Recursamiento de QuímicaManual de resúmenes

23/08/2010Diana Laura Cisneros Ochoa Q.B.P: Aurora Obregón Vélez CBTis 134

INDICE

1.- Balanceo de ecuaciones -------------------------------------------------------------------------- 1.1.- Método Tanteo ------------------------------------------------------------------------------ 1.2.- Método algebraico ------------------------------------------------------------------------- 1.3.- Método redox -------------------------------------------------------------------------------

2.- Unidades Químicas: Peso atómico ------------------------------------------------------------ 2.1.- Átomo gramo ------------------------------------------------------------------------------- 2.2.- Peso molecular ----------------------------------------------------------------------------- 2.3.- Molécula gramo ---------------------------------------------------------------------------- 2.4.- Mol -------------------------------------------------------------------------------------------- 2.5.- Volumen molar -----------------------------------------------------------------------------

3.- Problemas Estequiometricos ------------------------------------------------------------------- 3.1.- relación en mol-mol ----------------------------------------------------------------------- 3.2.- relación masa-masa ----------------------------------------------------------------------- 3.3.- relación masa-volumen ------------------------------------------------------------------- 3.4.- relación volumen-volumen --------------------------------------------------------------

4.- Soluciones -------------------------------------------------------------------------------------------

5.- Concentración -------------------------------------------------------------------------------------- 5.1.- porcentual ----------------------------------------------------------------------------------- 5.2.- en peso --------------------------------------------------------------------------------------- 5.3.- en volumen ----------------------------------------------------------------------------------

6.- Normalidad ------------------------------------------------------------------------------------------

7.- Molalidad --------------------------------------------------------------------------------------------

8.- Molaridad ---------------------------------------------------------------------------------------------

9.- Ácidos y bases ---------------------------------------------------------------------------------------- 9.1.- Teorías acido base -------------------------------------------------------------------------- 9.2.- Conceptos de pH y poH -------------------------------------------------------------------- 9.3.- Neutralización --------------------------------------------------------------------------------

10.- Química del carbono ------------------------------------------------------------------------------ 10.1.- estructura de compuestos orgánicos ------------------------------------------------- 10.2.- Características del átomo del carbono ----------------------------------------------- 10.3.- Hibridación sp3, sp2 y sp del carbono ------------------------------------------------

10.4.- Tipos de cadena: lineales y arborescentes, saturadas e insaturadas --------- 10.5.- Formula condensada, semidesarrollada y desarrollada -------------------------- 10.6.- Carbonos primarios, secundarios y terciarios --------------------------------------- 11.- Isomería ---------------------------------------------------------------------------------------------- 11.1.- Isomería estructural o de cadena ------------------------------------------------------ 11.2.- Isomería de posición o de lugar -------------------------------------------------------- 11.3.- Isomería Funcional ------------------------------------------------------------------------ 11.4.- Isomería geométrica o de cis-trans --------------------------------------------------- 12.- Nomenclaturas y reacciones de hidrocarburos --------------------------------------------- 12.1.- Concepto y clasificación de los hidrocarburos -------------------------------------- 12.2.- Nomenclatura IUPAC de alcanos lineales -------------------------------------------- 12.3.- Radicales alquilos lineales y arborescentes ----------------------------------------- 12.4.- Nomenclatura IUPAC de alcanos arborescentes ------------------------------------ 12.5.- Nomenclatura IUPAC de alquinos arborescentes ----------------------------------- 12.6.- Nomenclatura IUPAC de cicloalcanos, cicloalquenos ------------------------------- 12.7.- Nomenclatura IUPAC del benceno arborescente ------------------------------------ 12.8.- el petróleo sus derivados y aplicaciones -----------------------------------------------

13.- Clasificaciones de funciones químicas -------------------------------------------------- 13.1.- Nomenclatura IUPAC de alcoholes ------------------------------------------------------ 13.2.- Nomenclatura IUPAC de aldehídos ----------------------------------------------------- 13.3.- Nomenclatura IUPAC de acetonas ------------------------------------------------------ 13.4.- Nomenclatura IUPAC de ácidos carboxílicos ----------------------------------------- 13.5.- Nomenclatura IUPAC de éteres --------------------------------------------------------- 13.6.- Nomenclatura IUPAC de aminas -------------------------------------------------------- 13.7.- Nomenclatura IUPAC de esteres -------------------------------------------------------- 13.8.- Nomenclatura IUPAC de amidas -------------------------------------------------------- 13.9.- Nomenclatura IUPAC de los compuestos importantes y sus aplicaciones – 13.10.- Ejercicios en clase ------------------------------------------------------------------------ 13.11.- Conclusión ---------------------------------------------------------------------------------

BALANCEO DE ECUACIONES

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todo el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras.

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.

Las sustancias iníciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl.

+

reactivos

 NaOH →NaC

l

+

productos

  H

2O

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la  búsqueda de  diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos 

Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes Estequiometricos. Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, Es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado y del otro sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos, y el uno se omite.

Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado de cada sustancia participante: sólido (S), líquido (l), acuoso (Ac) O gaseoso (g).

METODO DE TANTEO

El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo 

Pasos a seguir:

 -Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos.

- Si existe mayor cantidad de átomos de x elemento de un lado, se equilibra completando el número de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.

-Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, oxígeno y por último hidrógeno.

- Si de un lado existe una cantidad non, y del otro lado par, es factible convertir la cantidad non en par multiplicándola por 2

 

Ejemplos

 CH + O2 ---- CO2 + H2O

     CH4 + O2 ---- CO2 H2O CH4 + O2 ---- CO2 + 2H2O CH4 + 2O2 ---- CO2 + 2H2O 1 C 1 4 H 4 4 O 4

METODO ALGEBRAICO

Uno de los métodos de balance más usados es el método por tanteo, sin embargo muchas veces no resulta tan simple de aplicar. El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes Estequiometricos.

A MnO2 + b HCl. c MnCl2 + d Cl2 + e H2OA, b, c, d y e son los coeficientes Estequiometricos a hallar.

Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.

Mn: a = cO: 2 a = eH: b = 2 eCl: b = 2 c + 2 d

Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a.

Se tiene: 1 = a = c2. 1 = 2 = e e =22. 2 = 4 = b b=4

Por último se despeja d y se tiene:

b – 2c / 2 = d reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

Puede entonces plantearse la reacción:

1MnO2 + 4 HCl. 1MnCl2 + 1 Cl2 + 2 H2O

Si se verifica con el balance de los átomos se tiene:Mn 1átomo en reactivos y productosO 2 átomos en reactivos y productosH 4 átomos en reactivos y productosCl 4 átomos en reactivos y productos

METODO REDOX

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método, se deben considerar los siguientes pasos:

1) Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen en la ecuación.

2) Una vez determinados los números de oxidación, se analiza elemento por elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver que elemento químico cambia sus números de oxidación

0 0 +3 −2Fe + O2 Fe 2 O 3?

Los elementos que cambian su número de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a −2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-reducción

0 0 +3 −2Fe + O2 Fe 2 O 3

El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0, se multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que tenga numero de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga más términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo

UNIDADES QUIMICASPeso Atómico

El peso atómico (símbolo: Ar) es una cantidad física a dimensional, es la razón de las masas promedio de los átomos de un elemento (de un origen dado) a 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.

