Química básica

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Química
Ciencia que tiene por objeto el estudio de la materia teniendo en cuenta su composición, sus
reacciones, sus propiedades, y sus transformaciones.
Divisiones:
Química inorgánica: Estudia los elementos excluyendo al carbono.
Química orgánica: Estudia el carbono y sus compuestos.
Fisicoquímica: Estudia la relación materia-energía en función del comportamiento y propiedades de
las moléculas.
Química analítica: Estudia la composición de la materia.
Bioquímica: Estudia las transformaciones químicas que ocurren en los seres vivos (metabolismo).
Química nuclear: Estudia las transformaciones químicas del núcleo atómico.

TEORÍA
FATA:

PROPUESTA POR
(500-430 EMPEDOCLES

El principio u origen de la naturaleza de la materia son 4

A.C)

ATOMISTA

PLANTEAMIENTO

elementos: Fuego, Aire, Tierra, Agua.

(460- DEMOCRITO Y LEUCIPO La materia está formada por partículas indivisibles llamadas

370 A.C)
ALQUIMISTA
XIII

FLOGISTO
(sublime teoría)

ÁTOMOS.
VII- GEBER

BACON,

TOMAS DE AQUINO

XVII STAHL (fundador)

ST La naturaleza de la materia la forman 3 elementos: Mercurio,
Azufre, Sal.

Toda sustancia combustible contiene un principio inflamable
llamado flogisto: Metal + Calos  Ceniza (residuo) +
FLOGISTO.

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Materia:
Es todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.
Clases:
- Elementos: Sustancias simples formadas por una sola clase de átomos.
- Mezclas: Combinación de dos o más sustancias de propiedades similares o diferentes.
- Compuestos: Sustancias formadas por varias clases de átomos en determinadas proporciones.

Estructura de la materia
LA MATERIA:
Sobre la estructura o naturaleza de la materia existen varias teorías :
MODELOS ATÓMICOS:
Son representaciones ideales de la composición o estructura íntima del átomo. En el siguiente
cuadro se resumen los modelos propuestos:
MODELO

AÑO

JOHN DALTON

1803

ESQUEMA GRAF

PLANTEAMIENTO

Los

átomos

esferas

son

en

mayor

su
parte

vacías. Átomos de
un

mismo

elemento

tienen

propiedades
similares.

Los

átomos

se

combinan

en

relación

de


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números enteros.
JOSEPH

J. 1904

THOMSON

El átomo es una
esfera

cargada

positivamente
donde se incrustan
partículas
negativas en igual
número

que

las

positivas.
ERNEST

1911

RUTHERFORD

Existe una región
central

(núcleo)

donde se encuentra
el total de la carga
positiva y la mayor
parte de la masa.
En

determinadas

órbitas se localizan
las

partículas

negativas.
NIELS BOHR

1913

Los

electrones

pueden

saltar

un

nivel

a

de
otro

ganando
perdiendo
en

o
energía

términos

de

fotones.

fea = fuerza electroestática de atracción fc = fuerza centrífuga


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MODELO CUÁNTICO: se basa en los números cuánticos que identifican distintas regiones del
espacio atómico permitiendo establecer el estado de cualquier electrón en el átomo. Los números
cuánticos son:
- NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL: indica el nivel de energía, se representa por la letra n.

- NUMERO CUÁNTICO AZIMUTAL: indica el subnivel de energía en que se localiza el e-. Se
representa por la letra l.

- NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO: indica la orientación del subnivel en el espacio (orbital). Se
representa por ms.

- NUMERO CUÁNTICO DE SPIN: indica el giro del e- sobre su eje. Se representa por me.


