Libro Quimica 3er Curso.pdf

Ciudad del Este – Paraguay – año 2017

Presentación
Apreciados alumnos y alumnas
El presente cuadernillo está destinado a ser una ayuda para el presente año, en este material se
desarrolla cada uno de las capacidades del plan común propuestas por el MEC para el periodo lectivo 2017, se
presentan conceptos básicos para facilitar tus conocimientos, aplicados a los ejemplos resueltos, de tal modo
que lo encare la solución de los problemas presentados. No pretende ser original en cuanto a los contenidos, si
pretende presentar un proyecto que te permita desarrollar tus habilidades del pensamiento.
De ti se espera que mediante este proyecto de trabajo llegues a comprobar que la química te ofrece la
posibilidad de acercarse a la comprensión del mundo por medio del reconocimiento de fenómenos, la química
orgánica que es la encargada de estudiar todos los compuestos que contengan carbono y que son los que
forman a los seres vivos, y su importancia en conocer los compuestos que nos forman a los seres vivientes.
A través de sus páginas podrás encontrar ideas y problemas que te guiarán a la compresión de las
distintas propiedades, usos y clasificación de la química orgánica que te corresponde aprender en este último
año del colegio.
Pero recuerda el trabajo principal lo debes realizar tú mismo. El profesor está para facilitarte lo que tú
quieres descubrir y es por ello que primeramente debes asumir tu rol de estudiante.
Tienes oportunidad, aprovéchala!!!
“El da esfuerzo al cansancio, y multiplica las fuerzas al que no tiene ningunas. Los muchachos se
fatigan y se cansan, los jóvenes flaquean y caen; pero los que esperan a Dios tendrán nuevas fuerzas;
levantarán alas como las águilas; correrán, y no se cansarán; caminarán, y no se fatigarán.” Isaías 40: 29 - 31
Alder Cubilla

Capacidad/ índice página
Aplica los conocimientos que se refieren a los ácidos y bases en la solución de situaciones problemáticas
Ácido base
Teoría de Arrheius 7
Teoría de Brönsted – Lowry 8
Evaluación 11
Resuelve problemas referidos a potencial de hidrógeno (pH)
El pH 12
Evaluación 14
Aplica el proceso de óxido-reducción en la solución de situaciones problemáticas
Reacciones de oxidación – reducción 16
Agentes oxidantes 16
Agentes reductores 16
Balanceo de las Reacciones redox 16
Reglas para la determinación de los números de oxidación 17
Evaluación 18
Balanceo por el método del número de oxidación 19
Evaluación 20
Balanceo de reacciones redox por el método del ión – electrón 22
Reacciones que ocurren en medio básicos (OH-
) 24
Evaluación 26
Trabajo práctico 29
Aplica los conocimientos de la electroquímica en la resolución de situaciones problemáticas.
Electrolisis 31
Celda electrónica 31
Evaluación 33
Equivalente gramo 35
Evaluación 35
Las leyes de Faraday 35
Primera y segunda ley de Faraday 36
Evaluación 38
Comprende el funcionamiento de las baterías
Baterías – las pilas Zinc – Carbono o Leclanché 40
Pila Leclanché o seca 40
Batería de plomo 41
Batería de Nniquel Cadmio (celda nicad) 42
Serie electromotriz 42
Cálculo de FEM de una pila 43
Potencia normal de electrodo 43
Ecuación de Nernst 43
Evaluación 45
Resuelve problemas referidos al equilibrio químico
Reacciones reversibles 46
Constante de equilibrio 47
Principio de Le Chatelier 47

Factores que alterna el equilibrio 47
Valoración de las concentraciones 48
Valoración de la presión 48
Variación de temperatura 49
Evaluación 50
Analiza la estructura del átomo de carbono según los componentes orgánicos
Características del carbono 54
Hibridación del carbono 56
Hibridación sp3
o tetraédrica 56
Hibridación sp2
57
Hibridación sp 58
Ángulo de enlace 58
Tipos de hibridación de carbono 59
Longitud de enlace – radio covalente 59
Evaluación 61
Utiliza en situaciones problemáticas la notación, nomenclatura, propiedades y reacciones de los
hidrocarburos
Hidrocarburos 62
Fuentes de aplicaciones 63
Nomenclatura 63
Alcanos 64
Reglas para nombrar a los alcanos ramificados 66
Reglas 67
Evaluación 68
Alquenos 71
Evaluación 72
Alquinos 74
Evaluación 76
Hidrocarburo cíclico 78
Evaluación 80
Hidrocarburos aromáticos 83
Evaluación 84
Utiliza en situaciones problemáticas la nomenclatura, notación, propiedades
Alcoholes 86
Nomenclatura 86
Propiedades generales 87
Clasificación de los alcoholes 87
Propiedades 87
Evaluación 88
Fenoles 90
Propiedades 91
Éteres 92
Propiedades y nomenclatura 92
Clasificación de los éteres 93
Evaluación 94
Aldehídos 96
Cetonas 96

Nomenclatura y propiedadesy clasificación 97
Evaluación 100
Ácidos carboxílicos 104
Clasificación 105
Evaluación 106
Anhídrido de ácido 109
Halogenuro de ácido 110
Esteres 110
Propiedades generales 111
Aplicaciones de los esteres 112
Amidas 114
Evaluación 116
Aminas 119
Clasificación 120
Propiedades y usos 120
Evaluación 121
Nitrilo o cianuro de Alquilo 122
Nomenclatura y propiedades 122
Evaluación 123
Bibliografía 124

Capacidad
Aplica los conocimientos que se refieren a los ácidos y bases en la solución de
situaciones problemáticas.
→ ÁCIDO – BASE
→ Teoría de Arrhenius.
Svante Arrhenius, un científico sueco, realizó importantes descubrimientos en química, sobre todo
relacionado con las disociaciones de compuestos en disolución acuosa (lo que le valió ser galardonado con
el Premio Nobel de Química en 1903). Dentro de lo más importante que formuló este químico se encuentra su
Teoría ácido-base, la cual se verá aquí muy superficialmente, tan solo dando las conclusiones de su estudio.
Según Svante, un ácido era aquella sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso,
mientras que una base era aquella sustancia química capaz de dejar iones hidroxilos en disolución acuosa. Esta
definición tenía ciertas limitantes, como las que se enumeran a continuación:
1. Esta teoría es válida únicamente en medio acuoso, ya que en otro solvente no necesariamente ocurre
tal cual.
2. Esta teoría no considera a los ácidos no-proticos, los cuales se ven incapaces de liberar iones
hidrógenos, ni a las bases deshidroxiladas, incapaces de liberar iones hidroxilos.
En la Imagen se representan un ácido (arriba) y una base (abajo), de manera general, según como las
veía S. Arrhenius. Mientras que en la otra Imagen se puede apreciar una imagen 3D del ión hidroxilo.
Representaciones de un ácido de Arrhenius (arriba) y una base de Arrhenius (abajo) cualquiera. Tener en
cuenta que en ambos casos se consideró medio acuoso.
*Investigación
En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él 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 un ácido con una
base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus
propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se
produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
 Propiedades de las disoluciones ácidas:
1. Desprenden hidrógeno con Zn o Mg
2. Reaccionan con los carbonatos desprendiendo CO2
3. Modifican el color de los indicadores (enrojecen el tornasol)

 Propiedades de las disoluciones básicas:
1. Untuosas al tacto
2. Precipitan Mg(OH)2 en presencia de Mg2+
3. Vuelven azul el tornasol enrojecido por los ácidos
*Ácidos fuertes
Los compuestos ácidos deben aportar iones H+ al agua. Los iones H+ se forman por disociación del ácido
en agua. Los ácidos fuertes se disocian completamente en agua:
 HCl(ac) → H+
(ac) + Cl-
(ac)
En una disolución acuosa diluida de ácido clorhídrico no hay moléculas de HCl, sino solamente iones H+
y Cl-
 [HCl(ac)] =0,1M ⇒ [H+
]=0,1M ⇒pH=1
Los ácidos fuertes:
 HCl → H+
+ Cl-
 HBr → H+
+ Br-
 HI → H+
+ I-
 HNO3 → H+
+ NO3
-
 H2SO4 → H+
+ HSO4
-
 HClO4 → H+
+ ClO4
-
*Ácido débil
Un ácido débil está sólo parcialmente disociado en disolución acuosa:
 HF(ac) ⇔ H+
(ac) + F-
(ac)
-En una disolución 0,1M de HF, más del 90% de las moléculas de HF están sin disociar
*Base débil
NH3 + H2O ⇔ NH4
+
+ OH –
Cerca del 90% del amoníaco disuelto, en una disolución 0,1 M, queda sin reaccionar.
-La mayor parte de las bases débiles son aniones:
 F- H2O ⇔ HF + OH-
 CH3COO-
+ H2O ⇔ CH3COOH + OH-
Base débil + H2O ⇔Ácido débil + OH-
*Base fuerte
Se disocian completamente produciendo iones OH-
 [NaOH(ac)] = ⇒ 0,1 M ⇒[ OH-
] = 0,1 M ⇒ pH=13
1. Los hidróxidos de los alcalinos
2. Los hidróxidos de los alcalinotérreos (solubilidad limitada)

→ Teoría de Brönsted-Lowry.
Johannes Niclaus Brønsted(22 de febrero de 1879 - 17
de diciembre de 1947). Químico danés, nacido en
Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y
un cargo de profesor de química en la Universidad de
Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en
el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (26
de octubre de 1874 – 2 de noviembre de 1936) fue un
químico británico que, junto a Johannes Brønsted,
anunció una teoría revolucionaria como resultado de
los experimentos con ácidos y bases en solución, que
desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-
base conjugados. En 1923, en forma independiente Jhoannes Brønsted y Thomas Lowry desarrollaron una
teoría más general que la de Arrhenius. Según la teoría de Brønsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula
o ión) capaz de ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón.
De acuerdo con la teoría de Brønsted y Lowry, los considerados ácidos no cambian con respecto a la teoría de
Arrhenius, porque para ceder un protón es necesario que la sustancia posea por lo menos un átomo de
hidrógeno. Pero en el caso de las bases; ahora no solamente serán los hidróxidos, porque para aceptar un
protón no es necesario que la sustancia tenga iones hidróxido. Algunos ejemplos que podríamos dar para
entender más la teoría son:
*Ejemplo de disociación de un ácido:
 HCl (g) + H2O (l) -----> H3O+
(ac) + Cl–
(ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+
se transforma en Cl–
(base conjugada).
*Ejemplo de disociación de una base:
 NH3 (g) + H2O (l) -----> NH4
+
+ OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+
a la base NH3 que se transforma en NH4
+
(ácido
conjugado).
 NH4
+
+ OH−
-----> NH3 + H2O
El amoníaco NH3 es la base conjugada del ácido ion amonio NH4
+
El ion hidroxilo OH−
es la base conjugada del ácido agua H2O
*Ejercicios:
Escribe en la columna de la derecha las bases conjugadas que correspondan a cada uno de los
siguientes ácidos conjugados:
Ácido conjugado H+
+ Base conjugado
1) NH4
+
NH3
2) HCO3
-
CO3
-2
3) H2PO3
-
HPO3
-2
4) H2O OH-
5) HCNS CNS-

 Escribe en la columna de la derecha los ácidos conjugados que correspondan a cada una de las siguientes
bases conjugadas:
Base conjugada + H+
Ácido conjugado
1) ClO4
-
+ H+
HClO4
2) HCOO-
+ H+
HCOOH
3) PO4
-3
+ H+
HPO4
-2
4) NH2
-
+ H+
NH3
5) Br-
+ H+
HBr
Ejemplos
Aplicando la teoría de Brönsted – Lowry sobre ácidos y bases, explica el comportamiento de cada ion o
molécula y las parejas ácido-base conjugado:
a) HCl + H2O → ¿?
b) H2CO3 + H2O → ¿?
c) NH3 + H2O → ¿?
d) HNO3 + H2O → ¿?

Evaluación
1. Señala cuáles son los pares conjugados ácidos – base en los siguientes casos.
a. HBr→ H+
+ Br-
b. NaOH → Na+
+ OH-
c. HCl + OH-
→ Cl-
+ H2O
d. H2SO4 → 2H+
+ SO4
-2
e. Mg(OH)2 → Mg+2
+ 2OH-

Capacidad
Resuelve problemas referidos a potencial de hidrógeno (pH).
→ El pH
En términos simples el pH se usa para indicar de forma precisa la acidez o basicidad de una sustancia.
Normalmente oscila entre los valores de O (más ácido) y 14 (más básico).
En la siguiente tabla aparece el valor de los pH para alguna sustancia comunes.
Sustancia pH sustancia pH
Jugos gástricos 2 Saliva (reposo) 6,6
Limones 2,3 Agua pura 7
Vinagre 2,9 Saliva (al comer) 7,2
Refrescos 3 Sangre humana 7,4
Vino 3,5 Huevos frescos 7,8
Naranja 3,5 Agua de mar 8
Tomates 4,2 Disolución saturada de bicarbonato de sodio 8,4
Lluvia acida 5,6 Pastas de dientes 9,9
Orina humana 6 Leche de magnesia 10,5
Leche de vaca 6,4 Amoniaco casero 11,5
pH = - log [H+
]
El pH de una disolución está dado por el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno (en
mol/L)
Las disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse por sus valores de pH:
Disoluciones ácida : [H+
] > 1.10-7
M pH < 7
Disoluciones básica : [H+
] < 1.10-7
M pH > 7
Disoluciones neutra : [H+
] = 1.107
M pH = 7
También puede definirse el pOH como: pOH = - log [OH-
]
Considerando la constante del producto iónico del agua:
[H+
].[OH-
] = Kw = 1.10-14
Tomando logaritmo negativo en ambos lados, se obtiene:
- (log [H+
] + log[OH-
]) = - log(1.10-14
)
- log[H+
] - log[OH-
] = 14
pH + pOH = 14 [H+
]=10-pH

Ejemplos
1. La concentración de iones H+
en una botella de vino de mesa fue de 3,2x 10-4
M, inmediatamente
después de haber sido destapada. Solo se consumió la mitad del vino, se encontró que la otra mitad,
después de haber permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una concentración de iones
igual a 1x10-3
M. Calcula el pH del vino en estas dos ocasiones.
2. El pH del agua de lluvia colectada en cierta región del noreste de Estados Unidos fue de 4,82. Calcula la
concentración de iones H+
en esa agua de lluvia.
3. En una disolución de hidróxido de sodio la concentración de iones es de 2,9x10-4
M. Calcula el pH de la
disolución.