El término es utilizado generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, publicado a intervalos regulares por la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) y se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales. Estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etc.

La expresión "masa atómica relativa" también puede ser utilizada para describir esta cantidad física, y en consecuencia el uso continuado del término "peso atómico" ha atraído una controversia considerable desde por lo menos la década de 1960

Los pesos atómicos, a diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales) no son constantes físicas y varían de muestra a muestra. Sin embargo, son suficientemente constantes en muestras "normales" para ser de importancia fundamental en química.

Los pesos atómicos modernos son calculados a partir de valores medidos de masa atómica y la composición isotópica.

Están disponibles masas atómicas sumamente precisas para virtualmente todos los núclidos no radioactivos, pero las composiciones isotópicas son más difíciles de medir a un alto grado de precisión, y están sujetas a variación entre muestras. Por esta razón, los pesos atómicos de los veintidós elementos mononuclídicos son conocidos a una precisión especialmente alta, con una incertidumbre de sólo una parte en 38 millones en el caso del flúor, precisión que es mayor que el mejor valor actual para la constante de Avogadro (una parte en 20 millones).

ATOMO GRAMO

Es de igual valor que el peso atómico, pero expresado en gramos (no en umas). Permite manejar masas más semejantes a las manipuladas en el laboratorio.

Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos porEjemplo:

1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos

2.-un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos

3.-un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos

Es la Cantidad de un elemento simple, expresado en gramos, correspondiente a su masa atómica relativa. También es la unidad de cantidad de sustancia cuyo valor numérico expresado en gramos coincide con la masa atómica relativa del elemento.

Esa cantidad es equivalente al número de átomos contenidos en doce gramos del isótopo de carbono de peso atómico doce.

Doce gramos de 12C contienen 6,0231367·10 23 (número de Avogadro) átomos.

PESO MOLECULAR

Del latín pensum, el peso es la fuerza con que la Tierra atrae a un cuerpo. El término también se utiliza para referirse a la magnitud de dicha fuerza. La masa, por otra parte, es la magnitud física que expresa la cantidad de materia que contiene un cuerpo.

Esa es la diferencia entre el peso y la masa. La masa no depende de la posición del cuerpo en el espacio ni de la fuerza gravedad. El kilogramo y el newton son las unidades en el sistema internacional de unidades del peso y la masa, respectivamente.

Esta diferenciación entre ambos conceptos implica que la noción de peso molecular sea imprecisa. Lo correcto es hablar de masa molecular, una magnitud que se mide en unidades de masa atómica (uma).

Cabe destacar que una molécula es la partícula más pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas de una sustancia, y que se encuentra formada por uno o más átomos.

La masa molecular, por lo tanto, es el resultado de la suma de las masas atómicas de los elementos que forman una molécula. En este sentido, la masa molecular relativa es el número que señala cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica.

Para calcular el peso molecular, es necesario considerar la fórmula molecular del compuesto y los pesos atómicos de los elementos que lo componen, y multiplicar cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento de acuerdo a su fórmula molecular.

MOLECULA GRAMO

De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.

Una molécula-gramo será múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».

 De todo esto se deduce que una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:

N = 6,023 x 10 23

 Esto condujo al concepto con el que se han sustituido el término ya antiguo de molécula-gramo: el mol.

MOL

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates,1 aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.

El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)2 y equivale a:

Equivalencias

1 mol es equivalente a 6,02214179 (30) × 1023 unidades elementales.

La masa de un mol de sustancia, llamada masa molar, es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos.

1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 °C de temperatura y 1 atm de presión; y de 22,7 L si la presión es de 1 bar (0,9869 atm).

El número de moles (de átomos o de moléculas, según se trate de un elemento o un compuesto) presentes en una cantidad de sustancia de masa m, es n = m/M, donde M es la masa atómica o molecular, según sea el caso.

VOLUMEN MOLAR

Experimentalmente, se ha podido comprobar que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales (Presión = 1 atmósfera, Temperatura = 273,15 K = 0 ºC) es de 22,4 litros. Este valor se conoce como volumen molar normal de un gas.

Este valor del volumen molar corresponde a los llamados gases ideales o perfectos; los gases ordinarios no son perfectos (sus moléculas tienen un cierto volumen, aunque sea pequeño) y su volumen molar se aparta ligeramente de este valor. Así los volúmenes molares de algunos gases son:

Monóxido de carbono (CO) = 22,4 L. Dióxido de azufre (SO2) = 21,9 L. Dióxido de carbono (CO2) = 22,3 L.

En el caso de sustancias en estado sólido o líquido el volumen molar es mucho menor y distinto para cada sustancia. Por ejemplo:

Para el nitrógeno líquido (–210 ºC) el volumen molar es de 34,6 cm3.

Para el agua líquida (4 ºC) el volumen molar es de 18,0 cm3.

Ejemplo

¿Qué volumen ocupan 30 gramos de gas nitrógeno: N2, a cero grados centígrados y una atmósfera de presión? Masa atómica del nitrógeno= 14,0067.

:

PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS

En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremías Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera:

La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.

En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:

la conservación del número de átomos de cada elemento químico

la conservación de la carga total

Las relaciones estequiometrias entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (balanceada) de la reacción.

RELACION EN MOL-MOL

En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y la sustancia incógnita también se pide en unidades de moles.

Ejemplo

¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con suficiente oxígeno (O2) se necesitan para obtener 4 moles de agua (H2O).

X mol 4 mol

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

1 mol 2 mol

La ecuación nos indica que con un mol de metano se obtienen dos moles de agua por lo que se establece la relación.

X mol CH4 ----------- 4 mol H2O

1 mol CH4 ----------- 2 mol H2O

X= (1 mol CH4 ) (4 mol H2O)

2 mol H2O

X = 2 mol CH4

Esto significa que se necesitan 2 moles de metano para producir 4 moles de agua

RELACION MASA-MASA

En éste tipo de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta están en alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas veces la información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la cantidad en gramos o viceversa.

Ejemplo:

El hidróxido de litio sólido se emplea en los vehículos espaciales para

eliminar el dióxido de carbono (CO2) que se exhala en medio vivo.

Los productos son carbonato de litio sólido y agua líquida ¿Qué masa

de bióxido de carbono gaseoso puede absorber 8gr de hidróxido de

litio (LiOH)?. La reacción que representa el cambio es:

2 Li OH(s) + CO2 (g) Li2 CO3 (s) + H2 O (l)

PASOS PARA RESOLVER:

1. Checar que la ecuación esté balanceada correctamente

2. Subrayar la sustancia proporcionada como dato en la ecuación

y la que se da como incógnita. Anotarlo arriba de cada

sustancia, la incógnita con una X y el valor del dato

proporcionado con todo y unidad.

3. Realizar los cálculos necesarios para obtener la información

(valores) que me proporciona la ecuación química balanceada,

en las mismas unidades en que se da la sustancia dato y en la

que se pide la sustancia incógnita.. Colocarlos debajo de las dos

sustancias subrayadas en el paso 2.

4. Las proporciones así obtenidas extraerlas de la ecuación

química y resolver para la incógnita X.