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PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO Son:
PARTÍCULA SIMB NATURALEZA MASA

LOCALIZACIÓN
En los orbitales

Llamados

9.11*10-28

-1.6*10-19

rayos

gr.

coul

Llamados

1.62*10-24

+1.6*10-19

rayos

ELECTRÓN

e-

CARGA

gr.

coul

catódicos
debido

a

su

carácter
negativo
p+

PROTÓN

NÚCLEO

anódicos
debido

a

su

carácter
positivo
NEUTRÓN

n0

Se consideran 1.63*10-24
como

0

NÚCLEO

la gr.

combinación e
yp

NUMERO ATÓMICO Y MASICO:
Números que hacen referencia a las partículas presentes en el átomo. El número atómico
indica el número de protones o de electrones, se representa por (Z). El másico hace
referencia a las partículas presentes en el núcleo atómico, es decir , protones y neutrones,
se simboliza por A.
ELEMENTO

#MASICO

# DE

# DE

(Z)
Na ( Sodio)

#ATÓMICO

(A)

e-

p+

11

23

11

11

# DE no

12


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Al (Aluminio)

13

27

13

13

14

O (Oxígeno)

8

16

8

8

8

ISOTOPOS:
Son variedades de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. Es decir,
tienen algún número atómico y distinto número másico.
ISÓTOPO

# ATÓMICO (Z)

#MASICO

# DE e-

# DE p+

# DE no

(A)
PROTIO

1

1

1

1

0

DEUTERIO

1

2

1

1

1

TRITIO

1

3

1

1

2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

Corresponde a la distribución de los electrones e- en los distintos niveles y subniveles de
energía. Se realiza con base en el siguiente esquema. Con base en la configuración


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electrónica es posible determinar el periodo y grupo al que pertenece el elemento de la
tabla periódica.
El periodo se determina por el mayor nivel de energía y el grupo por el número de
electrones en dicho nivel. Ej:

ELEMENTO

# ATOM.

CONFIGURACIÓN

PERIODO GRUPO

ELECTRÓNICA
Nitrógeno

1

1s1

1

IA

O

8

1s2 2s2 2p4

2

VI A

Flúor

9

1s2 2s2 2p5

2

VII A

K

19

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

4

IA

Aluminio

13

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

3

III A

Fe

26

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

4

VIII B

C

6

1s2 2s2 2p2

2

IV A

Cromo

24

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

4

VI B

S

16

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

3

VI B

Tabla periódica

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Concepto:
Es un sistema rectangular que consta de filas llamadas periodos y columnas denominadas grupos
donde se organizan o clasifican los elementos químicos.

Sistemas de clasificación: Estos se resumen en:

PLANTEAMIENTO

SISTEMA

DE

ANTOINE Clasificó los elementos en metales y no metales teniendo

LAVOISIER

en cuenta algunas propiedades
Metales:

brillo,

maleables,

buenos

conductores,

formadores de bases. No metales: opacos, quebradizos,
malos conductores, formadores de ácidos.

TRIADAS

DE Clasificó los elementos en grupos de 3 elementos, donde el

WOLFANG

peso atómico del elemento intermedio era aprox. Igual al

DOBEREINER

promedio

de

los

pesos

atómicos

de

los

elementos

extremos de la triada.

OCTAVAS

DE

NEWLANDS

TABLA

CORTA

MEYER

JOHN Las propiedades de los elementos se repiten cada ocho
(8).

L. Clasificó los elementos químicos en 8 grupos y 7 periodos
teniendo en cuenta sus propiedades y el orden creciente
de los números atómicos.

TABLA LARGA HENRY Clasificó los elementos químicos en 8 grupos mayores, 8
MOSELEY

subgrupos y en 7 periodos con base en el orden creciente
de los números atómicos.


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SERIES DE ELEMENTOS:
Teniendo en cuenta la actual tabla periódica, los elementos pueden dividirse en tres
grandes series:
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Se caracterizan por llenar los subniveles s (máximo 2e-)
y p (máximo 6 e-), formado por los grupos mayores identificados con la letra A con las
siguientes características:
I: elementos alcalinos (formadores de compuesos Básicos) : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
II: elementos alcanotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
III: elementos térreos: B, Al, Ga, In, Tl
IV: familia del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb
V: familia del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi
VI: elementos anfígenos: O, S, Se, Te, Po
VII: elementos halógenos: F, Cl, Br, I, At (formadores de sales)
VIII: gases nobles o inertes: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos ubicados en el centro de la tabla periódica, llenan
el subnivel d (máximo 10 e-). Está formado por 8 subgrupos.