Evaluación
1. Calcula el pH en:
a) Una solución de [OH-
] =0,010M
b) Una solución de [OH-
] = 2x10-9
M
c) [H+
]=2x10-6
M
d) [H+
]=[OH-
]
2. En una muestra de jugo de limón, la [H+
] es 3,8x10-4
M. Determina su pH.
3. Una solución utilizada para limpiar vidrios, tiene una [H+
] de 5,3x10-9
M. determina su pH.
4. Calcula la concentración de iones H+
:
a) De una muestra de jugo de manzana recién preparado, cuyo pH es 3,76.
b) De una solución formada al disolver una tableta antiácida, cuyo pH es 9,18.
5. Calcula la concentración de iones hidrógenos en las disoluciones que tienen los siguientes pH:
a) 2,42
b) 11,21
c) 6,96
d) 10

6. Calcula la concentración de iones hidrógenos en mol/L de:
a) Una disolución cuyo pH es 5,20
b) Una disolución cuyo pH es 12
7. Calcula el pH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) HCl 0,0010 M
b) KOH 0,76 M
c) Ba(OH)2 2,8x10-4
M
d) HNO3 5,2x10-4
M

Capacidad
Aplica el proceso de óxido-reducción en la solución de situaciones problemáticas.
→ Reacciones de Oxidación-Reducción
Se entiende por oxidación a la pérdida de electrones y por reducción a la ganancia de electrones.
Ambos fenómenos ocurren simultáneamente.
En las reacciones de oxidación-reducción (reacciones redox) se producen cambios en el número de
oxidación por transferencia de electrones. Se oxida el elemento que pierde electrones y se reduce el elemento
que gana electrones.
→ Agentes oxidantes
Sustancias que oxidan a otras sustancias experimentando disminución en su número de oxidación
(ganan electrones). Los agentes oxidantes se reducen.
→ Agentes reductores
Sustancias que reducen a otras sustancias, experimentando un aumento en su número de oxidación
(pierden electrones). Los agentes reductores se oxidan.
Las reacciones de desplazamiento siempre son reacciones redox.
Las reacciones de combinación y de descomposición en las que participan elementos libres, como
reactivo o como producto, son siempre reacciones redox.
→ Balanceo de las Reacciones Redox
 Generalmente las reacciones se pueden balancear por tanteo hasta que en ambos miembros
de la reacción existan cantidades iguales de cada clase del átomo. Pero la mayoría de las
reacciones redox son complejas y requieren un método sistemático para ser balanceadas.
 Toda reacción redox se descompone en dos procesos:
o El agente reductor pierde electrones (se oxida)
o El agente oxidante gana electrones (se reduce)
 Cada proceso se representa por una reacción parcial.
 En cada reacción parcial se balancea primero los números de átomos y luego los electrones.
 Se multiplica cada reacción parcial por un número que dé igual cantidad de electrones en las
dos reacciones y luego se suman y se simplifican.
 Se sustituyen los coeficientes obtenidos en las reacciones parciales en la reacción general.
 Se verifica el balanceo de la ecuación general en el siguiente orden: metales – no metales –
hidrógeno y oxígeno.

→ Reglas para la determinación de los números de oxidación.
a) Los elementos libres, no combinados, ya sea que se encuentren en forma atómica o de molécula en
estado neutro (H2, O2, Cu, Fe, etc.) tienen número de oxidación igual a 0.
b) Cuando los elementos están combinados en compuestos iónicos, el número de oxidación en forma de
un monoatómico (catión o anión) es la carga eléctrica real, positiva o negativa, que resulta de la
pérdida o ganancia de electrones, respectivamente
c) Número de oxidación del hidrógeno; casi siempre es de +1, (H+1
), excepto al formar parte de los
hidruros metálicos donde es -1 (H-1
)
d) Número de oxidación del oxígeno; casi siempre es de -2, (O-2
) salvo en los peróxidos, donde es -1 (O2
-1
)
e) Número de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios. Los número de
oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios (compuestos que se forman
entre no metales) son las cargas virtuales que se asignan con base en la electronegatividad de los
elementos combinados. Al elemento del compuesto se le asigna carga positiva (también como si fuera
carga iónica).
f) En los compuestos binarios covalentes, la carga virtual se asigna según la secuencia que aparece a
continuación. El elemento que llevará la carga virtual negativa se halla a la derecha de la lista, y los que
le preceden llevarán la carga positiva.
Carga negativa
Si, B, Sb, As, P, H, C, N, Te, Se, I, Br, Cl, O, F
g) Cuando no se puede determinar el número de oxidación directamente, hay que deducirlo aplicando lo
siguiente.
h) En una molécula, la suma de los números de oxidación de cada átomo componente debe ser igual a
cero, o sea su carga total es cero.

Evaluación.
1. Determina el número de oxidación de los elementos que forman los compuestos siguientes:
A. NaCl
B. KMnO4
C. SnO2
2. Determina el número de oxidación de los elementos que forman los iones siguientes:
A. (PO4)-3
B. (NH4)+1
C. (P2O5)-4
3. Calcula los elementos de oxidación del azufre en los siguientes compuestos:
A. H2SO3
B. FeS
C. Al2(SO4)3

→ Balanceo por el método del Número de Oxidación
Como su nombre lo indica, este método de balanceo se basa en los cambios de los números de oxidación
de las especies que reaccionan.
Carbono + ácido nítrico → dióxido de carbono + dióxido de nitrógeno + agua
C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O
C0
+ H+1
N+5
O3
-2
→ C+4
O2
-2
+ N+4
O2
-2
+ H2
+1
O-2
C0
→ C+4
+ 4e-
/1 (oxidación)
1 e-
+ N+5
→ N+4
/4 (reducción)
C0
→ C+4
+ 4e-
4 e-
+ 4 N+5
→ 4 N+4
4 e-
+ C0
+ 4 N+5
→ C+4
+ 4 N+4
+ 4e-
C0
+ 4 N+5
→ C+4
+ 4 N+4
C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O
Agente oxidante: HNO3
Agente reductor: carbono

Evaluación
1. Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción indicando el agente oxidante y el reductor
de las siguientes reacciones redox.
a. Al + O2 → Al2O3
Semirreacción de oxidación :
Agente :
Semirreacción de reducción :
Agente
b. Fe2O3+C → Fe + CO2
Agente :
Agente :

c. N2 + H2 → NH3
Agente :
Agente :
2. Balancea las siguientes ecuaciones redox por número de oxidación.
a) Sulfuro de calcio + yodo + ácido clorhídrico → cloruro de calcio + ácido yodhídrico + azufre
b) Ácido sulfuroso + ácido nitroso → óxido nitroso + ácido sulfúrico + agua
c) ácido yodhídrico + ácido nítrico → yodo + óxido nítrico + agua
d) óxido de cobre (II) + amoniaco → nitrógeno + agua + cobre

→ Balanceo de reacciones redox por el método del ión-electrón
El balanceo de las reacciones redox resulta más adecuados por este método porque en el proceso se
emplean las especies químicas que tienen existencia real. Por ejemplo, el KMnO4 se compone de los iones K+
y MnO4
-1
, dos especies que tienen existencia real. En el ejemplo de balanceo que se describirá a
continuación, se usa como tal, ya que el medio acuoso donde ocurre esta reacción el Mn+7
sólo puede
encontrarse como ión permanganato, MnO4
-1
.
→ Reacciones que ocurren medio ácido (H+
)
 Para balancear la siguiente reacción química:
CaC2O4 + KMnO4 +H2SO4 → CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 +H2O
Se separan en iones.
Ca+2
+ C2O4
-2
+ K+
+ MnO4
-1
+H+
+ SO4
-2
→ Ca+2
+ SO4
-2
+ Mn+2
+ SO4
-2
+K+
+SO4
-2
+ CO2 + H2O
 Se eliminan todos aquellos que no varían
Ca+2
+ C2O4
-2
+ K+
+ MnO4
-1
+H+
+ SO4
-2
→ Ca+2
+ SO4
-2
+ Mn+2
+ SO4
-2
+K+
+SO4
-2
+ CO2 + H2O
 Seguimos con el proceso redox.
C2O4
-2
+ MnO4
-1
+ H+
→ Mn+2
+ CO2 + H2O
 Se escribe las semirreaciones.
C2O4
-2
→ CO2 oxidación
MnO4
-1
→ Mn+2
reducción
H+
y H2O se utilizan más tarde
 Balanceo de masa
Se balancean primero los que no sean oxigeno ni hidrógeno
C2O4
-2
→2CO2 balanceo de carbono
MnO4
-1
→ Mn+2
esta balanceado
 Se balancea el oxígeno
C2O4
-2
→ 2CO2 acá ya está balanceado oxigeno
MnO4
-1
→ Mn+2
+4 H2O se le agrega una molécula de agua y se balancea el oxigeno
8H+
+ MnO4
-1
→ Mn+2
+4 H2O al miembro contrario se le agrega un H+
y se balancea
 Se sustituyen los resultados de las semirreacciones previas.
C2O4
-2
→ CO2 oxidación C2O4
-2
→ 2CO2
MnO4
-1
→ Mn+2
reducción 8H+
+ MnO4
-1
→ Mn+2
+4 H2O

 Balanceo de carga
Oxidación [C2O4]-2
→ 2*CO2]0
-2 → 0
[C2O4]-2
→ 2*CO2]0
+ 2e-
Reducción 8H+
+ [MnO4]-1
→ Mn+2
+4 [H2O]0
8 + -1 → +2 + 0
7 → 2
5e-
+ 8H+
+ [MnO4]-1
→ Mn+2
+4 [H2O]0
 Balanceo del número de electrones perdidos y ganados
[C2O4]-2
→ 2*CO2]0
+ 2e-
x 5 oxidación (agente reductor)
5e-
+ 8H+
+ [MnO4]-1
→ Mn+2
+4 [H2O]0
x 2 reducción (agente oxidante)
5[C2O4]-2
→ 10*CO2]0
+ 10e-
10e-
+ 16H+
+ 2[MnO4]-1
→ 2Mn+2
+8 [H2O]0
5[C2O4]-2
+ 16H+
+ 2[MnO4]-1
→ 10*CO2]0
+ 2Mn+2
+8 [H2O]0
5C2O4
-2
+ 16H+
+ 2MnO4
-1
→ 10CO2 + 2Mn+2
+8 H2O
 Los coeficientes obtenidos se trasladan a la ecuación original
CaC2O4 + KMnO4 +H2SO4 → CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 +H2O
5CaC2C4 + 2KMnO4 +8H2SO4 → CaSO4 +2MnSO4 + K2SO4 +10CO2 +8H2O
 Por último se balancea con el proceso normal
Metal
No metal
Oxígeno e hidrógeno
Resultado final
5CaC2O4 + 2KMnO4 +8H2SO4 → 5CaSO4 +2MnSO4 + K2SO4 +10CO2 +8H2O

→ Reacciones que ocurren en medio básicos (OH-
)
Para balancear las siguientes reacciones química:
Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O
 Se separan los compuestos iónicos
(Bi2O3)0
+ Na+1
(ClO)-1
+ Na+1
(OH)-1
→ Na+1
(BiO3)-1
+ Na+1
Cl-1
+ H2O
 Se eliminan todos aquellos que no varían
(Bi2O3)0
+ (ClO)-1
+ (OH)-1
→ (BiO3)-1
+ Cl-1
+ H2O
 Se escriben las semirreacciones
Bi2O3 → (BiO3)-1
oxidación
(ClO)-1
→ Cl-1
reducción
OH-
y H2O se utilizan más tarde
 Balanceo de masa
Se balancean primero los que no sean oxigeno ni hidrógeno
Bi2O3 → 2(BiO3)-1
se balanceó Bi
(ClO)-1
→ Cl-1
está balanceado
Balanceo de oxígeno
Bi2O3 → 2(BiO3)-1
+ 3 H2O se le agrega agua al mismo lado del exceso
H2O + (ClO)-1
→ Cl-1
Balanceo de Hidrógeno
6(OH)-
+ Bi2O3 → 2(BiO3)-1
+ 3 H2O se le agrega OH-
al miembro contrario del exceso
H2O + (ClO)-1
→ Cl-1
+ 2(OH)-1
 Balanceo de carga
6(OH)-
+ (Bi2O3)0
→ 2(BiO3)-1
+ 3(H2O)0
-6 + 0 → -2 + 0
-6 → -2 diferencia 4 electrones