SOLUCIÓN:

8 g Xg

2 Li OH(s) + CO2 (g) Li2 CO3 (s) + H2 O(l)

48g 44g

8 g Li OH Xg CO2

48g Li OH 44g CO2

Resolviendo para X tenemos:

X = 7.33 g de CO2

Se interpreta de la siguiente manera: pueden reaccionar 7.33 g de

CO2 con los 8 gr de Li OH(s)

RELACION MASA-VOLUMEN

Expresa el volumen de soluto en centímetros cúbicos (cc o cm 3) disueltos en 100 cm 3 de solución. La fórmula a utilizar es:

La relación más útil para la densidad toma en cuenta que la masa es una constante universal sin importar la gravedad, es decir, en lugar

de usar el peso de un objeto se utiliza la masa, ya que el peso está influido por la gravedad. La densidad de un cuerpo se define como la razón de su masa a su volumen.

Las unidades de densidad son la razón de una unidad de masa a una unidad de volumen, es decir, gramos por centímetro cúbico, kilogramos por metro cúbico, o slugs por pie cúbico

RELACION VOLUMEN-VOLUMEN

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificadamente como «% v/v».

Por ejemplo, si se tiene una solución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL. De alcohol por cada 100 mL. de disolución.

La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol.

SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. En cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:

1. Su composición química es variable.

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3.

Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN

DISOLVENTE

SOLUTO

EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire

Liquida Liquido LiquidoAlcohol en agua

Liquida Liquido GasO2 en H2O

Liquida Liquido Sólido NaCl en

H2O

CONCENTRACION

En química, la concentración de una disolución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores.

La concentración de una disolución puede expresarse en términos cualitativos o en términos cuantitativos.

Los términos cualitativos o empíricos aparecen cuando se usan expresiones como, por ejemplo, la limonada está "muy diluida" o "muy concentrada".

La concentración de las disoluciones en términos cualitativos, también llamados empíricos, dependiendo de su proporción la concentración se clasifica como sigue:

Diluida o concentrada

Dependiendo de la proporción de soluto con respecto al disolvente, una disolución puede estar diluida o concentrada:

Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto está en una pequeña proporción en un volumen determinado.

Disolución concentrada: Es la que tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado. Las soluciones saturadas y sobresaturadas son altamente concentradas.

Insaturada, saturada o sobresaturada

Disolución insaturada: Es la disolución que tiene una menor cantidad de soluto que el máximo que pudiera contener a una temperatura y presión determinadas.

Disolución saturada: Es la que tiene la máxima cantidad de soluto que puede contener a una temperatura y presión determinadas. Una vez que la disolución está saturada ésta no disuelve más soluto. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.

Disolución sobresaturada: Es la que contiene un exceso de soluto a una temperatura y presión determinadas (tiene más soluto que el máximo permitido en una disolución saturada). Cuando se calienta una disolución saturada, se le puede disolver una mayor cantidad de soluto. Si esta disolución se enfría lentamente, puede mantener disuelto este soluto en exceso si no se le perturba. Sin embargo, la disolución sobresaturada es inestable, y con cualquier perturbación, como por ejemplo, un movimiento brusco, o golpes suaves en el recipiente que la contiene, el soluto en exceso inmediatamente se precipitará, quedando entonces como una solución saturada.

CONCENTRACION PORCENTUAL

La concentración porcentual no es más que la cantidad de soluto que se encuentra en el disolvente, y se puede dar da varias formas

CONCENTRACION PORCENTUAL EN PESO

La concentración porcentual en peso de una especie es una medida de la concentración de dicha especie en una disolución.

Se define como la cantidad de masa de dicha especie que hay en la muestra respecto a la cantidad de masa total de la muestra, en términos porcentuales.Ejemplo:

CONCENTRACION PORCENTUAL EN VOLUMEN

La concentración porcentual en volumen de una especie es una medida de la concentración de dicha especie en una disolución.

Se define como la cantidad de volumen de dicha especie que hay en la disolución respecto a la cantidad de volumen total de la muestra, en términos porcentuales. Ejemplo:

NORMALIDAD

La normalidad se define como: El numero de equivalentes de soluto por litro de solución

La normalidad puede expresarse simbólicamente por:

Normalidad(N)= Numero de equivalentes-gramo de soluto ------------------------------------------------------- Litro de solución

El equivalente gramo de un soluto depende de la reacción en la cual participa el soluto.

Un equivalente gramo de un acido, base o sal, representa al número de gramos del compuesto capaz de liberar 1 mol de iones H+OH o cargas(+,-), respectivamente

De una manera más simple y practica, decimos que el equivalente gramo de un acido, base o sal, es numéricamente igual a la masa molar del compuesto, dividido entre el numero de moles de iones H+, OH o cargas(+,-) que libera en la reacción.

El Eq-g del HCl se obtiene dividiendo su masa molar entre 1, ya que al reaccionar libera 1 mol de iones H+

Eq-g NaOH= M.M = 36.45 = 36.45 g ---------------------------------- ----------- Moles de iones liberados 1

Para una base como el NaOH su Eq-g se obtiene de manera similar, dividiendo su masa molar entre el número de moles de iones OH que libera al reaccionar, que es 1.

MOLALIDAD

La molalidad de una solución es el número de moles de soluto por kg de solvente contenido en una solución.

Para preparar una solución 1 molal (1m), se pesa el equivalente a un molen gramos del soluto y se combina con 1 kg de solvente, que en la mayoría de los casos es agua y equivale a 1 litro.

La expresión matemática de la molalidad es la siguiente:

m= na

----------------- Kg solvente

Donde: m= Molalidad na=Numero de moles de soluto

Ejemplo: 1.- Si disolvemos 35 g de k2CO3 en 480 g de agua, ¿Cuál será la molalidad de la solución?

K2CO3 = 35g m= na de K2CO3H2O = 480 g = 0.480 kg -------------------M.M de K2CO3 = 138 g Kg de H2O

Primero se convierten los 35 g de K2CO3 a moles

Por lo tanto: na=0.253 moles de k2CO3 Resultado: LA concentración de la solución es 0.527 molar o 0.527 m

MOLARIDAD

La molaridad es otra unidad de concentración, se representa con la letra M y se define como:

El numero de moles de soluto contenido en un litro de solución

Matemáticamente se expresa así: M = na ----- V

Donde: M = Molaridad Na = Numero de moles de soluto V = Volumen de solución en litros

En las soluciones molares se conoce la cantidad de soluto presente en la solución pero no la cantidad exacta de solvente, ya que en este caso el soluto es depositado en un matraz aforado y se le agrega el solvente hasta la marca o aforo del matraz

Ejemplo: 1.- ¿Cuál será la molaridad de una solución que se preparo disolviendo en agua 49 g de acido sulfúrico (h2SO4)

M = ¿ M= n H2SO4H2SO4 = 49 g ------------M.M del H2SO4 = 98.1 g/mol V soluciónV solucion = 250 ml = o.250 L

Se convierten los 49 g de H2SO4 a moles

M= 0.499 moles de H2SO4 = 1.996 moles de H2SO4/L de solución ------------------------------------------------------------------------------- 0.250 L de solución Resultado= la molaridad de la solución de H2SO4 es 1996 M

ACIDOS Y BASES

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:

H2SO4 + 2NaOHð2H2O + Na2SO4

La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa:

pH = -log [H3O+]

pOH = -log [OH-]

El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.

