que C y O adquieren sus covalencias usuales de 4 y 2 respectivamente, podemos escribir dos estructuras de Lewis correctas (isómeros):

Problema 1.10. Determine la carga positiva o negativa, si existe, en cada una de las siguientes estruc­turas:

La carga de una especie es numéricamente igual al número total de electrones de valencia de los átomos sin enlazar, menos el número total de electrones mostrados en la estructura de Lewis (como enlaces o como puntos).

(a)   La suma de los electrones de valencia (6 para O, 4 para C y 3 para los tres H) es 13. La fórmula electrón–punto muestra 14 electrones, luego la carga neta es 13 – 14 = –1. La especie es el anión metóxido.

(b)   No hay carga en la molécula de formaldehído, porque los doce electrones de la estructura equivalen al número de electrones de valencia, es decir, 6 para O, 4 para C y 2 para dos H.

(c)   Esta especie es neutra, porque hay 13 electrones en la fórmula y 13 electrones de valencia: 8 para dos C y 5 para cinco H.

(d)   Hay 15 electrones de valencia: 6 del O, 5 del N y 4 de los cuatro H. La estructura de Lewis muestra 14 electrones. Tiene una carga de 15 – 14 = + 1 y es el catión hidroxilamonio [H3NOH] +.

(e)   Hay 25 electrones de valencia, 21 de tres Cl y 4 del C. La fórmula de Lewis muestra 26 electrones. Tiene una carga de 25 – 26 = –1 y es el ion triclorometanuro : CC13 -.

 

 

* Existe como B2H6.