(H2O)0
+ (ClO)-1
→ Cl-1
+ 2(OH)-1
0 + -1 → -1 + -2
-1 → -3 diferencia 2 electrones
6(OH)-
+ (Bi2O3)0
→ 2(BiO3)-1
+ 3(H2O)0
+ 4e-
x 1 oxi (ag. Reductor)
2e-
+ (H2O)0
+ (ClO)-1
→ Cl-1
+ 2(OH)-1
x 2 red (ag. Oxidante)
6(OH)-
+ (Bi2O3)0
→ 2(BiO3)-1
+ 3(H2O)0
+ 4e-
4e-
+ 2(H2O)0
+2(ClO)-1
→ 2Cl-1
+ 4(OH)-1
6(OH)-1
+ (Bi2O3)0
+ 2(H2O)0
+2(ClO)-1
→ 2(BiO3)-1
+ 3(H2O)0
+ 2Cl-1
+ 4(OH)-1
Se simplifica (OH)-1
2(OH)-
+ (Bi2O3)0
+ 2(H2O)0
+2(ClO)-1
→ 2(BiO3)-1
+ 3(H2O)0
+ 2Cl-1
Se simplifica agua
2(OH)-
+ (Bi2O3)0
+ 2(H2O)0
+2(ClO)-1
→ 2(BiO3)-1
+ 3(H2O)0
+ 2Cl-1
2(OH)-
+ (Bi2O3)0
+2(ClO)-1
→ 2(BiO3)-1
+ (H2O)0
+ 2Cl-1
 Los coeficientes obtenidos se trasladan a la ecuación original
Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O ecuación original
Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH → 2NaBiO3 +2NaCl + H2O
 Por último se balancea con el proceso normal si es necesario
Metal
No metal
Oxígeno e hidrógeno
Resultado final
Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH → 2NaBiO3 +2NaCl + H2O

Evaluación
1. Balancea las siguientes ecuaciones de las reacciones redox siguientes, aplicado los métodos estudiados:
a. Zn + AuCl3 → ZnCl2 +Au
b. Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O

c. KClO3 + CrCl3 + KOH → K2CrO4 + H2O + KCl + Cl2
d. K2Cr2O7 + HI + HCl → CrCl3 + I2 + H2O + KCl

e. Na2Cr2O7 + FeCl2 + HCl → CrCl3 + FeCl3 + NaCl + H2O
f. P4 + HNO3 + H2O → H3PO4 + N2

Trabajo individual
Indicadores
- Investiga y resuelve cada uno de los planteamientos presentados, en tu cuaderno
- Cada uno de los ejercicios presentar resultado final a bolígrafo,
- El trabajo será presentado el día ………………………..
- Por cada día hábil atrasado sin justificación válida para su presentación, el alumno pierde 1 punto por
día.
- Todos los problemas deben ser transcrito en su cuaderno, no será aceptado sólo respuesta.
- Total de puntos 10.
1.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones.
En la reacción: 2 AgNO3 + Fe → Fe(NO
3
)
2
+ 2 Ag.
a) Los cationes Ag
+
actúan como reductores; ( )
……………………………………………………………………
b) Los aniones NO
3
–
actúan como oxidantes; ( )
……………………………………………………………………
c) El Fe(s) es el oxidante; ( )
…………………………………………………………………..
d) El Fe(s) se ha oxidado a Fe
2+
; ( )
…………………………………………………………………..
e) los cationes Ag
+
se han reducido a Ag ( )
………………………………………………………………….
2.- Indica el nº de oxidación de cada elemento en los siguientes compuesto e iones:
a) NH
4
ClO
4
; b) CaH
2
;
c) HPO
4
2–
; d) ICl
3
;
e) HCOOH; f) CH
3
−CO−CH
3
.
3.- Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las siguientes
sustancias:
a) ácido sulfúrico, b) ácido nítrico,
c) ácido fosfórico, d) ácido hipocloroso,
e) cloruro de calcio, f) sulfato de hierro (III).
4.- Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las siguientes
sustancias:
a) yoduro de plata, b)trióxido de azufre,
c) ion sulfito, d) ion cromato,
e) ion perclorato, f) ion nitrito.

5.- El zinc reacciona con el ácido nítrico para dar nitrato de zinc y nitrato de amonio en disolución
a) Escribe y ajusta la reacción por el método del ion electrón;
b) calcula los gramos de ácido nítrico que se necesitan para disolver 10 g de zinc.
6.- Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:
a) K
2
Cr
2
O
7
+ HI + HClO
4
→ Cr(ClO
4
)
3
+ KClO
4
+ I
2
+ H
2
O
b) Sb
2
S
3
+ HNO
3
→ Sb
2
O
5
+ NO
2
+ S + H
2
O
c) KIO
3
+ KI + H
2
SO
4
→ I
2
+ K
2
SO
4
+ H
2
O
d) K
2
Cr
2
O
7
+ HCl → CrCl
3
+ Cl
2
+ KCl + H
2
O
e) I
2
+ HNO
3
→ NO + HIO
3
+ H
2
O
f) KMnO
4
+ FeCl
2
+ HCl → MnCl
2
+ FeCl
3
+ KCl + H
2
O
7.- Ajusta por el método del ion electrón las siguientes reacciones en medio básico:
a) MnO
2
+ KClO
3
+ KOH → K
2
MnO
4
+ KCl + H
2
O;
b) Br
2
+ KOH → KBr + KBrO
3
+ H
2
O;
c) KMnO
4
+ NH
3
→ KNO
3
+ MnO
2
+ KOH + H
2
O
8.- Ajusta la siguiente ecuación redox: FeS
2
+ Na
2
O
2
→ Fe
2
O
3
+ Na
2
SO
4
+ Na
2
O
9.- Escribe y ajusta la siguiente reacción redox, indicando la especie que se oxida y la que se reduce, así como
la oxidante y la reductora: el permanganato de potasio y el ácido sulfhídrico, en medio ácido sulfúrico
forman azufre y sulfato de manganeso (II).
10.- Sabiendo que la reacción del dicromato de potasio (K
2
Cr
2
O
7
) con cloruro de estaño (II) en presencia de
ácido clorhídrico conduce a la obtención de cloruro de estaño (IV) y cloruro de cromo (III), escribe y
ajusta la correspondiente reacción redox.

Capacidad
Aplica los conocimientos de la electroquímica en la resolución de situaciones
problemáticas.
ELECTROQUÍMICA
→Electrolisis
El proceso conocido con el nombre de electrolisis permite descomponer químicamente un compuesto
iónico por medio de la corriente eléctrica. La misma palabra lo indica con su significado:
Electro = electricidad, lisis = separar o romper
Conductores de la electricidad
Conductores de primera clase: los que conducen la electricidad sin transformarse químicamente (son
los metales)
Conductores de segunda clase: aquellos que, para conducir la electricidad, primero deben
descomponerse (son los compuestos iónicos, tales como ácidos, hidróxidos y sales). Estos reciben el nombre
de electrolitos, ya que pueden transformarse químicamente mediante electrolisis (separación de los
elementos componentes)
→ Celda electrónica
Cuando un compuesto iónico es disuelto en agua, se produce la separación de sus iones, los cuales
permanecen moviéndose desordenadamente en el líquido.
Así, cuando disolvemos la sal común (cloruro de sodio) en agua, desaparece la estructura rígida del
estado sólido, y no existen moléculas de sal, porque se ha producido la disociación en iones:
NaCl → Na+
+ Cl –
Si se establece un campo eléctrico en la solución que contiene a estos conductores de segunda clase o
electrolitos (sumergiendo dos electrodos que estén conectados a una fuente de energía, como pilas) queda
formado un circuito.
Los cationes (iones positivos) se moverán hacia el cátodo (electrodo negativo), mientras que los
aniones (iones negativos) se desplazarán hacia el ánodo (electrodo positivo). A este movimiento de cargas
eléctricas dentro de la solución se le llama migración de iones.
El recipiente donde se realiza la electrólisis se llama celda electrolítica (en la industria se realiza en
grandes tanques llamados cubas electrolíticas). Las celdas electrolíticas contienen a la solución donde está el
electrolito disuelto en agua. En el líquido están sumergidos los electrodos (cátodo y ánodo) conectados al
generador.

Los electrones que salen del polo negativo del generador llegan al cátodo (por eso este electrodo tiene
carga negativa). Los cationes de la solución son atraídos (tienen carga contraria), y cuando llegan al cátodo,
reciben los electrones que les faltan y se neutralizan, transformándose en átomos del elemento al que
pertenecen.
En el ánodo ocurre el proceso opuesto. Debido a su carga positiva, atrae a los aniones (que son
negativos), y cuando éstos llegan al ánodo, descargan los electrones que llevan en exceso, y por lo tanto
también se neutralizan.
Los electrones depositados en el ánodo por los aniones retornan al generador, y de esta manera se
cierra el circuito.
Es conveniente aclarar que los iones compuestos, es decir, los que están formados por más de un
elemento, como nitrato NO3
-
, el sulfato SO4
-2
o el carbonato CO3
-2
, reaccionan de otra manera, y entonces lo
que se forma en el ánodo es el elemento oxígeno, que proviene del agua y se desprende como gas (se observa
un continuo burbujeo sobre el electrodo).

Evaluación
1. Predice los iones que se formarán al disolver en agua los siguientes compuestos iónicos (sales),
representado cada ión con su carga correspondiente.
a. Cloruro cúprico CuCl2
b. Yoduro férrico FeI3
c. Sulfato de magnesio MgSO4
d. Carbonato de Litio Li2CO3
e. Sulfuro de sodio Na2S
f. Bromuro ferroso FeBr2
g. Nitrato de cinc Zn(NO3)2
h. Fluoruro mercurioso HgF
i. Nitrato de plata AgNO3

2. Responde las siguientes preguntas sobre electrolisis
a. Indica en qué consiste el fenómeno llamado migración de iones.
b. Dar un ejemplo de conductor de primera clase y otro de segunda clase, y establecer
claramente la diferencia que existe entre ellos.
c. Explica por qué no hay electrolisis cuando se usa una corriente alterna.
3. Escribe las ecuaciones de disolución en iones al disolver en agua las siguientes sales.
a. Nitrato de plata
b. Cloruro de hierro(III)
c. Sulfato de potasio
d. Carbonato de amonio
e. Bromuro de cinc
f. Sulfuro de Litio

→ Equivalente gramo
El equivalente-gramo de un elemento, es la masa del mismo que representa la relación entre su
átomo-gramo y su valencia.
Evaluación
Calcula el equivalente-gramo de los siguientes iones.
1. Fe++
(ferroso) PA(56)
2. Cu+
(cuproso) PA(63,5)
3. Cu++
(cúprico)
4. Al+++
PA(27)
5. Zn++
PA(65)
→ Las leyes de Faraday
Estas leyes relacionan matemáticamente los factores que influyen en las electrólisis de una sustancia, y
que determinan la masa de un elementos químico que se depositará en un electrodo.
Se tiene los siguientes
a) La masa depositada en un electrodo es directamente proporcional a la intensidad de la corriente
que circula;
b) Esta masa depositada es directamente proporcional al tiempo que dura la electrólisis;
c) La cantidad depositada es inversamente proporcional a la valencia del elemento (o sea, a la carga
eléctrica del ión).
Las dos primeras conclusiones asocian la intensidad de la corriente con el tiempo. De los cursos de
Física sabemos que esto representa la carga eléctrica que circula, pues:
𝐸𝑞𝑔 =
𝐴𝑡𝑔
𝑣𝑎𝑙
q = i.t

Las unidades en el Sistema Internacional son:
( q ) = Cb (coulomb) unidades de carga eléctrica
( i ) = A (ampere) unidad de intensidad de corriente eléctrica
( t ) = seg (segundo) unidad de tiempo
→ Primera ley de Faraday
La masa de un elemento depositada en un electrodo, es directamente proporcional a la cantidad de
electricidad que circula.
→ Segunda ley de Faraday
La masa de un elemento depositada en un electrodo, es directamente proporcional a su equivalente-
gramo.
Es obvio que esta segunda ley incluye a la relación inversamente proporcional respecto a la valencia.
Resumiendo
La masa liberada de un electrodo es proporcional a la carga q que circula y también al equivalente-
gramo del elemento depositado.
Faraday descubrió también que, si la masa depositada es exactamente 1 Eqg, entonces la cantidad de
electricidad que circuló es 96.500Cb, y esto vale para todos los elementos.
Tal valor es conocido con el nombre de constante de Faraday, representada por F:
De acuerdo con las dos leyes de Faraday, y teniendo en cuenta su constante, se tiene:
=
Porque cuando q = F, entonces es m = Eqg.
Pero se puede obtener una fórmula general, y mucho más práctica, reemplazando Eqg y la carga q, por
sus definiciones:
= q = i.t =
F = 96.500 Cb

Ejemplos
Se realiza la electrólisis de una solución de yoduro de hierro (III) o yoduro férrico, y para tal fin se
emplea una intensidad de corriente de 2,5 A durante 40 min. El peso atómico del hierro es 56.
Calcula
a) La masa del hierro depositada en el cátodo.
b) La cantidad de electricidad que circuló en ese tiempo.
40m = 40 x 60 sg = 2400sg
a) = = = m=1,16gramos
b) q=i.t q=2,5x2400 q=6000Cb Cb= coulomb