TEORIAS ACIDO-BASE

Primeras teorías

Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+ + OH-ðH2O

La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

Teoría de Brønsted-Lowry

Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

NH3 + baseðNH2- + base + H+

ACIDOS Y BASES DE Brønsted y Lowry

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)

Ácido (1) + Base (2) ácido (2) + Base (1)

Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCl + H2OðH3O+ + Cl-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2OðH3O+ + F-

Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

HCl + H2OðH3O+ + Cl-

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2OðNH4+ + OH-

ACIDOS Y BASES SEGÚN ARRENIUS.

Arrhenius, Svante August (1859-1927), químico sueco que ayudó a fijar las bases de la química moderna. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Esta teoría mantiene que en las disoluciones electrolíticas, los compuestos químicos disueltos, se disocian en iones. Arrhenius también sostuvo que el grado de disociación aumenta con el grado de dilución de la disolución, una hipótesis que posteriormente resultó ser cierta sólo para los electrolitos débiles. Inicialmente se creyó que esta teoría era errónea y le aprobaron la tesis con la mínima calificación posible. Sin embargo, más tarde, la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius fue generalmente aceptada y finalmente se convirtió en una de las piedras angulares de la química física y la electroquímica modernas.

En 1889, Arrhenius también observó que la velocidad de las reacciones químicas aumenta notablemente con la temperatura, en una relación proporcional a la concentración de moléculas activadas. Arrhenius fue catedrático de Química de la Universidad de Estocolmo en 1895 y director del Instituto Nobel de Química y Física en 1905. Sus galardones y premios incluyen el Premio Nobel de Química en 1903. Escribió obras sobre química física y biológica, electroquímica y astronomía. En este último campo destacó por su idea de que la vida en la Tierra se originó por esporas vivas trasladadas a través del espacio por la presión de la luz.

ACIDOS Y BASES SEGUN LEWIS.

Lewis, Gilbert Newton (1875-1946), químico estadounidense, célebre por su teoría de la interpretación del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.

Lewis hizo importantes aportaciones en el campo de la física teórica, sobre todo al estudio de la termodinámica química. Desarrolló una teoría sobre la atracción y valencia químicas con el químico estadounidense Irving Langmuir, basándose en la estructura atómica de las sustancias, conocida como teoría Langmuir-Lewis .También se le conoce por su trabajo sobre la teoría de las disoluciones y la aplicación de los principios de la termodinámica a los problemas químicos..

CONCEPTOS DE PH Y POH

pHEl pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log [10–7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución), y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

pOH

Se dice que el pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido:

En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua:

H2O > H+ + OH-

O también,

2H2O > H3O+ + OH-

Por ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que: pOH = -log [10-7] = 7

Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.

Por lo tanto, pH + pOH = 14

NEUTRALIZACION

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.

Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

Generalmente la siguiente reacción ocurre:

Ácido + base → sal + agua

Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si

los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pHmetro o la conductimétria.

Ejemplos:

QUIMICA DEL CARBONO

La Química Orgánica o Química del carbono es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno, también conocidos como compuestos orgánicos. Friedrich Wöhler y Archibald Scott Couper son conocidos como los "padres" de la química orgánica.

Historia

La química orgánica se constituyó como disciplina en los años treinta. El desarrollo de nuevos métodos de análisis de las sustancias de origen animal y vegetal, basados en el empleo de disolventes como el éter o el alcohol, permitió el aislamiento de un gran número de sustancias orgánicas que recibieron el nombre de "principios inmediatos". La aparición de la química orgánica se asocia a menudo al descubrimiento, en 1828, por el químico alemán Friedrich Wöhler, de que la sustancia inorgánica cianato de amonio podía convertirse en urea, una sustancia orgánica que se encuentra en la orina de muchos animales. Antes de este descubrimiento, los químicos creían que para sintetizar sustancias orgánicas, era necesaria la intervención de lo que llamaban ‘la fuerza vital’, es decir, los organismos vivos. El experimento de Wöhler rompió la barrera entre sustancias orgánicas e inorgánicas. Los químicos modernos consideran compuestos orgánicos a aquellos que contienen carbono e

hidrógeno, y otros elementos (que pueden ser uno o más), siendo los más comunes: oxígeno, nitrógeno, azufre y los halógenos. Por ello, en la actualidad, la química orgánica tiende a denominarse química del carbono.

La química del carbono

La gran cantidad de compuestos orgánicos que existen tiene su explicación en las características del átomo de carbono, que tiene cuatro electrones en su capa de valencia: según la regla del octeto necesita ocho para completarla, por lo que forma cuatro enlaces (valencia = 4) con otros átomos formando un tetraedro, una pirámide de base triangular.

Metano.

Hidrocarburos

El compuesto más simple es el metano, un átomo de carbono con cuatro de hidrógeno (valencia = 1), pero también puede darse la unión carbono-carbono, formando cadenas de distintos tipos, ya que pueden darse enlaces simples, dobles o triples. Cuando el resto de enlaces de estas cadenas son con hidrógeno, se habla de hidrocarburos, que pueden ser:

saturados: con enlaces covalentes simples, alcanos. insaturados, con dobles enlaces covalentes (alquenos) o triples

(alquinos). aromáticos: estructura cíclica.

Radicales

Los radicales son fragmentos de cadenas de carbonos que cuelgan de la cadena principal. Su nomenclatura se hace con la raíz correspondiente (en el caso de un carbono met-, dos carbonos et-...) y el sufijo -il. Además, se indica con un número, colocado delante, la posición que ocupan. El compuesto más simple que se puede hacer con radicales es el 2-metilpropano. En caso de que haya más de un radical, se nombrarán por orden alfabético de las raíces. Por ejemplo, el 2-etil, 5-metil, 8-butil, 10-docoseno. Los dobles y triples enlaces tienen preferencia sobre ellos.

Isómeros

Isómeros del C6H12.

Ya que el carbono puede enlazarse de diferentes maneras, una cadena puede tener diferentes configuraciones de enlace dando lugar a los llamados isómeros, moléculas con la misma fórmula química pero con distintas estructuras y propiedades.

Grupos funcionales

Los compuestos orgánicos también pueden contener otros elementos, también grupos de átomos, llamados grupos funcionales. Un ejemplo es el grupo hidroxilo, que forma los alcoholes: un átomo de oxígeno enlazado a uno de hidrógeno (-OH), al que le queda una valencia libre.

Monómero de la celulosa.

Oxigenados

Son cadenas de carbonos con uno o varios átomos de oxígeno. Pueden ser:

Alcoholes Aldehídos Cetonas Ácidos carboxílicos

ESTRUCTURA DE COMPUESTOS ORGANICOS

CARACTERISTICAS DEL ATOMO DEL CARBONO

El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número

en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.

El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el óxido de carbono (IV), vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.

El principal uso industrial del carbono es como componente de hidrocarburos, especialmente los combustibles fósiles (petróleo y gas natural). Del primero se obtienen, por destilación en las refinerías, gasolinas, keroseno y aceites, siendo además la materia prima empleada en la obtención de plásticos. El segundo se está imponiendo como fuente de energía por su combustión más limpia. Otros usos son:

El isótopo carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usa en la datación radiométrica.

El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices. Además se utiliza como aditivo en lubricantes. Las pinturas anti-radar utilizadas en el camuflaje de vehículos y aviones militares están basadas igualmente en el grafito, intercalando otros compuestos químicos entre sus capas. Es negro y blando. Sus átomos están distribuidos en capas paralelas muy separadas entre sí. Se forma a menos presión que el diamante. Aunque parezca difícil de creer, un diamante y la mina de un lapicero tienen la misma composición química: carbono.

El diamante Es transparente y muy duro. En su formación, cada átomo de carbono está unido de forma compacta a otros cuatro átomos. Se originan con temperaturas y presiones altas en el interior de la tierra. Se emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.

Como elemento de aleación principal de los aceros. En varillas de protección de reactores nucleares.

Las pastillas de carbón se emplean en medicina para absorber las toxinas del sistema digestivo y como remedio de la flatulencia.

El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua.

Las propiedades químicas y estructurales de los fulerenos, en la forma de nanotubos, prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.

HIBRIDACION SP3, SP2 Y SP DEL ATOMO DE CARBONO

La hibridación del carbono consiste en un reacomodo de electrones del mismo nivel de energía (orbital s) al orbital p del mismo nivel de energía. Esto es con el fin de que el orbital p tenga 1 electrón en "x", uno en "y" y uno en "z" para formar la tetravalencia del carbono. Se debe tomar en cuenta que los únicos orbitales con los cuales trabaja el Carbono son los orbitales "s" y "p".

El carbono tiene un número atómico 6 y número de masa 12; en su núcleo tiene 6 protones y 6 neutrones y está rodeado por 6 electrones, distribuidos de la siguiente manera:

Dos en el nivel 1s Dos en el nivel 2s Dos en el nivel 2p

Hibridación sp³ (enlace simple C-C)

Cuatro orbitales sp³.

En seguida, se hibrida el orbital 2s con los 3 orbitales 2p para formar 4 nuevos orbitales híbridos que se orientan en el espacio formando entre ellos, ángulos de separación 109.5°. Esta nueva configuración del carbono hibridado se representa así:

1s² (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹.

A cada uno de estos nuevos orbitales se los denomina sp³, porque tienen un 25% de carácter S y 75% de carácter P. Esta nueva configuración se llama átomo de carbono híbrido, y al proceso de transformación se llama hibridación.

De esta manera, cada uno de los cuatro orbitales híbridos sp³ del carbono puede enlazarse a otro átomo, es decir que el carbono podrá enlazarse a otros 4 átomos, así se explica la tetravalencia del átomo de carbono.

Debido a su condición híbrida, y por disponer de 4 electrones de valencia para formar enlaces covalentes sencillos, pueden formar entre sí cadenas con una variedad ilimitada entre ellas: cadenas lineales, ramificadas, anillos, etc. A los enlaces sencillos –C-C- se los conoce como enlaces sigma. Así todo esto ocurre a que el átomo se dispersa

Hibridación sp² (enlace doble C=C)

Configuración de los orbitales sp².

Los átomos de carbono también pueden formar entre sí enlaces dobles y triples, denominados insaturaciones. En los enlaces dobles, la hibridación ocurre entre el orbital 2s y dos orbitales 2p, y queda un orbital p sin hibridar. A esta nueva estructura se la representa como:

1s² (2sp²)¹ (2sp²)¹ (2sp²)¹ 2pz¹

Al formarse el enlace doble entre dos átomos, cada uno orienta sus tres orbitales híbridos con un ángulo de 120°, como si los dirigieran hacia los vértices de un triángulo equilátero. El orbital no hibridado queda perpendicular al plano de los 3 orbitales sp².

A este doble enlace se lo denomina π (pi), y la separación entre los carbonos se acorta. Este enlace es más débil que el enlace σ (sigma) y, por tanto, más reactivo.

Este tipo de enlace da lugar a la serie de los alquenos.

[Hibridación sp (enlace triple C-=C)

El segundo tipo de insaturación es el enlace triple: el carbono hibrida su orbital 2s con un orbital 2p. Los dos orbitales p restantes no se hibridan, y su configuración queda:

1s² (2sp)¹ (2sp)¹ 2py¹ 2pz¹

Al formarse el enlace entre dos carbonos, cada uno traslada uno de sus 2 orbitales sp para formar un enlace sigma entre ellos; los dos orbitales p sin hibridar de cada átomo se traslapan formando los dos enlaces (π) restantes de la triple ligadura, y al final el último orbital sp queda con su electrón disponible para formar otro enlace.

A los dos últimos enlaces que formaron la triple ligadura también se les denomina enlaces pi(π), y todo este conjunto queda con ángulos de 180° entre el triple enlace y el orbital sp de cada átomo de carbono, es decir, adquiere una estructura lineal.

La distancia entre estos átomos se acorta más, por lo que es incluso más reactivo que el doble enlace

Así pues, se concluye que la unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías, dependiendo de su enlace:

Enlace sigma: Tetraédrica. Enlace sigma-pi: Trigonal plana. Enlace sigma-2pi: Lineal.

También intervienen los enlaces gamma.

TIPOS DE CADENA: LINEALES Y ARBORECENTES, SATURADAS E INSATURADAS

Cadenas lineales: los átomos de carbono pueden escribirse en línea recta.

Ejemplo:

-Cadenas arborescentes: están constituidas por dos o más cadenas lineales enlazadas. La cadena lineal más importante se denomina cadena principal; las cadenas que se enlazan con ella se llaman radicales.

Ejemplo:

Las cadenas carbonadas ser saturadas o insaturadas. Si son saturadas, no hay ningún doble enlace carbono-carbono, y se dice que está "saturada" porque la cadena posee todos los átomos de hidrógeno que puede llegar a acomodar.

FORMULA CONDENSADA, SEMIDESAROLLADA Y DESAROLLADA

La fórmula química es la forma escrita de una molécula. Debe proporcionar, como mínimo, dos informaciones importantes: qué elementos forman el compuesto y en qué proporción se encuentran dichos elementos en el mismo.

La fórmula puede ser:Empírica:

Es la fórmula más simple posible. Indica qué elementos forman la molécula y en qué proporción están. Es la fórmula que se obtiene a partir de la composición centesimal de un compuesto. Por ejemplo, si tenemos un hidrocarburo (formado por H y C) podemos combustionarlo en presencia de oxígeno, y a partir del CO2 y H2O que se forman determinar la cantidad de C e H que contiene. Bastará calcular los moles de C e H, y dividir estas dos cantidades por el valor más pequeño determinando la proporción de los átomos en el compuesto, es decir, su fórmula empírica.

Ejemplo: CH, compuesto formado por carbono e hidrógeno, en la proporción: 1 a 1.

Molecular:

Indica el número total de átomos de cada elemento en la molécula. Para conocer la fórmula molecular a partir de la empírica es preciso conocer la masa molecular del compuesto. A partir de las propiedades coligativas, como presión osmótica, descenso crioscópico o aumento ebulloscopio, podemos determinar la masa molecular, y a partir de ésta la fórmula molecular con una simple proporción.

Hay tres formas distintas de escribir una fórmula molecular:

Condensada

Expresa el tipo y número de átomos de la molécula. Pero no informa de los enlaces que presenta la misma. 

Ejemplo: C6H6 compuesto formado por seis átomos de carbono y seis átomos de hidrógeno.

Semidesarrollada

En ella se representa sólo los enlaces carbono-carbono.

Ejemplo: HC º CH  presenta un enlace triple carbono-carbono.

Desarrollada o Estructural

Se representan todos los enlaces de la molécula.