Evaluación
1. En la electrolisis del fluoruro de plomo (II) se han depositado 2,6 gramos del metal en 20 minutos.
El peso atómico del plomo es 206. Calcula la intensidad de la corriente empleada. I=2A
2. Durante media hora, y con una intensidad de corriente de 3 A, se realiza la electrolisis de una
solución de cloruro ferroso. Halla la masa de hierro depositada en el cátodo (PA de Fe = 56)
m=1,56gr
3. Establece cuanto tiempo deberá durar una electrolisis, para obtener 4,6 gramos de sodio a partir
de cloruro de sodio fundido, usando una corriente de 9,65 A de intensidad (PA del sodio = 23).
t=2000sg
4. Calcula la intensidad de corriente que se debe emplear en una electrolisis, para que se obtenga 2,7
g de aluminio a partir de su cloruro, en una hora (PA del aluminio = 27). i=8A
5. Se disuelve en agua una sal de hierro y se la somete a electrólisis durante una hora y media. Luego
de transcurrido ese tiempo, se observa sobre el cátodo un depósito de hierro, que pesa 3,9
gramos. La corriente utilizada ha sido de 2,5 A. Con estos datos, determina si la sal era ferrosa o
férrica. Val =2 , ferroso (menor valencia)

6. En la electrólisis de yoduro cúprico se depositan 2 gramos del metal luego de 3 horas. Averigua la
intensidad de la corriente empleada PA Cu = 63,5 (i= 0,56A)
7. Se produce la electrolisis de bromuro ferroso con una corriente de 3 A, depositándose en el cátodo
4 gramos del metal durante el proceso. Halla el tiempo transcurrido. (t = 4595 sg)
8. Calcula la masa de cinc depositada en una electrolisis de su cloruro, durante 40 minutos, con una
intensidad de corriente de 1,5 A (PA del cinc = 65) (m = 1,21gr)
9. En la electrolisis de cloruro de cobre (II) se usa una corriente de 4 A durante 5 horas. Determina la
masa del metal depositado en el cátodo.(m = 23,7gr)
10. Se realiza la electrolisis de fluoruro ferroso durante 45 minutos, depositándose 1,5 del metal sobre
el cátodo. Calcula:
a. La intensidad de la corriente empleada; (1,9A)
b. La carga eléctrica que circuló durante ese tiempo.(q=5169,6Cb)

Capacidad
Comprende el funcionamiento de las baterías.
→ Baterías - Las pilas Zinc-Carbono o Leclanché
Georges Leclanché
Leclanché fue un ingeniero francés que nació en Parmain (cerca de París) en 1839 y murió el 14 de
septiembre de 1882 en París. En 1866 aproximadamente inventó la pila que lleva su nombre la cual le hizo
famoso mundialmente. Las pilas cilíndricas tradicionales son un derivado directo de la pila de Leclanché, en las
que el electrólito ha sido inmovilizado, y por ello se denominaron pilas secas de Leclanché.
→ Pila Leclanché o seca
Esta pila pertenece en la clasificación a las pilas primarias, pues es desechable, además es de la más
conocida y utilizada.
Contiene una disolución conductora (electrolito) de cloruro de amonio, un cátodo (polo positivo) de
carbono, un despolarizador de dióxido de manganeso, y un ánodo (terminal negativo) de zinc.
El electrolito es el cloruro de amonio (NH4CI), frecuentemente llamado sal de amoniaco. El electrodo
negativo es de la forma del recipiente y contiene la totalidad de la pila. El elemento positivo tiene una forma
similar a una varilla de carbón que se encuentra situada en el centro de la pila. El electrólito está mezclado con
almidón o con harina formando una pasta., y cuando éste se seca, la pila deja de funcionar.
Alrededor del electrodo de carbón se coloca una capa de dióxido de manganeso (MnO2) que actúa
como despolarizador.
Una pila seca muy conocida es la «pila de transistor» de 9 voltios (pila PP3), constituida internamente
por un conjunto estándar de seis células de zinc-carbono o alcalinas, o bien por tres células de litio.
La célula seca estándar de zinc-carbono es relativamente barata y ha sido el tipo de célula más común
hasta la actualidad que está siendo reemplazada por el tipo alcalino.
Su funcionamiento está basado en la oxidación del cinc en medio ligeramente ácido. Por medio de una
reacción química la cubierta de zinc atrae electrones y se carga negativamente y el carbón pierde electrones y
se carga positivamente. Debido a que la reacción química oxida el zinc la pila tiene una vida limitada. Están
compuestas por cinc metálico, cloruro de amonio y dióxido de manganeso. Son las llamadas pilas comunes.
Sirven para aparatos sencillos y de poco consumo.

Las pilas de petaca están constituidas por 3 pilas Leclanché conectadas en series que producen una fuerza
electromotriz de 4,5 voltios.
Las pilas secas alcalinas son de diversos tipos:
 La pila seca zinc manganeso está constituida por 2 electrodos, uno de zinc y otro de MnO2, en medio
alcalino y permite mayor diferencia de potencial y duración que la pila Leclanché. Se utiliza como pila de
referencia, ya que su potencial se mantiene constante durante largos períodos de tiempo siempre que se
trabaje con bajas intensidades.
 La pila seca alcalina Cd-HgO presenta la ventaja adicional de que sus electrodos tan sólo reaccionan al
descargarse, por lo que su duración es excepcionalmente larga. Cuando no e utiliza puede llegar a durar hasta
10 años.
→ Batería de plomo
Es la común batería de automóvil, que permite acumular la energía eléctrica necesaria para el motor
de arranque.
La batería es una serie de acumuladores conectados n serie, y constituidos por un conjunto de placas
que funcionan como electrodos, sumergidos en líquido contenido en la batería, y que es un electrolito
(solución de ácido sulfúrico al 30% en volumen, aproximadamente).
El electrodo positivo está formado generalmente por dióxido de plomo PbO2, y el negativo por plomo
metálico. La concentración de ácido sulfúrico indica el estado de carga del acumulador. Cada acumulador
suministra unos 2 volt de tensión, de modo que una batería de seis acumuladores en serie (la más común) da
un voltaje efectivo de unos 12 volt.
En el proceso de descarga (funcionamiento normal de la batería) ocurre la reacción:
PbO2 + Pb + 2H2SO4 → 2PbSO4 + 2H2O
Cuando hay una descarga importante (como por ejemplo, varios intentos reiterados de encendido, sin
resultado), es conveniente dejar transcurrir cierto lapso antes de volver a intentar, pues la batería tiene la
capacidad de recuperarse, pero si la tensión disminuye a 1,7 volt o menos l acumulador queda dañado, sin
posibilidad de recuperación, pues el sulfato de plomo que se forma durante la descarga, se compacta en una
gruesa capa insoluble que se deposita sobre las placas. Es lo que comúnmente se llama sulfato del
acumulador.
La vida de una batería de plomo es relativamente breve: unos pocos años, debiendo cambiarse a causa
de la sulfatación y también por la deformación que sufren las placas.

La ventaja de la batería de plomo o acumulador es que puede generase por carga eléctrica, es decir,
conectándola a una fuente de corriente continua, se provocan las reacciones químicas contrarias. Constituye,
por lo tanto, una categoría especial de pilas reversibles.
→ Batería de Níquel Cadmio (celda nicad)
Los electrodos están formados por placas porosas de níquel de alto grado de pureza, empapadas en
compuestos de níquel y cadmio.
Se recarga periódicamente, y no sufre deterioro por falta de uso (como ocurre con la batería de
plomo).
Una de las más conocidas es la que se emplea en las cámaras de video.
→ Serie electromotriz
La serie electromotriz, o serie electroquímica, es un ordenamiento de la tendencia que tienen iones o
átomos a la oxidación.
También se la denomina potenciales de oxidación, porque armando una pila entre uno de ellos y el
hidrógeno (tomando como patrón de referencia, con potencial cero) se produce una diferencia de potencial o
tensión eléctrica entre ellos, que se mide en volt.
Semirreacciones Potencial de oxidación (volt)
Li → Li+
+ e-
3,02
Na → Na+
+ e-
2,71
Mg → Mg++
+ 2e-
2,37
Al → Al+++
+ 3e-
1,66
Zn → Zn++
+ 2e-
0,76
Fe → Fe++
+ 2e-
0,44
Pb → Pb++
+ 2e-
0,13
H2 → 2H+
+ 2e-
0
Cu → Cu++
+ 2e-
- 0,34
Ag → Ag+
+ e-
- 0,80

→ Cálculo de FEM de una pila: (Fuerza ElectroMotriz)
Como cada electrodo tiene su propio potencial, al acoplarlos formando una celda galvánica o pila
galvánica, se producirá un voltaje resultante, que es la FEM generada por la pila.
La notación de una pila se hace indicando el electrodo de oxidación (ánodo) a la izquierda, y el de
reducción a la derecha, separándose por una doble barra. Así mismo, deben indicarse las concentraciones las
soluciones iónicas donde están el ánodo y el cátodo.
Ejemplo
Pila de Zn – Cu, y las concentraciones iónicas son 1M
Zn/Zn++
(1 M)//Cu++
(1 M)/Cu
El cálculo de la FEM de la celda se puede hacer restando los potenciales de ambos electrodos (el de
oxidación menos el de reducción). Si estos no son los potenciales normales, se deben calcular previamente con
la ecuación de Nernst.
→ Potencial normal de electrodo
El valor de cada potencial de oxidación que aparece en la tabla de potenciales solamente es válido
para concentración 1M y temperatura de 25ºC. Estos reciben entonces el nombre de potencial normal de
electrodo.
→Ecuación de Nernst
Si la concentración varia, o bien, varía la temperatura, también varía el potencial de oxidación, porque
ya no es potencial normal.
En este caso, el nuevo potencial deberá ser determinado a través de la llamada ecuación de Nernst,
cuya expresión es: =
( )
( )
En esta ecuación,
- E presenta el potencial corregido según los cambios,
- es el potencial normal (el que aparece en la tabla de potenciales o serie de electromotriz),
- R es la constante de los gases,
- T la temperatura (que debe indicarse en grados Kelvin)
- F constante de Faraday (estas tres constantes pueden reemplazarse por su valor equivalente,
que es 0,059 )
- n electrodos

Ejemplo
Calcula la FEM de la siguiente pila:
Zn/Zn++
(0,1 M)//Cu++
(0,01 M)/Cu
Como las concentraciones no son unitarias (es decir, no son 1M) no se puede hallar la FEM de la pila
restando directamente los potenciales normales de electrodo.
Entonces se debe calcular por separado el potencial real de cada electrodo, para las concentraciones
indicadas en la notación de la celda galvánica.
Aplicamos la ecuación de Nernst para el electrodo de oxidación (que es el cinc), donde están
involucrados 2 electrones (oxidación de Zno
a Zn++
), y usamos la tabla de los potenciales normales para Eo
.
Zn n = 2
=
( )
( )
, como = 0,059 y
( )
( )
= ( )
= ( )
= ( ) Obs: se busca en la tabla de página 40
= 0,79 volt
Cu n = 2
= ( )
= ( ) Obs: ox = oxidación
=- 0,28Volt red = reducción
FEM =
FEM = 0,79 volt - 0,28Volt
FEM = + 1,07 Volt
Zn/Zn++
(0,1 M)//Cu++
(0,01 M)/Cu
Zn/Zn++
(0,1 M)//Cu++
(0,01 M)/Cu

Evaluación
1. Calcula la FEM de la pila Zn/Zn++
(0,01 M)//Cu++
(0,05 M)/Cu. (FEM = 1,12volt)
2. Calcula la FEM de la pila Ni/Ni++
(0,01 M)// Sn++
(1,5 M)/Sn, siendo los potenciales normales de
oxidación + 0,25 volt para el níquel, y + 0,14 volt para el estaño. (0,17Volt)
3. Calcula la FEM de la pila Al/Al+++
(0,02 M)//N++
(0,5 M)/Ni. (1,44 Volt)
4. Halla la FEM de la pila Zn/Zn++
(0,5 M) // Ag+
(0,01 M) / Ag. (1,45 Volt)
5. Determina la FEM de la pila Zn/Zn++
(0,3 M)//Cu++
(0,2M)/Cu. (1,09Volt)

Capacidad
Resuelve problemas referidos al equilibrio químico.
→ Reacciones reversibles
Las reacciones químicas estudiadas hasta ahora ha sido, por lo general, totales o completas (con
algunas excepciones, tal como la esterificación de Fischer).
Es decir, los reactivos se consumen totalmente para formar nuevas sustancias, que son los productos
de la reacción. Son reacciones irreversibles, porque transcurren en un solo sentido (de los reactivos hacia los
productos).
Así generalmente escribimos:
A + B → C + D
Pero hay muchos casos en que una reacción no llega a completarse porque se alcanza un estado de
equilibrio dinámico, en el cual están presentes reactivos y productos.
En ese estado, por cada molécula de reactivos que desaparece para formar los productos, también se
forma una molécula de reactivos por reacción de los productos entre sí.
Entonces, estas reacciones son reversibles, por que trascurren en ambos sentidos:
A + B ↔ C + D
Al comienzo de la reacción progresaba hacia la derecha, ya que al principio la concentración de los
reactivos es máxima, y la de producto es mínima.
Pero a medida que la reacción evoluciona, comienzan a reaccionar entre sí las moléculas de los
productos C y D, empezando a formar A y B.
Es lógico suponer que, en un momento dado, ambas velocidades de reacción se igualarán, y en ese
momento se ha alcanzado el equilibrio, porque A y B forman C y D con la misma velocidad con combinaciones
que C y D reaccionan para formar A y B. por eso es un equilibrio dinámico (y no estático) ya que las
combinaciones entre las moléculas siguen ocurriendo, sólo que se forman con la misma velocidad con que se
descomponen, y entonces la reacción queda estabilizada en ese punto.
Puede compararse con lo que sucede con la fuente de agua de un parque: el nivel de agua en la pileta
se mantiene estable, pero no porque el agua esté estancada e inmóvil (estado estático), ya que sigue entrando
constantemente agua por el surtidor, y sigue saliendo agua por el sumidero del fondo. Es un equilibrio
dinámico porque continúa la circulación de agua sin parar, sólo que las velocidades de entrada y salida del
líquido son iguales.