Ejemplo: H - C º C - H  En la mayor parte de los casos bastará con la fórmula semidesarrollada

CARBONOS PRIMARIOS, SECUNDARIOS Y TERCIARIOS

Primario

Un carbono es primario si está unido sólo a un átomo de carbono. Los dos átomos de carbono son

primarios

SecundarioSi está unido a dos átomos de carbono.

El átomo de carbono central es secundario.

Terciario Si está unido a tres átomos de carbono.

El átomo de carbono (3) es terciario.

ISOMERIA

La isomería es una propiedad de ciertos compuestos químicos que con igual fórmula química, es decir, iguales proporciones relativas de

los átomos que conforman su molécula, presentan estructuras moleculares distintas y, por ello, diferentes propiedades. Dichos compuestos reciben la denominación de isómeros. Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero diferente fórmula estructural y, por tanto, diferentes propiedades. Por ejemplo, el alcohol etílico o etanol y el éter dimetílico son isómeros cuya fórmula molecular es C2H6O.

Aunque este fenómeno es muy frecuente en Química orgánica, no es exclusiva de ésta pues también la presentan algunos compuestos inorgánicos, como los compuestos de los metales de transición.

ISOMERIA ESTRUCTURAL O PLANA

Forma de isomería, donde las moléculas con la misma fórmula molecular, tienen un diferente arreglo en los enlaces entre sus átomos, es lo opuesto a los estereoisómeros.

Debido a esto se pueden presentar 3 diferentes modos de isomería:

• Isomería de cadena o esqueleto.- Los isómeros de este tipo, tienen componentes de la cadena acomodados en diferentes lugares.

• Isomería de posición.- En donde, los grupos funcionales de unos compuestos, se unen de diferentes posiciones.

• Isomería de grupo funcional.- Aquí, la diferente conectividad de los átomos, pueden generar diferentes grupos funcionales en la cadena. Un ejemplo es el ciclo hexano y el 1-hexeno, que tienen la misma fórmula molecular (C6H12), pero el ciclo hexano es un alcano cíclico o cicloalcanos y el 1-hexeno es un alquenos.

ISOMERIA DE POSICION O DE LUGAR

La presentan aquellos compuestos que poseen el mismo esqueleto carbonado pero en los que el grupo funcional o el sustituyente ocupa diferente posición.

El C4H10O puede corresponder a dos sustancias isómeras que se diferencian en la posición del grupo OH:

ISOMERIA DE FUNCION

Varía el grupo funcional, conservando el esqueleto carbonado.

El C3H6O puede corresponder a:

Esta isomería la presentan ciertos grupos de compuestos relacionados como: los alcoholes y éteres, los ácidos y ésteres, y también los aldehídos y cetonas.

ISOMERIA GEOMETRICA O DE CIS-TRANS

Se produce cuando hay dos carbonos unidos con doble enlace que tienen las otras valencias con los mismos sustituyentes (2 pares) o con dos iguales y uno distinto.

No se presenta isomería geométrica ligada a los enlaces triples o sencillos.

A las dos posibilidades se las denomina:

forma cis (o forma Z), con los dos sustituyentes más voluminosos del mismo lado, y

forma trans (o forma E), con los dos sustituyentes más voluminosos en posiciones opuestas.

No se pueden interconvertir entre sí estas dos formas de un modo espontáneo, pues el doble enlace impide la rotación, aunque sí pueden convertirse a veces, en reacciones catalizadas.

La isomería geométrica también se presenta en compuestos con doble enlace N=N, o en compuestos cíclicos en los que también se impide la rotación en torno a un eje.

CH3-CH2-CH0 CH3-CO-CH3

Propanal (función aldehído)

Propanona (función cetona)

NOMENCLATURAS Y REACCIONES DE HIDROCARBUROS

ALCANOS Nomenclatura          1.- Cadena más larga: metano, etano, propano, butano, pentano,...          2.- Las ramificaciones como radicales: metil(o), etil(o),...          3.- Se numera para obtener los números más bajos en las ramificaciones.          4.- Se escriben los radicales por orden alfabético y con los prefijos di-, tri-,... si fuese necesario.          5.- Los hidrocarburos cíclicos anteponen el prefijo ciclo-

Las temperaturas de fusión y ebullición aumentan con el número de carbonos y son mayores para los compuestos lineales pues pueden compactarse mas aumentando las fuerzas intermoleculares.Son menos densos que el agua y solubles en disolventes apolares.

ALQUENOSNomenclatura          1.- Seleccionar la cadena principal: mayor número de dobles enlaces y más larga. Sufijo -eno.          2.- Numerar para obtener números menores en los dobles enlaces.

Las temperaturas de fusión son inferiores a las de los alcanos con igual número de carbonos puesto que, la rigidez del doble enlace impide un empaquetamiento compacto.

ALQUINOS Nomenclatura          1.- Se consideran como dobles enlaces al elegir la cadena principal.          2.- Se numera dando preferencia a los dobles enlaces.

Sus propiedades físicas y químicas son similares a las de los alquenos. Las reacciones más características son las de adición.

CONCEPTO Y CLASIFICACION DE LOS HIDROCARBUROS ¦ Saturados ¦ Alcanos ¦ Alifáticos ¦ ¦ ¦ ¦ Alquenos ¦ ¦ Insaturados ¦Hidrocarburos ¦ ¦ Alquinos

¦ Aromáticos

ALCANOS El carbono se enlaza mediante orbitales híbridos sp3 formando 4 enlaces simples en disposición tetraédrica.

ALQUENOSLos alquenos contienen enlaces dobles C=C. El carbono del doble enlace tiene una hibridación sp2 y estructura trigonal plana. El doble enlace consta de un enlace sigma y otro pi. El enlace doble es una zona de mayor reactividad respecto a los alcanos. Los dobles enlaces son más estables cuanto más sustituidos y la sustitución en trans es más estable que la cis.

ALQUINOS Se caracterizan por tener enlaces triples. El carbono del enlace triple se enlaza mediante una hibridación sp que da lugar a dos enlaces simples sigma formando 180 grados y dos enlaces pi. El deslocalización de la carga en el triple enlace produce que los hidrógenos unidos a él tengan un carácter ácido y puedan dar lugar a alquiluros.

NOMENCLATURA IUPAC DE ALCANOS LINEALES

Los alcanos, tanto lineales como ramificados, son compuestos de carbono e hidrógeno formados por enlaces simples carbono-carbono y carbono-hidrógeno. La fórmula general de los alcanos es CnH2n+2, donde n representa el número de átomos de carbono.

Los alcanos lineales se nombran mediante prefijos que indican el número de carbonos de la cadena (met, et, prop, but, pent, hex, hept, oct, non, dec, undec), seguido del sufijo -ano. En ocasiones se antepone el prefijo n- para indicar que se trata de la configuración lineal.

Alcanos lineales metano CH4

etano C2H6

propano C3H8

n-butano C4H10

n-pentano C5H12

n-hexano C6H14

n-heptano C7H16

n-octano C8H18

RADICALES ALQUILOS LINEALES Y ARBORESCENTES

Los radicales Alquílicos se forman por la pérdida de un hidrógeno de un alcano cualquiera. Su nombre se forma por lo general reemplazando la terminación ANO del alcano correspondiente por la terminación il ó ilo

El radical alquílico tiene fórmula general Cn H2 n + 1, porque tiene un hidrógeno menos que el alcano.