→ Constante de equilibrio
A través del concepto de velocidad de reacción, se puede deducir una expresión matemática que
relaciona las concentraciones de todas las sustancias en el estado de equilibrio.
Escribiendo la reacción general de la forma:
aA + bB ↔ cC + dD
Donde a, b, c y d son los coeficientes que intervienen en el balance de la ecuación química, se llega a la
expresión siguiente:
=
( ) ( )
( ) ( )
Donde (A),(B),(C) y(D) son las concentraciones de reactivos y productos, que deben estar expresados en
molaridad, y siempre corresponden al estado de equilibrio (no son las concentraciones iniciales).
La constante de equilibrio Keq corresponde a la reacción tal como está escrita, o sea, con A y B como
reactivos, y C y D como productos. Si la reacción se invierte, la constante de equilibrio también se invierte.
→ Principio de Le Chatelier
En un sistema reaccionante que ya ha alcanzado su estado de equilibrio, a veces es de gran
importancia desplazar este equilibrio en uno de los dos sentidos (directo o inverso), por distintas razones,
sobre todo de producción. Esencialmente, es un problema industrial muy frecuente obtener el máximo
equilibrio en uno de los dos sentidos (directo o inverso), por distintas razones, sobre todo de producción.
Esencialmente, es un problema industrial muy frecuente obtener el máximo rendimiento en procesos de
naturaleza reversible.
Existen agentes externos que pueden desplazar el punto de equilibrio alcanzando, hasta estabilizarse
en un nuevo estado de equilibrio. Estas variaciones fueron estudiadas por el químico francés Le Chatelier a
fines del siglo 19, enunciando el Principio que lleva su nombre, el cual establece:
Cuando un agente externo modifica las condiciones de equilibrio de un sistema químico, este sistema
evoluciona en el sentido de absorber o contrarrestar los efectos del cambio.
→ Factores que alteran el equilibrio
Los agentes más importantes que pueden alterar el equilibrio de un sistema químico del tipo
reversible, son la concentración, la presión y la temperatura.

→ Variación de las concentraciones
Si al sistema que ya encuentra en estado de equilibrio químico, se le agrega una cierta cantidad de uno
de los componentes, como la constante de equilibrio Keq no se modifica (pues sólo varía con la temperatura)
entonces variarán las concentraciones de los demás componentes, de modo que Keq mantenga su valor
constante.
Resulta entonces evidente que al variar las concentraciones en el equilibrio, este equilibrio se estará
desplazando hacia los reactivos o hacia los productos.
H2 + I2 ↔ 2HI
Si luego de alcanzarse el estado de equilibrio, se le agrega algo de H2 o de I2 (reactivos), el equilibrio se
va a desplazar hacia los productos, formándose más HI, porque de acuerdo con el Principio de Le Chatelier, esa
es la forma que tiene el sistema químico para oponerse a los efectos del cambio (tratando de eliminar la
cantidad agregada de reactivo).
Si en cambio se agregase más HI (producto) al sistema en equilibrio, se producirá un
desplazamiento hacia los reactivos, formándose más H2 y I2, para así eliminar el agregado de HI (oponiéndose
o contrarrestando los efectos del cambio).
→ Variación de la presión
Este factor solamente produce alteraciones en el equilibrio cuando alguno de los componentes
del sistema (o todos) son gases, porque no afecta a líquidos o sólidos.
Ejemplo
Formación de amoniaco NH3 a partir de sus elementos nitrógeno e hidrógeno (todos son gases). Esta
es una reacción reversible, y la ecuación que la describe es:
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
1 volumen 3 volúmenes 2volumenes
Un aumento de presión sobre el sistema de equilibrio, debe producir una disminución de
volumen a temperatura constante (ley de Boyle). Como en este ejemplo los reactivos ocupan en conjunto
mayor volumen que el producto (relación 4 a 2), el equilibrio se desplazará efectivamente hacia la derecha
(hacia el menor volumen), “absorbiendo los efectos del cambio”, como lo establece el Principio de Le
Chatelier. Es decir, aumentará la formación de amoniaco.

En cambio, una disminución de presión provocará un aumento de volumen (lo cual ocurre, en este
caso, en dirección a los reactivos), de modo que en esa situación se formará más hidrógeno y nitrógeno, ya
que ocupan mayor volumen.
En los sistemas gaseosos donde el volumen de reactivos y productos es el mismo, una variación de
presión sobre el sistema no provocará ningún cambio, y el equilibrio no es alterado.
→ Variación de temperatura
La variación de temperatura altera el estado térmico del sistema, y por lo tanto, su entalpia.
En consecuencia; el sistema evolucionará absorbiendo o liberando calor, según corresponda.
Si se aumenta la temperatura el sistema absorberá calor, y si disminuye, el sistema pierde calor. Es
obvio que para poder deducir en qué dirección se desplazará el equilibrio, es primordial saber si la reacción es
exotérmica o endotérmica.
Debe tenerse en cuenta que cuando ocurre una variación de temperatura en el sistema, se modifica el
valor de Keq (por eso los valores de esta constante, para muchos sistemas químicos reversibles, se dan
siempre una temperatura definida, por ejemplo, a 25ºC).
También se debe tener presente que, una vez alcanzado el estado de equilibrio, ya no hay absorción ni
liberación de calor (a menos que se modifica la posición del equilibrio).
Ejemplo
Formación del gas cloruro de hidrógeno HCl. Esta es una reacción exotérmica, pues se libera calor:
H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl (g) - 44Kcal (exotérmica)
Si se aumenta la temperatura del sistema en equilibrio, como el sistema recibe calor, el equilibrio se
desplazará para absorber los efectos del cambio, y en este caso, la dirección en que se absorbe calor es hacia
los reactivos.
Si la temperatura disminuye, es porque el sistema está perdiendo calor, y esto ocurre en dirección
hacia los productos (pues la reacción es exotérmica). Se formará entonces más HCl.
Una consecuencia importante que se deduce de esto, es que una reacción exotérmica reversible se
favorece con el enfriamiento, pues el equilibrio se desplaza hacia los productos de la reacción.

Evaluación
1. Explica
a) ¿Qué concentración tienen reactivos y productos de una reacción química, en el instante
inicial?
b) ¿Cómo varían estas cantidades, a medida que avanza la reacción?
2. Explica, según el Principio de Le Chatelier y para una reacción exotérmica, hacia dónde se desplaza
el equilibrio ante un aumento de la temperatura.
3. Aplicando el Principio de Le Chatelier a la reacción de formación de agua a partir de sus elementos:
H2(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g)
Explica cómo afecta al equilibrio del sistema, la variación de presión.
4. Para la reacción del “gas de agua”:
CO (g) + H2O (g) ↔ CO2 (g) + H2 (g)
Determina, aplicando el Principio de Le Chatelier.
a) Hacia dónde se desplazará el equilibrio, si se agrega más vapor de agua;
b) Qué ocurrirá con la posición de óxido nítrico a partir de sus elementos es endotérmica:

5. La reacción de formación de óxido nítrico a partir de sus elementos es endotérmica:
N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) + 21,6 Kcal/mol
Indica qué efectos producirá en el equilibrio (Justifica cada respuesta)
a) La elevación de temperatura del sistema;
b) Un aumento en la concentración de oxígeno;
c) Una disminución en la presión total sobre el sistema.
6. El metanol se descompone en monóxido de carbono e hidrógeno, según la siguiente reacción
reversible endotérmica:
OH
I
CH3 (g) ↔ CO (g) + 2H2 (g) + calor
Establece qué efectos producirá en el equilibrio (justifica)
a) Un enfriamiento del sistema
b) Un aumento de presión sobre el sistema.

7. El óxido nítrico NO desprende 27 Kcal (calor de reacción) cuando se combina con el oxígeno para
formar dióxido de nitrógeno NO2, según la ecuación:
2 NO (g) + O2 (g) ↔ 2NO2 (g) - 27Kcal (exotérmica)
Deduzca qué efectos producirá en el equilibrio (justifica)
a) Un aumento en la concentración de NO2 (por agregado de este compuesto al sistema);
b) Un aumento de la presión sobre el sistema;
c) Un aumento de temperatura.
8. Dada la reacción reversible:
2A(g) + 2B(g) ↔ C(g) + 3D (g) - calor
a) ¿cómo afecta al equilibrio el agregado de más sustancia C al sistema?
b) ¿Cómo lo afecta un aumento de presión? Justifica.
9. Deduce hacia dónde se desplazará el equilibrio en la reacción reversible
2A(g) + 2B(g) ↔ 3C(g) + 2D (g) + calor
En cada uno de los siguientes casos, explicando la razón:
a) Cuando se agrega más cantidad de producto D;
b) Cuando se aumenta la presión.

10. Dada la siguiente reacción reversible.
A(g) + 3B(g) ↔ 2C(g) + 2D (g) - calor
Deduce qué efectos producirá en el equilibrio (justifica las respuestas)
a) El agregado de más cantidad del reactivo A;
b) La disminución de la presión.
11. En la siguiente reacción
3A(g) + 2B(g) ↔ C(g) + 4D (g) -+ calor
Analiza qué sucede con el estado de equilibrio entre reactivos y productos:
a) Cuando se elimina algo del producto C formado;
b) Cuando se aumenta la temperatura (justifica las respuestas)
12. Se tiene la reacción reversible
2A(g) + 3B(g) ↔ C(g) + 2D (g) + calor
Establece en qué dirección se desplazará el equilibrio
a) Cuando se adiciona más cantidad del producto D al sistema
b) Cuando disminuye la temperatura;
c) Cuando aumenta la presión sobre el sistema.

Capacidad
Analiza la estructura del átomo de carbono según los compuestos orgánicos.
→ Características del Carbono
El grupo 4 de la tabla está conformado por los siguientes elementos.
Carbono, silicio, germanio, estroncio y plomo.
 El carbono y el silicio son los elementos más importantes. El primero por ser componente fundamental
de los organismos vivos; el segundo por ser el más abundante de los componentes del suelo y las
rocas.
 El carbono es el primer miembro del grupo IV; es el segundo elemento después del hidrógeno, que
constituye numerosos compuestos, debido a su facilidad de combinación con otros carbonos y con
otros elementos.
 Las distintas formas del mismo elemento que difieren en el enlazamiento se llaman alótropos,
o formas alotrópicas; el diamante, grafito y el carbono amorfo son alótropos.
Los alótropos difieren en propiedades físicas y químicas. Por ejemplo, la densidad del diamante
(3.51 g/cm3
) es mayor que la del grafito (2.22 g/cm3
). El grafito es más estable que el diamante, en
condiciones ordinarias. Sin embargo, hay que romper demasiados enlaces carbono-carbono para que
el diamante se trasforme en grafito. Para romper los enlaces se requiere energía, y para transformar el
diamante en grafito se requeriría además un tiempo extremadamente largo.
Algo de historia
En 1985 se descubrió un cuarto alótropo del carbono, en la Universidad de Rice, en Houston,
Texas. Los cristales amarillos de este alótropo están formados por moléculas esféricas de C60. Como las
moléculas de C60 tienen la forma de domos geodésicos inventados por Buckminster Fuller, a este
alótropo se le dio el nombre de buckminsterfullereno. Con frecuencia se abrevia como esferas bucky.
Algunos grupos de investigadores estadounidenses y alemanes encontraron en 1990 un método para
producir C60 en cantidades relativamente grandes.
Desde entonces es uno de los temas más investigados. Resulta que las esferas bucky son un
miembro de una gran familia de moléculas de carbono llamadas fullerenos, que tienen muchas
propiedades interesantes y potencialmente útiles. Por ejemplo, un compuesto soluble en agua
preparado a partir de las esferas bucky tiene actividad antiviral y ha demostrado tener actividad in-
vitro contra VIH. Sin embargo, las esferas bucky aún son muy costosas; su precio era de 945 dólares
por gramo en 1997.
En 1991 se descubrió otra forma del carbono: los nanotubos. Son cilindros formados por capas
grafitoides de carbono, cerradas por hemisferios de carbono de fullereno. Esos tubos sólo tienen

nanómetros de diámetro, pero pueden tener cientos de micras de longitud. Son muy resistentes, 100
veces más que el acero, con sólo la sexta parte de la masa. Dependiendo de su geometría, pueden
comportarse como metales, semiconductores o aisladores, y se espera encontrarles aplicaciones
prácticas más pronto que a los fullerenos.
El carbono amorfo en contraste con el grafito y el diamante se le puede preparar de diversas
maneras, pero raras veces se obtiene puro; ejemplos de carbono amorfo son: el carbón vegetal,
el coque, el carbón animal, el carbón de azúcar, el hollín y el negro de humo.
 Los átomos de carbono forman enlaces unos con otros originando largas cadenas que pueden ser
lineales, ramificadas o anillares. Gracias a esta propiedad existen más de 18 millones de compuestos
del carbono mientras que en la química inorgánica o mineral sólo existen unos 6 millones de
compuestos.
La causa de este elevado número de compuestos radica en las siguientes propiedades:
 El carbono es tetravalente
 Está situado en la parte central de la tabla periódica, puede unirse con los elementos de la derecha o
de la izquierda.
 Puede unirse con otros átomos de carbono, formando compuestos en cadena.
 Presenta numerosos isómeros a medida que aumenta el número de carbonos en los compuestos.

Observaciones útiles respecto al carbono
 La asociación de varios carbonos en cadena lineal es denominada alifática, y cuando la cadena está
cerrada es llamada cíclica.
 Las ramificaciones que presentan las cadenas carbonadas son llamadas radicales.
 Los carbonos con simple enlace son denominados saturados, y los que tienen doble o triple enlace son
llamados insaturados.
 Cuando un carbono está unido a un solo carbono es denominado primario, cuando está unido a dos es
secundario y cuando está unido a tres es terciario.
→ Hibridación del carbono
La hibridación consiste en una mezcla de orbitales puros en un estado excitado para formar orbitales
híbridos equivalentes con orientaciones determinadas en el espacio.
→ Hibridación sp3
o tetraédrica
Para los compuestos en los cuales el carbono presenta enlaces simples, hidrocarburos saturados o
alcanos, se ha podido comprobar que los cuatro enlaces son iguales y que están dispuestos de forma que el
núcleo del átomo de carbono ocupa el centro de un tetraedro regular y los enlaces forman ángulos iguales de
109º 28' dirigidos hacia los vértices de un tetraedro. Esta configuración se explica si se considera que los tres
orbitales 2p y el orbital 2s se hibridan para formar cuatro orbitales híbridos sp3
.
Cuando los átomos son diferentes, por ejemplo CHCl3, los cuatro enlaces no son equivalentes. Se formarán
orbitales híbridos no equivalentes que darán lugar a un tetraedro irregular. Esta irregularidad proviene de los
diferentes ángulos de enlace del carbono central, ya que la proximidad de un átomo voluminoso produce una
repulsión que modifica el ángulo de enlace de los átomos más pequeños. Así, el ángulo de enlace del Br - C - Br
es mayor que el tetraédrico por la repulsión que originan los dos átomos voluminosos de bromo.
Observaciones
En enlace covalente se forma por superposición de dos orbitales atómicos, uno de cada átomo. Esta
superposición produce un nuevo orbital denominado orbital molecular, que involucra a ambos átomos y así la
interacción de dos orbitales atómicos de un orbital molecular sigma y el enlace que se origina se denomina
enlace sigma. De la misma manera dos orbitales p paralelos se superponen lado a lado para formar un enlace
pi.

Los enlaces sencillos son enlaces sigma. Un enlace doble está formado por un enlace sigma y un enlace
pi. Un enlace triple se forma por la unión de un enlace sigma y dos enlaces pi.
Algunas diferencias entre el enlace sigma y el enlace pi son:
Enlace sigma:
- Formado por superposición cabeza a cabeza de orbitales atómicos.
- Presentación rotación libre.
- Posee energía baja.
- Solo puede existir un enlace entre dos átomos.
Enlace pi:
- Formado por superposición lateral de orbitales p ( u orbitales p y d).
- No permite la rotación libre.
- Es un enlace de alta energía.
- Puede existir uno o dos enlaces entre dos átomos.
→Hibridación sp2
En la hibridación trigonal se hibridan los orbitales 2s, 2px y 2 py, resultando tres orbitales idénticos sp2 y un
electrón en un orbital puro 2pz
El carbono hibridado sp2 da lugar a la serie de los alquenos.
En la hibridación sp2
o trigonal la mezcla o hibridación tiene lugar únicamente entre el orbital s y dos
orbitales p, quedando el tercer orbital p sin hibridar. Los tres orbitales híbridos resultantes, también
bilobulados se sitúan en este caso en un plano y los ejes de sus lóbulos se dirigen hacia los vértices de un
triángulo equilátero, quedando el eje del orbital p sin hibridar perpendicular al plano de los tres orbitales
híbridos.
Esta hibridación es típica en los átomos de carbono unidos a otros tres átomos, a uno de ellos con un
enlace doble.

→Hibridación sp
Los átomos que se hibridan ponen en juego un orbital s y uno p, para dar dos orbitales híbridos sp, colineales
formando un ángulo de 180º. Los otros dos orbitales p no experimentan ningún tipo de perturbación en su
configuración.
El ejemplo más sencillo de hibridación sp lo presenta el etino. La molécula de acetileno presenta un triple
enlace:
a. Un enlace de tipo σ por solapamiento de los orbitales hibridos sp
b. Dos enlaces de tipo π por solapamiento de los orbitales 2 p.
→Angulo de enlace
Es el formado por las líneas intranucleares H - C - H o H - C - C. El ángulo de enlace determina la geometría que
tiene la molécula, y ésta a su vez determina el grado de estabilidad y las propiedades químicas y físicas de una
sustancia.
Hibridación sp3
Hibridación sp2
Hibridación sp
Si los átomos que enlazan
con el carbono central son
iguales, los ángulos que se
forman son
aproximadamente de 109º
28', valor que corresponde a
los ángulos de un tetraedro
regular.
La molécula tiene
geometría trigonal plana en
la que los ángulos de enlace
H - C - C son de 120º.
La molécula tiene
geometría lineal y el ángulo
H - C - C es de 180º.

→Tipos de hibridación del carbono
Tipo de hibridación Orbitales Geometría Ángulos Enlace
sp3
4 sp3
Tetraédrica 109º 28’ Sencillo
sp2
3 sp2
1 p Trigonal plana 120º Doble
sp 2 sp2 p Lineal 180º Triple
→Longitud de enlace
Es la distancia entre los núcleos de los átomos que forman el enlace.
→Radio covalente
Es la mitad de la longitud de un enlace covalente entre dos átomos iguales.
Radios covalentes atómicos en unidades ángstrom (Å)
Enlaces H C N O F Cl Br I
Simple 0.30 0.77 0.70 0.66 0.64 0.99 1.04 1.33
Doble – 0.67 0.61 0.55 – – – –
Triple – 0.60 0.55 – – – – –
Enlaces Distancia C Energía Kj/mol
C – C 1'54 347
C = C 1'34 598
C ≡ C 1'20 811

Ejemplo
A partir de la estructura de una molécula de compuesto orgánico, indica: Tipo y cantidad de orbitales
a. Tipo y cantidad de enlaces
b. Total de enlaces
H
I
H H H – C – H
I I I
H – C – C = C – C ≡ C – H
I
H

Evaluación
1. Ponga dentro de cada paréntesis V (verdadero) o F (falso), según corresponda. Fundamenta las
falsas.
a. Los enlaces del carbono forman la figura de un triángulo equilátero. ( )
b. Los carbonos con doble enlace son saturados y los de triples enlaces son insaturados. ( )
c. La cadena carbonada puede ser alifática o cíclica sin inconveniente alguno. ( )
d. Un carbono es secundario cuando está unido a dos carbonos simultáneamente. ( )
e. En la hibridación sp3
se forman orbitales moleculares sigma y pi. ( )
f. La forma lineal es la característica de la hibridación sp y forma enlace molecular pi. ( )
g. El enlace molecular sigma se forma por superposición lateral de orbitales p. ( )
2. Dada la estructura desarrollada del siguiente compuesto orgánico, determina:
a. Tipo y cantidad de orbitales.
b. Tipo y cantidad de enlaces.
c. Total de enlaces.
H H H H
I I I I
H – C – C = C – C ≡ C – H
I I
H H

Capacidad
Utiliza en situaciones problemáticas la notación, nomenclatura, propiedades y
reacciones de los hidrocarburos
→ Hidrocarburos
Los hidrocarburos y sus compuestos derivados se pueden clasificar en general en tres grandes
categorías:
1. Hidrocarburos alifáticos, formados por cadenas de átomos de carbono en las que no hay estructuras
cíclicas. Se les denominan en general, hidrocarburos de cadena abierta o acíclicos.
CH3-CH2-CH3
propano
CH3-CH2-CH2-CH2-CH3
pentano
CH3-CH=CH-CH3
2-buteno
2. Hidrocarburos alicíclicos, o simplemente cíclicos, compuestos por átomos de carbono encadenados
formando uno o varios anillos.
ciclobutano
ciclopentano
3. Hidrocarburos aromáticos, que constituyen un grupo especial de compuestos cíclicos que contienen
en general anillos de seis eslabones en los cuales alternan enlaces sencillos y dobles. Se clasifican,
independientemente de los hidrocarburos alifáticos y alicíclicos, por sus propiedades físicas y químicas
muy características.
benceno naftaleno
fenantreno

→ Fuentes y aplicaciones
El petróleo y los gases naturales a él asociados constituyen en la actualidad la principal fuente de
hidrocarburos. A medida que las reservas de petróleo se van agotando, sin embargo, cobra creciente interés la
posibilidad de convertir parte de las abundantes reservas mundiales de carbón en hidrocarburos utilizables.
El gas natural se halla compuesto principalmente por metano (CH4). El etano (C2H6) y el propano (C3H8)
representan entre un 5 y un 10 por 100 del total, junto con trazas de hidrocarburos de C4 y C5 carbonos.
El petróleo líquido es una mezcla compleja, en la que predominan los hidrocarburos saturados. La
industria del petróleo emplea procedimientos de extracción y de destilación a gran escala para separar el
“crudo” en fracciones de utilidad práctica. Las fracciones líquidas más volátiles son el éter de petróleo (p. eb.
30 - 60 ºC) y la ligroína (p. eb. 60 - 90 ºC), compuestos principalmente por hidrocarburos de C5 hasta C7 átomos
de carbonos. La gasolina cubre un amplio rango de compuestos entre C5 y C10 (p. eb. 40 -200 ºC), las demás
fracciones importantes del petróleo son el queroseno (p.eb. 175 -325 ºC, de C8 a C14), el gasóleo (p. eb.
superior a 275 ºC, de C12 a C18), los aceites y grasas lubricantes (por encima de C18), el asfalto o coque de
petróleo.
→Nomenclatura
El problema de la nomenclatura de las moléculas orgánicas ha acompañado a la química orgánica desde
sus mismos orígenes y ha empeorado con la multitud de nuevos compuestos y clases de compuestos que se
descubren cada año. Hay que sumar a esto el problema de las distintas lenguas (alemán, francés, inglés, danés,
español, etc..). Algunos compuestos han recibido el nombre de sus descubridores. Los nombres de lugares
también han sido utilizados. Bastante nombres de moléculas reflejan la forma de la misma. Todos estos
nombres de moléculas tienen primordialmente interés histórico aunque muchos se usan todavía comúnmente
(nombres comunes), especialmente cuando el nombre sistemático que describe su estructura es complejo.
La nomenclatura sistemática se introdujo por vez primera en un congreso químico en Ginebra (Suiza) en
1892 y ha sufrido revisiones continuas desde entonces, especialmente por la Unión Internacional de Química
Pura y Aplicada (IUPAC). Las reglas de nomenclatura se denominan “reglas de la IUPAC”.
→ Nomenclatura iupac para los hidrocarburos
Tal como comentamos al principio, los hidrocarburos se clasifican en tres grandes grupos, en primer
lugar veremos las reglas para los hidrocarburos alifáticos, si el estudiante es capaz de comprenderlas para
ellos, el resto es simplemente una ampliación de las mismas.
Hidrocarburos Alifáticos:
Si bien es cierto que son cadenas lineales de átomos de carbonos, ellos pueden subdividirse en tres
grandes grupos: ALCANOS, ALQUENOS y ALQUINOS.