Ejemplo:

CH4 Metano CH3 Metil (0)CH3-CH3 Etano CH3-CH2 Etil (0)

CH3-CH2-CH3 Propano CH3-CH2-CH2 Propil (0)CH3-CH2-CH2-CH3 Butano CH3-CH2-CH2-CH2 Butil (0)

CH3-CH2-CH2- CH2-CH3 Pentano CH3-CH2-CH2- CH2-CH2Pentil (0)

NOMENCLATURA IUPAC DE ALCANOS ARBORESCENTES

Igual que los alcanos lineales, son compuestos de carbono e hidrógeno formados por enlaces simples carbono-carbono y carbono-hidrógeno. La fórmula molecular de los alcanos es CnH2n+2, donde n representa el número de átomos de carbono.

Para nombrarlos:

se selecciona la cadena más larga se numeran los carbonos de esta cadena de forma que el

primer sustituyente tenga el menor índice posible. Si los sustituyentes están colocados a igual distancia de los átomos de carbono terminales, prevalece el más sencillo.

al nombrar los grupos que forman las ramificaciones hay que decir cuántos y dónde se han insertado, nombrando los sustituyentes terminados en il y por orden alfabético.

NOMENCLATURA IUPAC DE ALQUINOS ARBORESCENTES

Regla 1. Los alquinos responden a la fórmula CnH2n-2 y se nombran sustituyendo el sufijo -ano del alca-no con igual número de carbonos por -ino.

Regla 2. Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contiene el triple enlace. La numeración debe otorgar los menores localizadores al triple enlace.

Regla 3. Cuando la molécula tiene más de un triple enlace, se toma como principal la cadena que contiene el mayor número de enlaces triples y se numera desde el extremo más cercano a uno de los enlaces múltiples, terminando el nombre en -diino, triino, etc.

NOMENCLATURA IUPAC DE CICLOALCANOS Y CICLOALQUENOS

Cicloalcanos

Regla 1.- En cicloalcanos con un solo sustituyente, se toma el ciclo como cadena principal de la molécula. Es innecesaria la numeración del ciclo.

Si la cadena lateral es compleja, puede tomarse como cadena principal de la molécula y el ciclo como un sustituyente. Los cicloalcanos como sustituyentes se nombran cambiando la terminación –ano por –ilo.

Regla 2.- Si el cicloalcano tiene dos sustituyentes, se nombran por orden alfabético. Se numera el ciclo comenzando por el sustituyente que va antes en el nombre.

Regla 3.- Si el anillo tiene tres o más sustituyentes, se nombran por orden alfabético. La numeración del ciclo se hace de forma que se otorguen los localizadores más bajos a los sustituyentes.

En caso de obtener los mismos localizadores al numerar comenzando por diferentes posiciones, se tiene en cuenta el orden alfabético.

Cicloalqenos

Los cicloalquenos son moléculas de fórmula molecular global CnH2n-2. Para nombrar los cicloalquenos se asignan los locantes 1 y 2 a los carbonos del doble enlace.

La dirección de numeración se elige de manera de dar los menores locantes a los sustituyentes del anillo, en la primera diferencia.

Ya que el doble enlace siempre está en posición 1 no es necesario especificarlo en el nombre.

En cicloheptenos y anillos más pequeños no es necesario especificar isomería geométrica ya que los hidrógenos o sustituyentes del doble enlace siempre se encontrarán en posición cis.

En la nomenclatura IUPAC, los dienos, trienos, tetraenos, etc., se nombran igual que los alquenos peroSustituyendo la terminación eno por adieno, atrieno, atetraeno, etc. Para indicar las posiciones de los dobles enlaces se utilizan los menores locantes que correspondan a cada uno.

NOMENCLATURA IUPAC DEL BENCENO ARBORESCENTE

Regla 1. En bencenos mono sustituidos, se nombra primero el radical y se termina en la palabra benceno.

EL PETROLEO: SUS DERIVADOS Y APLICACIONES

El petróleo (del griego: πετρέλαιον, "aceite de roca") es una mezcla heterogénea de compuestos orgánicos, principalmente hidrocarburos insolubles en agua. También es conocido como petróleo crudo o simplemente crudo.Es de origen fósil, fruto de la transformación de materia orgánica procedente de zooplancton y algas que, depositados en grandes cantidades en fondos anóxicos de mares o zonas lacustres del pasado geológico, fueron posteriormente enterrados bajo pesadas capas de

sedimentos. La transformación química (craqueo natural) debida al calor y a la presión durante la diagénesis produce, en sucesivas etapas, desde betún a hidrocarburos cada vez más ligeros (líquidos y gaseosos). Estos productos ascienden hacia la superficie, por su menor densidad, gracias a la porosidad de las rocas sedimentarias. Cuando se dan las circunstancias geológicas que impiden dicho ascenso (trampas petrolíferas como rocas impermeables, estructuras anticlinales, márgenes de diapiros salinos, etc.) se forman entonces los yacimientos petrolíferos.En condiciones normales es un líquido bituminoso que puede presentar gran variación en diversos parámetros como color y viscosidad (desde amarillentos y poco viscosos como la gasolina hasta líquidos negros tan viscosos que apenas fluyen), densidad (entre 0,75 g/ml y 0,95 g/ml), capacidad calorífica, etc. Estas variaciones se deben a la diversidad de concentraciones de los hidrocarburos que componen la mezcla.Es un recurso natural no renovable y actualmente también es la principal fuente de energía en los países desarrollados. El petróleo líquido puede presentarse asociado a capas de gas natural, en yacimientos que han estado enterrados durante millones de años, cubiertos por los estratos superiores de la corteza terrestre.

El petróleo está formado principalmente por:

Hidrocarburos, Junto con cantidades variables de derivados saturados

homólogos del metano (CH4). Su fórmula general es CnH2n+2. Cicloalcanos o ciclo parafinas-naftenos Hidrocarburos cíclicos saturados, derivados del ciclo propano

(C3H6) y del ciclo hexano (C6H12). Hidrocarburos aromáticos Alquenos u olefinas

CLASIFICACIONES DE FUNCIONES QUIMICAS

Se llama función Química al conjunto de propiedades comunes a una serie de compuestos análogos. Se conocen funciones en las dos químicas, mineral y orgánica; así son funciones de la química mineral la función anhídrido, función óxido, función ácido, función base y función sal.

Las funciones de la química orgánica son muchas más, destacándose entre todas la función hidrocarburo, porque de ella se desprenden todas las demás. Para mayor claridad dividimos las funciones orgánicas en dos grupos, que designamos con los nombres de fundamentales y especiales. Las funciones fundamentales son: la función alcohol, función aldehído, función cetona y función ácido. Las funciones especiales son: la función éter, la función éster, función sal orgánica, función amina y amida y funciones nitrilo y cianuro.

Grupos funcionales:

Son ciertos grupos de átomos comunes a todos los cuerpos de una misma función y cuya presencia nos revela determinadas y parecidas propiedades en los cuerpos que los poseen.

En química orgánica, átomo o grupo de átomos unidos de manera característica y que determinan, preferentemente, las propiedades del compuesto en el que están presentes.

Los grupos funcionales reciben nombres especiales, por ejemplo, -NH2 es el grupo amino y -CONH2 es el grupo amido. Es posible estudiar a grandes rasgos las propiedades de los compuestos orgánicos refiriéndose a las características de cada grupo funcional.