→ Alcanos:
Los nombres de los alcanos lineales se dan en la Tabla siguiente. Las raíces son mayoritariamente
latinas o griegas e indican el número de átomos de carbono en la cadena.
Por ejemplo, el nombre heptadecano está formado por la voz griega hepta, siete y la palabra latina
decano, diez.
Los cuatro primeros alcanos tienen nombres especiales que han sido aceptados en el sistema de la
IUPAC pero mantienen la terminación “ano”.
Todos los alcanos acíclicos obedecen a la fórmula general CnH2n+2.
Fórmula estructural Nombre Fórmula condensada
CH4 metano CH4
CH3-CH3 etano C2H6
CH3-CH2-CH3 propano C3H8
CH3-CH2-CH2-CH3 butano C4H10
CH3-(CH2)3-CH3 pentano C5H12
CH3-(CH2)4-CH3 hexano C6H14
CH3-(CH2)5-CH3 heptano C7H16
CH3-(CH2)6-CH3 octano C8H18
CH3-(CH2)7-CH3 nonano C9H20
CH3(CH2)8-CH3 decano C10H22
La Tabla debe ser estudiada con atención ya que sirve de base para la nomenclatura de un gran número
de moléculas orgánicas. Los nombres de los términos superiores de la serie son los siguientes:
10 decano 20 eicosano 30 triacontano
11 undecano 21 heneicosano 31 hentriacontano
12 dodecano 22 docosano 32 dotricontano
13 tridecano 23 tricosano 33 tritriacontano
14 tetradecano 24 tetracosano 34 tetratriacontano
15 pentadecano 25 pentacosano 35 pentatriacontano
16 hexadecano 26 hexacosano 36 hexatriacontano
17 heptadecano 27 heptacosano 37 heptatriacontano
18 octadecano 28 octacosano 38 actatriacontano
19 nonadecano 29 nonacosano 39 nonatriacontano
40 tatracontano 50 pentacontano 60 hexacontano
41 hentetetracontano 51 henpentacontano 61 henhexacontano

42 dodetetracontano 52 dopentacontano 62 dohexacontano
43 tritetracontano 53 tripentacontano 63 trihexacontano
44 tetratetracontano 54 tetrapentacontano 64 tetrahexacontano
etcétera etcétera etcétera
70 heptacontano 80 octacontano 90 nonacontano
100 hectano 200 dihectano 300 trihectano
Los sustituyentes de tipo alcano se nombran reemplazando la terminación -ano por -ilo. Algunos
homólogos inferiores de los alcanos ramificados tienen nombres comunes muy usados que utilizan los prefijos
-iso y -neo, como es isobutano, isopentano, neohexano.
CH3- metilo CH3-CH2- etilo CH3-CH2-CH2- propilo
isopropilo Es un isoalcano
(ej. n = 1, isopentano)
Es un neoalcano
(ej. n = 1, neohexano)
Los alcanos lineales suelen corresponder a la fórmula general CnH2n+2 , y sólamente en el caso de ser
absolutamente lineal (no ramificado) reciben el nombre de la Tabla 3.1. Los alcanos ramificados derivan de los
sistemas de cadena lineal por eliminación de un átomo de hidrógeno de un grupo metileno y sustitución por
un grupo alquilo. Tienen la misma fórmula empírica que los alcanos lineales, CnH2n+2 . El ejemplo más sencillo
es el 2-metilpropano, C4H10, con la misma fórmula molecular que el butano. Por lo tanto ambos compuestos
son isómeros.
2-metilpropano butano
Para homólogos superiores de los alcanos son posibles más de dos isómeros, hay tres C5H12, hay cinco
C6H14, nueve C7H16. En la Tabla de abajo, se observa el número de posibles alcanos isómeros CnH2n+2 , el
número de posibilidades para conectar n átomos de carbono entre sí y con los 2n+2 átomos de hidrógenos
que los envuelven aumenta dramáticamente con el valor de n.

Número de posibles alcanos isómeros CnH2n+2.
n isómeros
1 1
2 1
3 1
4 2
5 3
6 5
7 9
8 18
9 35
10 75
15 4347
20 366319
→Reglas para nombrar a los alcanos ramificados
1. La cadena más larga se numera de un extremo a otro, de tal forma que se asigne los números más
bajos a los carbonos con cadenas laterales, independientemente de la naturaleza de los
sustituyentes.
2. Si en la cadena más larga un sustituyente se repite más de una vez, éstos se nombran con los
prefijos de cantidad di, tri, tetra, penta, hexa, (solamente son válidos para sustituyentes sencillos).
3. Si en un mismo carbono existe más de una vez el mismo sustituyente, el numero localizador se
repite tantas veces como sustituyentes soporte.
4. Los sustituyentes en un compuesto ramificado se nombran por orden alfabético,
independientemente de la numeración de los mismos, en el caso de repetirse uno de ellos más de
una vez los prefijos de cantidad no se han de considerar para el orden alfabético.
5. Si en un compuesto hay dos radicales simples y uno complejo, este último se nombra primero, y a
continuación los simples en orden alfabético. En el caso de que existan dos radicales complejos
éstos se nombran en orden alfabético entre sí, y si éstos tuviesen las mismas palabras se citará en
primer lugar aquel que tenga el número localizador más bajo.
6. Cuando hay dos o más radicales complejos iguales, para evitar confusiones con los prefijos
sencillos di, tri, tetra, etc., se usan para éstos entonces los prefijos bis, tris, tetraquis, pentaquis,
etc.
7. Finalmente la última regla contempla el caso de que haya varias cadenas de igual longitud. ¿Cómo
se elige entonces la cadena principal? Se toma como principal:

a) La cadena que tenga el mayor número de cadenas laterales
b) La cadena cuyas cadenas laterales tengan los localizadores más bajos
c) La cadena que tenga el máximo número de átomos de carbonos en las cadenas laterales más
pequeñas.
d) La cadena que tenga cadenas laterales lo menos ramificadas posible.
Radicales Alquilos
Un radical alquilo (antes llamado radical libre alquilo) es una entidad molecular inestable derivada de
un alcano que ha perdido un átomo de hidrógeno y ha quedado con un electrón desapareado o impar. El
radical formado está centrado sobre el átomo de carbono, es decir, el electrón desapareado está localizado
sobre dicho átomo, por poseer mayor densidad de espín.
Si dicho grupo de átomos se encuentra dentro de una molécula mayor y no está formalmente separado de
ella, se llama grupo alquilo.
Los radicales alquilo tienen gran reactividad y su vida media es muy corta. Un ejemplo es el radical metilo,
CH3·, procedente del metano, CH4, cuando pierde un átomo de hidrógeno, o de la ruptura homopolar de otros
compuestos orgánicos. Aunque su vida media en estado aislado es muy breve, permiten explicar el mecanismo
de reacción de muchos procesos en Química orgánica y Bioquímica.
Se llama radical alquilo a las agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación de un átomo de H en un
alcano, por lo que contiene un electrón de valencia disponible para formar un enlace covalente. Se nombran
cambiando la terminación -ano por -ilo, o -il cuando forme parte de un hidrocarburo.
Cuando alguno de los alcanos pierde un átomo de hidrógeno se forma un radical alquilo. Estos radicales
aparecen como ramificaciones sustituyendo átomos de hidrógeno en las cadenas. Los radicales alquilo de uso
más común son:

1. Nombra los siguientes alcanos, dadas sus fórmulas desarrolladas.
a. C2H5 C2H5
I I
H3C – CH – CH – CH – CH3
I
CH3
b. CH3 CH3
I I
H3C – CH – C – C2H5
I
H3C – CH – CH3
c. CH3 CH3
I I
H3C – CH – CH – CH – CH – C3H7
I I
H3C – CH – CH3 C3H7
d. CH3
I
H3C – C – CH3
I
CH3
e. CH3 C(CH3)3
I I
HC – CH2 – C – CH2 – CH3
I I
CH3 C2H5
2. Escribe la fórmula desarrollada de los siguientes alcanos
a. 2,2 – dimetilbutano
b. Metil – propano

c. 2,3 – dimetilbutano
d. 2,3 – dimetilpentano
e. 2,2,3 – trimetilpentano
f. 2 – metilpentano
g. 2,4 – dimetilpentano
h. 3 – etil – 4 – metilhexano
i. 3,4 – dietilhexano
j. 3,4 – dimetil – 5- etilheptano

k. 2,3 – dimetilhexano
l. 3 – isopropil – 2,4 – dimetil hexano
m. 4 ter – butil – 3,5 – dietil heptano

→Alquenos:
Los hidrocarburos que poseen un doble enlace, se nombran cambiando la terminación -ano (del alcano
de igual número de átomos de carbono) por la terminación -eno.
CH2=CH2 eteno o etileno
CH3-CH=CH2 propeno
1-buteno 2-buteno
Los alquenos suelen responder a la fórmula general CnH2n, siempre y cuando no sean cíclicos.
La posición del doble enlace o insaturación se indica mediante el correspondiente localizador. Se
procura asignar al doble enlace un localizador tan bajo como sea posible. Si hay ramificaciones se toma como
cadena principal la cadena más larga de las que contenga el doble enlace; es decir el doble enlace tiene
primacía sobre las cadenas laterales en el momento de numerar y elegir la cadena principal.
Ejemplos
4,5-dimetil-1-hepteno
3-etil-6-metil-2-hepteno
5-etil-3-hepteno
5,6-dimetil-3-hepteno

Evaluación
1. Nombra los siguientes alquenos, atendiendo a sus fórmulas desarrolladas.
a. CH3
I
H2C = C – CH2 – CH3
CH3 C2H5
b. I I
HC – CH = CH – CH
I I
CH3 C2H5
c. C2H5
I
H3C – H2C– C = C – CH3
I
H3C – CH – CH3
d. CH3
I
H3C – C – CH = CH – CH3
I
C2H5
e. CH3
I
H2C = CH – C – C2H5
I
C3H7
2. Escribe la fórmula molecular y desarrollada de los siguientes alquenos.
a. 2 – metil – 1 – buteno
b. 2,3 – dimetil – 2 – penteno

c. 3,3 – dimetil – 1 – penteno
d. 2,4,4 – trimetil – 2 – hexeno
e. 3,3 – dimetil – 1 – buteno
f. 3 – etil – 2 – metil – 1 – penteno
g. 2 ter – butil – 3 – metil – 1 – penteno.

→Alquinos
Son hidrocarburos con un enlace carbono-carbono triple, obedecen a la fórmula general CnH2n-2, los
triples enlaces son lineales en su disposición espacial. Esta disposición lineal impide, que pueda obtenerse en
la práctica un triple enlace sobre un anillo pequeño.
H-C≡C-H etino o acetileno
CH3-C≡C-H propino
CH3-CH2-C≡C-H 1-butino
CH3-C≡C-CH3 2-butino
En el caso de que en un compuesto existan dos o más enlaces triples, estos se nombran con la
terminación -diino, -triino, etc.
3-propil-1,5-heptadiino
10-isopropil-9,9-dimetil-1,4,7,11-dodecatetraino
Con estos ejemplos queda claro que la numeración de la cadena principal la mandan los triples enlaces,
la que a su vez es aquella que contiene a la mayor cantidad de triples enlaces.
→ Hidrocarburos con dobles y triples enlaces
Para nombrarlos hay que enunciar tanto el número de dobles enlaces como el de triples: si hay dos
enlaces dobles y uno triple, será un dieno-ino; si hay tres enlaces dobles y dos triples será un trieno-diino; etc.
Para numerar la cadena principal se procura que recaigan los números más bajos en las insaturaciones
(enlaces dobles y triples), prescindiendo de considerar si son dobles o triples:
HC≡C-CH2-CH2-CH=CH-C≡C-H
3-octeno-1,7-diino
Si se empieza a numerar por la
izquierda, las insaturaciones están
localizadas en 1,5,7; si por la derecha,
en 1,3,7 (esta última posición es la
preferida).
CH3-C≡C-CH2-CH=CH-CH=CH-CH2-CH3
5,7-decadien-2-ino
Si se empieza a numerar por la
izquierda, las insaturaciones están en
2,5,7, si por la derecha, en 3,5,8. La
primera posición es la que debe
emplearse.

El problema se plantea cuando, tanto si se empieza a numerar por la izquierda como por la derecha, los
localizadores de las insaturaciones coinciden. En este caso se da preferencia a los dobles enlaces sobre los
triples, en el sentido de que se asigna a los dobles enlaces los localizadores más bajos.
CH2=CH-C≡CH 1-buten-3-ino (no 3-buten-1-ino)
8-etil-1,3,8-nonatrien-6-ino
(no 2-etil-1,6,8-nonatrien-3-ino)
4,9,9-trimetil-3-deceno-5,7-diino
(no 2,27-trimetil-7-deceno-3,5-diino)
→ Radicales alquenilo y alquinilo
Consideremos el siguiente compuesto:
Junto a dos sustituyentes o radicales alquilo, hay un grupo (-CH=CH-CH3) que desempeña una función
análoga pero que contiene una insaturación. Los grupos o radicales univalentes de este tipo adoptan las
terminaciones -enilo o -inilo (en o in por el doble o triple enlace, ilo por tratarse de un radical).
Obsérvese el nombre de los siguientes radicales:
CH2=CH- vinilo (etenilo) CH≡C- etinilo
CH3CH=CH- 1-propenilo CH3-C≡C- 1-propinilo
CH2=CH-CH2- alilo (2-propenilo) CH≡C-CH2- 2-propinilo

Evaluación
1. Nombra los siguientes alquinos, atendiendo sus fórmulas desarrolladas.
a. CH3
I
HC ≡ C – C – CH3
I
CH3
b. CH3 CH3
I I
H3C – C – C ≡ C – CH
I I
CH3 CH3
c. HC ≡ C – CH – C2H5
I
H3C– CH – CH3
d. CH3
I
H2C – C ≡ C – C2H5 – CH
I
C2H5
e. C2H5
I
H3C – C – C ≡ CH
I
C2H5
2. Escribe la fórmula molecular y desarrollada de los siguientes alquinos.
a. 3,4 – dimetil – 1 – pentino
b. 4,4 – dimetil – 2 – hexino

c. 3 – etil – 3,6 – dimetil –4 – octino
d. 4 – isopropil – 2 – hexino.
3. Nombra los siguientes hidrocarburos alifáticos
a. CH3 C(CH3)3
I I
H3C– C – CH – CH – CH3
I I
CH3 CH3
b. C2H5
I
HC ≡ C – C – C2H5
I
H3C – CH – CH3
c. C2H5
I
HC = C – CH – CH3
I I
C2H5 CH3
d. C2H5
I
H2C = C – C2H5
e. H3C – CH – CH2 – CH3
I
H7C3 – C – C3H7
I
CH3
f. C2H5 CH3
I I
HC – C ≡ C – CH
I I
C2H5 CH3

→ Hidrocarburos alicíclicos o cíclicos:
Los hidrocarburos cíclicos se nombran añadiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano equivalente de
cadena abierta.
ciclopropano C3H6
ciclobutano C4H8
ciclopentano C5H10
ciclohexano C6H12
Por ejemplo:
A B C
Resulta más sencillo nombrarlo como derivados de un cicloalcano que no como derivados de un
compuesto de cadena abierta:
A) 1-butil-1-terc-butil-4,4-dimetilciclohexano
B) 1,1,2-trimetilciclopentano
C) 1-etil-1,2,2-trimetilciclopropano