Los compuestos orgánicos que poseen un mismo grupo funcional y que difieren sólo en un número entero de grupos metileno, -CH2-, se clasifican como miembros de una misma serie homóloga y se pueden representar por una fórmula molecular general. La progresiva introducción de grupos metileno en los miembros de una serie homóloga produce una suave variación de las propiedades determinadas por el grupo funcional.

El conjunto del grupo funcional con el carbono que lo contiene recibe el nombre de función carbonada. Muchos son los grupos funcionales, varios de los cuales pueden coexistir dentro de una misma molécula. Con todo, la multiplicidad de grupos funcionales en una misma molécula es más peculiar de las sustancias organizadas que integran los organismos vivos animales y vegetales, que de las obtenidas en el laboratorio y en la industria.

NOMENCLATURA IUPAC DE ALCOHOLES

Común (no sistemática): anteponiendo la palabra alcohol y sustituyendo el sufijo -ano del correspondiente alcano por -

vílico. Así por ejemplo tendríamos alcohol metílico, alcohol etílico, alcohol propílico, etc.

IUPAC: sustituyendo el sufijo -ano por -al en el nombre del alcano progenitor, e identificando la posición del átomo del carbono al que se encuentra enlazado el grupo hidroxilo.

Cuando el grupo alcohol es sustituyente, se emplea el prefijo hidroxi-

Se utilizan los sufijos -diol, -triol, etc., según la cantidad de grupos OH que se encuentre.

NOMENCLATURA IUPAC DE ALDEHIDOS

Se nombran sustituyendo la terminación -ol del nombre del hidrocarburo por -al. Los aldehídos más simples (metanal y etanal) tienen otros nombres que no siguen el estándar de la IUPAC pero son más utilizados (formaldehído y acetaldehído, respectivamente) estos últimos dos son nombrados en nomenclatura trivial.

NOMENCLATURA IUPAC DE LA ACETONA

La nomenclatura de la acetona según la IUPAC es propanona. Y la nomenclatura común es dimetil cetona. Son erróneas por redundantes las denominaciones 2-propanona y propan-2-ona porque el grupo funcional cetona sólo puede encontrarse en el segundo carbono de la molécula.

NOMENCLATURA IUPAC ACIDOS CARBOXILICOS

Los ácidos carboxílicos se nombran con la ayuda de la terminación –oico o –ico que se une al nombre del hidrocarburo de referencia:

Ejemplo:

CH3-CH2-CH3 propano CH3-CH2-COOH Acido propanoico (propano + oico)

Los nombres de los ácidos carboxílicos se designan según la fuente natural de la que inicialmente se aislaron. Se clasificaron así:

Nombres y fuentes naturales de los ácidos carboxílicos

EstructuraNombre IUPAC

Nombre común

Fuente natural

HCOOHÁcido metanoico

Ácido fórmico

Destilación destructiva de hormigas (formica en latín)

CH3COOHÁcido etanoico

Ácido acético

Fermentación del vino

CH3CH2COOHÁcido propanoico

Ácido propiónico

Fermentación de lácteos (pion en griego)

CH3CH2CH2COOH

Ácido butanoico

Ácido butírico

Mantequilla (butyrum, en latín)

CH3(CH2)3COOH

Ácido pentanoico

Ácido valérico

Raíz de la valeriana officinalis

CH3(CH2)4COOH

Ácido hexanoico

Ácido caproico

Dolor de cabeza

En el sistema IUPAC los nombres de los ácidos carboxílicos se forman reemplazando la terminación “o” de los alcanos por “oico”, y anteponiendo la palabra ácido.

El esqueleto de los ácidos alcanoicos se enumera asignando el N° 1 al carbono carboxílico y continuando por la cadena más larga que incluya el grupo COOH.

NOMENCLATURA IUPAC DE ETERES

La nomenclatura de los éteres según las recomendaciones de 1993 de la IUPAC (actualmente en vigencia) especifican que estos

compuestos pertenecientes al grupo funcional oxigenado deben nombrarse como alcoxialcanos, es decir, como si fueran sustituyentes. Se debe especificar al grupo funcional éter como de menor prioridad frente a la mayoría de cadenas orgánicas. Cada radical éter será acompañado por el sufijo oxi.

Un compuesto sencillo, como por ejemplo CH3-O-C6H6 según las normas de la IUPAC se llamaría: metoxibenceno

La nomenclatura tradicional o clásica (también aceptada por la IUPAC y válida para éteres simples) especifica que se debe nombrar por orden alfabético los sustituyentes o restos alquílicos de la cadena orgánica al lado izquierdo de la palabra éter. El compuesto anterior se llamaría según las normas antiguas (ya en desuso) de esta manera:

o fenil metil éter

Los éteres sencillos de cadena alifática o lineal pueden nombrarse al final de la palabra éter el sufijo -ílico luego de los prefijos met, et, but, según lo indique el número de carbonos. Un ejemplo ilustrativo sería el siguiente:

NOMENCLATURA IUPAC DE AMINAS

Las aminas se clasifican de acuerdo con el número de átomos de hidrógeno del amoníaco que se sustituyen por grupos orgánicos. Los que tienen un solo grupo se llaman aminas primarias, los que tienen dos se llaman aminas secundarias y los que tienen tres, aminas terciarias.

Cuando se usan los prefijos di, tri, se indica si es una amina secundaria y terciaria, respectivamente, con grupos o radicales iguales. Cuando se trata de grupos diferentes a estos se nombran empezando por los más pequeños y terminando con el mayor al que se le agrega la terminación amina. Algunas veces se indica el prefijo amino indicando la posición, más el nombre del hidrocarburo.

NOMENCLATURA IUPAC DE ESTERES

La nomenclatura de los ésteres deriva del ácido carboxílico y el alcohol de los que procede. Así, en el etanoato (acetato) de metilo encontramos dos partes en su nombre:

La primera parte del nombre, etanoato (acetato), proviene del ácido etanoico (acético)

La otra mitad, de metilo, proviene del alcohol metílico (metanol).

Luego el nombre general de un éster de ácido carboxílico será "alcanoato de alquilo" donde:

alcan-= raíz de la cadena carbonada principal (si es un alcano), que se nombra a partir del número de átomos de carbono. Ej.:Propan- significa cadena de 3 átomos de carbono unidos por enlaces sencillos.

oato = sufijo que indica que es derivado de un ácido carboxílico. Ej: propanoato: CH3-CH2-CO- significa "derivado del ácido propanoico".

de alquilo: Indica el alcohol de procedencia. Por ejemplo: -O-CH2-CH3 es "de etilo"

En conjunto CH3-CH2-CO-O-CH2-CH3 se nombra propanoato de etilo.

NOMENCLATURA IUPAC DE AMIDAS

Para nombrarlos se cambia la terminación o de los alcanos por la terminación amida

Como el grupo carbonilo de las amidas siempre está al final de la cadena se omite el número localizador.

Pentanamida, NO 1-pentanamida.

Como en el caso de las aminas, los dos hidrógenos en el N de las amidas pueden ser reemplazados por alquilos sin cambiar radicalmente el comportamiento química y físico de los compuestos, por lo que se considera como el mismo grupo funcional. En caso de encontrarse presentes sustituyentes en el N debe de usarse el localizador N- para denotar que el nitrógeno está sustituido.