En cambio, los compuestos siguientes:
1,4-diciclohexil-2-metilbutano 3-ciclopentil-2-ciclopropil-6-metilheptano
Es mejor nombrarlos como derivados de un alcano de cadena abierta.
Los anillos son estructuras que generan planos, por lo tanto dan lugar a la formación de isómeros
espaciales (cis - tras), así por ejemplo, el 1,2-dimetilciclopentano existen dos compuestos diferentes:
Hay que indicar la diferencia existente entre uno y otro. El de la izquierda tiene los dos grupos metilos
por encima del plano del anillo; el de la derecha, un metilo por encima y otro por debajo (se acostumbra en
señalar con trozo grueso los grupos que están por encima del plano teórico del ciclo, y en líneas de puntos o
rayas los que están por debajo). Al primer isómero se le añade el prefijo cis, y al segundo el prefijo trans. Así,
los compuestos se llaman, respectivamente:
cis-1,2-dimetilciclopentano
trans-1,2-dimetilciclopentano
Algunos compuestos cíclicos particulares:
1,1’-biciclopropano (biciclopropano)
1,1’-biciclohexano (biciclohexano)
1,2’-dimetil-1,1’-biciclopropano
(1,2’-dimetilbiciclopropano)

Evaluación
1. Nombro los siguientes cicloalcanos, dadas sus fórmulas desarrolladas.
a. CH3
C2H5
b. C(CH3)3
H3C
c.
H3C CH3
C2H5
d. CH3
I
CH – CH3
H3C - CH
I
CH3
e.
- CH3
H5C2 - CH(CH3)2
2. Establece la fórmula estructural o desarrollada de los siguientes cicloalcanos.
a. 1,1,3 – trimetil ciclobutano
b. isopropil ciclopropano
c. 3 – etil – 1,1 – dimetil ciclopentano
d. Ter – butil ciclohexano

3. Nombra los siguientes cicloalquenos y cicloalquinos, dadas sus fórmulas
a. CH
H2C CH
H2C CH2
b. CH2
H2C CH2
H2C CH
CH
c. H3C – C = CH
I I
H2C - CH2
d. CH
HC CH
HC CH2
e. CH
HC CH2
H2C CH
CH
4. Establezca la fórmula desarrollada de los siguientes compuestos cíclicos
a. 3 – isopropil – 1,2 – dimetil ciclohexano
b. 2 – sec – butil -1 – metil ciclopropano
c. 2,4 – dietil – 1 – metil ciclohexeno

d. 5 – etil – 3 isopropil ciclohexeno
e. 1 – butil – neopentil ciclobutano
f. Ciclohexino
g. 1,4 – ciclopenta-di-eno

→ Hidrocarburos aromáticos
El benceno es un hidrocarburo peculiar ya que, a pesar de que parece un polieno, su reactividad es
menor que la de los alquenos. Se cree que la particular disposición de los dobles enlaces alternados o
conjugados unos con otros y en un ciclo, es la causa de esta estabilidad inesperada del benceno y de sus
derivados.
Benceno (C6H6)
Como muchos de los primitivos derivados del benceno aislados de las plantas tenían fuerte aroma, se
utilizaba la expresión “hidrocarburos aromáticos” para distinguirlos. Cuando los químicos se dieron cuenta de
lo que definía mejor a los derivados y análogos del benceno era esa estabilidad de la que estamos hablando, se
siguió empleando el término aromaticidad, pero en un doble sentido. Hoy en día, sin embargo, cuando en
Química se dice “un compuesto es aromático”, uno se está refiriendo a que ese compuesto es más estable de
lo esperado, y la expresión no tiene nada que ver con su buen o mal olor.
Nomenclatura
Los sustituyentes que pueda haber sobre un anillo bencénico se mencionan como radicales
anteponiéndolos a la palabra benceno.
etilbenceno sec-butilbenceno vinilbenceno
Cuando hay dos sustituyentes, su posición relativa puede indicarse mediante los números localizadores
1,2-; 1,3- o 1,4-, o mediante los prefijos o- (orto), m- (meta), o p- (para):
1-etil-2-metilbenceno
o-etilmetilbenceno
1-etil-3-propilbenceno
m-etilpropilbenceno
1,4-dimetilbenceno
p-dimetilbenceno
Si hay tres o más sustituyentes, se procura que reciban los números más bajos posibles, y en caso de
que existan varias opciones la decisión se basará, como norma general, en el orden de preferencia de los
distintos radicales.

2-etil-1-metil-4-propilbenceno 5-alil-1-isopropil-2,3-dimetilbenceno
1-etil-3-(2-metil-3-butenil)benceno 1-terc-butil-4-(1-butinil)-2-etilbenceno
1-butil-5-ciclopentil-2-etil-4-(1-propenil)benceno
Evaluación
1. Nombra los siguientes compuestos derivados del benceno.
a. H3C – CH – CH2 – CH3
I
b. CH(CH3)2
I
C2H5
c.
CH(CH3)2
H3C
d.
CH3
H3C CH3

2. Establece la fórmula estructural de los siguientes derivados del benceno citados.
a. Neopentil benceno.
b. P – isopropil metilbenceno.
c. 3 – butil – 1 – etilbenceno
d. m – sec- butil propilbenceno.

Capacidad
Utiliza en situaciones problemáticas la nomenclatura, notación, propiedades.
→Alcoholes
Los alcoholes son una serie de compuestos que poseen un grupo hidroxilo, -OH, unido a una cadena
carbonada; este grupo OH está unido en forma covalente a un carbono con hibridación sp3. Cuando un grupo
se encuentra unido directamente a un anillo aromático, los compuestos formados se llaman fenoles y sus
propiedades químicas son muy diferentes.
En el laboratorio los alcoholes son quizá el grupo de compuestos más empleado como reactivos en
síntesis.
En un principio, el término alcohol se empleaba para referirse a cualquier tipo de polvo fino, aunque
más tarde los alquimistas de la Europa medieval lo utilizaron para las esencias obtenidas por destilación,
estableciendo así su acepción actual.
Los alcoholes tienen uno, dos o tres grupos hidróxido (-OH) enlazados a sus moléculas, por lo que se clasifican
en monohidroxílicos, dihidroxílicos y trihidroxílicos respectivamente. El metanol y el etanol son alcoholes
monohidroxílicos. Los alcoholes también se pueden clasificar en primarios, secundarios y terciarios,
dependiendo de que tengan uno, dos o tres átomos de carbono enlazados con el átomo de carbono al que se
encuentra unido el grupo hidróxido. Los alcoholes se caracterizan por la gran variedad de reacciones en las
que intervienen; una de las más importantes es la reacción con los ácidos, en la que se forman sustancias
llamadas ésteres, semejantes a las sales inorgánicas. Los alcoholes son subproductos normales de la digestión
y de los procesos químicos en el interior de las células, y se encuentran en los tejidos y fluidos de animales y
plantas.
→Nomenclatura
En el sistema de la UPAC, el nombre de un alcohol se deriva del nombre del hidrocarburo correspondiente
cambiando la terminación -o por -ol.
Los alcoholes se derivan del metano y el etano, respectivamente; por tanto, se cambia la terminación -o por -
ol. Luego los nombres son:
CH3 – OH CH3 - CH2 - OH
Metanol Etanol

Formulación
Los monoalcoholes derivados de los alcanos responden a la fórmula general CnH2n+1OH
→Propiedades generales
Los alcoholes son líquidos incoloros de baja masa molecular y de olor característico, solubles en el
agua en proporción variable y meno denso que ella. Al aumentar la masa molecular, aumentan sus puntos de
fusión y ebullición, pudiendo ser sólidos a temperatura ambiente (p.e. el pentaerititrol funde a 260 ºC).
También disminuye la solubilidad en agua al aumentar el tamaño de la molécula, aunque esto depende de
otros factores como la forma de la cadena alquílica. Algunos alcoholes (principalmente polihidroxílicos y con
anillos aromáticos) tienen una densidad mayor que la del agua. Sus puntos de fusión y ebullición suelen estar
muy separados, por lo que se emplean frecuentemente como componentes de mezclas anticongelantes. Por
ejemplo, el 1,2-etanodiol tiene un p.f. de -16 ºC y un p.eb. de 197 ºC.
→Clasificación de los alcoholes
Según el tipo de carbono al cual está unido el grupo hidroxilo en la cadena, los alcoholes se clasifican en
primarios, secundarios y terciarios.
Un alcohol primario está unido a un carbono primario, como el etanol:
CH3 - CH2 - OH
Un alcohol es secundario cuando el grupo -OH está unido a un carbono secundario. Es el caso del 2-
Propanol:
CH3 - CH - CH3
I
OH
Y es terciario cuando se une a un carbono terciario, como es el 2-Propil-2-Propano o Terbutanol:
OH
I
CH3 - C - CH3
I
OH
→ Propiedades físicas de los alcoholes.
Los electrones de valencia del oxígeno en un alcohol se consideran ubicados en los cuatro orbitales
híbridos sp3 del oxígeno; de esta manera, los alcoholes tienen una forma geométrica semejante a la del agua,
es decir, angular, con un ángulo de enlace R - O - H de 109.5º, aproximadamente.
Los puntos de ebullición de los alcoholes son mucho más altos que en sus an-alogos alcanos y cloruros
de alquilo, debido a que los alcoholes, al igual que el agua, están asociados mediante puentes de hidrógeno.
→Solubilidad
Los alcoholes de bajo peso molecular son muy solubles en agua, esto puede explicarse si se tiene en
cuenta que un compuesto que forma puentes de hidrógeno consigo mismo también forma puentes de
hidrógeno con el agua. Esto trae como consecuencia una alta solubilidad en agua

A partir del butanol, los alcoholes se van haciendo menos solubles en agua. Esta se debe a que el
carácter no polar de la cadena carbonada predomina.
La solubilidad en agua de los alcoholes aumenta al aumentar el número de grupos -OH. De esta manera, los
dioles y trioles son muy solubles.
→Propiedades químicas de los alcoholes:
Las propiedades químicas de los alcoholes están relacionados con el grupo -OH, que es muy polar y
capaz de establecer puentes de hidrógeno con sus moléculas compañeras, con otras moléculas neutras, y
con aniones.
→Fuentes
Muchos alcoholes pueden ser creados por fermentación de frutas o granos con levadura, pero solamente el
etanol es producido comercialmente de esta manera, principalmente como combustible y como bebida. Otros
alcoholes son generalmente producidos como derivados sintéticos del gas natural o del petróleo.
→Usos
Los alcoholes tienen una gran gama de usos en la industria y en las ciencias como
solventes y combustibles. El etanol y el metanol pueden hacerse combustionar de una manera más limpia que
la gasolina o el gasoil. Por su baja toxicidad y disponibilidad para disolver sustancias no polares, el etanol es
utilizado frecuentemente como solvente en fármacos, perfumes y en esencias vitales como la vainilla. Los
alcoholes sirven frecuentemente como versátiles intermediarios en la síntesis orgánica.
Evaluación
1. Establece la fórmula estructural de los siguientes alcoholes, e indicar si son primarios, secundarios
o terciarios.
a. 2 – metil – 2- butanol
b. 2,3 – dimetil – 2 – butanol
c. 5 – metil – 3 – hexanol

d. 3 – etil – 1 – pentanol
e. 4,4 – dimetil – 1 – pentanol
f. 5 – metil – 2 – etil – 1 – heptanol
2. Dar el nombre correcto a los siguientes alcoholes
a. OH CH3
I I
CH3 – CH – CH – CH3
b. OH CH3
I I
CH2 – CH2 – C – CH3
I
CH3
c. OH CH3
I I
CH3 – CH2 – C – CH – CH3
I
C2H5
d. CH3 CH3 CH3
I I I
CH3 – C – C – CH – CH3
I I
OH CH3
3. Indica cuales de los siguientes alcoholes están bien nombrados, y cuales tienen nombre incorrecto.
a. 2,4 – dimetil – 3 – etil – 3 – hexanol
b. 3 – metil – 4 – etil – 4 – hexanol

c. 4 – metil – 2,3 – dietil – 3 – hexanol
d. 2 – etil - 3,3,4 – trimetil – 1 – octanol
→ Fenoles
Los fenoles resultan de reemplazar un hidrógeno o más del anillo aromático por un OH o más.
El miembro más simple e importante de esta familia es el hidroxibenceno o Fenol.
Si existen 2, 3 o más grupos OH se denominaran difenoles, trifenoles o polifenoles respectivamente.
Cuando los sustituyentes del anillo estan vecinos se los llama con el prefijo orto (o). Si hay un lugar de
separación entre ellos es meta (m) y si estan en lados opuestos para (p).
El fenol no existe en estado libre.
Se forma en la destilación seca de la hulla. Luego se destilan los aceites medios del alquitrán de hulla.
Por este método se obtiene poca cantidad. Por este motivo se lo prepara hoy sintéticamente.
→Propiedades del Fenol:
Es un sólido que cristaliza como agujas incoloras de olor particular. Su temperatura de fusión es de
38°C y su punto de ebullición de 181°C. es higroscópico, es decir, absorbe mucha agua.
Se puede oxidar ante la luz adquiriendo una coloración rosada. Es cáustico.
Es poco soluble en agua. Muy soluble en éter y alcohol.
Químicamente se comporta como ácido débil. Produce por lo tanto iones hidrógeno al disociarse.

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