TIERRAS RARAS: llamados elementos de Transición Interna, se caracterizan por llenar el
subnivel f (máximo 14 e-). Se dividen en dos subseries:
-LANTANIDOS: desde La (lantano) hasta Lu (Lutecio).
-ACTINIDOS: desde Ac (actinio) hasta Lw (laurencio).


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PROPIEDADES: Se resumen en:
PROPIEDAD

DEFINICIÓN

NUMERO ATÓMICO

Indica el número de
electrones
protones

VARIACIÓN

o

de

presentes

en el átomo

ELECTRONEGATIVIDAD

Es la tendencia que
presentan
átomos

los
a

ganar

electrones

POTENCIAL
IONIZACIÓN

DE Energía
para

requerida
liberar

o

remover un electrón
de un átomo

LEY PERIÓDICA:
Es una consecuencia de la base de ordenación propuesta por Moseley: esta ley plantea que las
propiedades de los elementos químicos son función periódica del número atómico, es decir, que las
propiedades de los elementos que forman un grupo son similares. El grupo indica el número de
electrones del elemento en su último nivel llamados electrones de valencia.

Enlace químico
Concepto:
Es la fuerza de unión existente entre dos átomos que forman una molécula, cualquiera que
sea su naturaleza.


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Ley del octeto y dos:
Los elementos (átomos) tienden a combinarse unos con otros para adquirir la configuración
electrónica del gas noble correspondiente, es decir, que en su último nivel de energía
tengan 8 electrones o 2 electrones.

Clases de enlace:
Para que los átomos de los elementos sean isoelectrónicos con los correspondientes a los
gases nobles, deben ganar, perder o compartir electrones, por lo tanto se distinguen las
siguientes clases de enlace químico

ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE:
CARACTERÍSTICA CONDICIÓN

Transferencia de Un

EJEMPLO REPRESENTACIÓN

compuesto NaF

electrones de un presenta
átomo

a

otro iónico

enlace F 4.0
si

formándose iones diferencia
positivos

de

la Na 0.9
las 3.1

electronegatividades

(cationes)

y de los átomos es

negativos

mayor a 1.7

(aniones)

CaO
O 3.5
Ca 1.0
2.5

ENLACE COVALENTE:
Se caracteriza porque los átomos comparten electrones desapareados.


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TIPO

DE CONDICIÓN

EJEMPLO FORMULA

ENLACE

ELECTRÓNICA

PURO SIMPLE

Cada átomo aporta H2

FORMULA
ESTRUCTURAL
H-H

un electrón
Cl2

PURO DOBLE

Cl-Cl

Cada átomo aporta 2 O2

O=O

electrones
PURO TRIPLE

Cada átomo aporta 3 N2
electrones

POLAR

Se

establece

entre H2O

átomos

que O 3.5

presentan

H 2.1

electronegatividades

1.4

diferentes

HCl

estableciéndose

un

dípolo

Cl 3.0
H 2.1
0.9

COORDINADO Uno

solo

de

los SO3

átomos aporta el par
de
requerido

electrónico
para

la

formación del enlace

HNO3


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Nomenclatura química
CONCEPTO:
Se encarga de asignar al nombre a cada uno de los distintos tipos de compuestos con base
en: El estado de oxidación y el grupo funcional al que pertenece.

ESTADO DE OXIDACIÓN:
El estado de oxidación es un número positivo o negativo, que indica el número de
electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo cuando forma una molécula.
Para determinar el estado de oxidación de un elemento en un compuesto, se deben tener
en cuenta las siguientes pautas:
- El estado de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que trabaja como con
–1
- El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros donde trabaja con –1
- La suma de los estados de oxidación de los átomos (elementos) en:
una molécula igual a cero.
Una molécula iónica es igual a la carga del ión.
El estado de oxidación de los elementos está en función del grupo al que pertenece según:

GRUPO

I

II

III

IV

V

VI

VII

+1

+2

+1

+2

+1

+2

+1

+3

+4

+3

+4

+3

-4

+5

+6

+5

-3

-2

+7

(REPRESENT)
ESTADOS DE
OXIDACIÓN

-1


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GRUPO FUNCIONAL:
Es la agrupación o disposición de los átomos en una molécula, que le confiere a una serie de
compuestos propiedades específicas. Las funciones químicas se resumen en el siguiente cuadro
ilustrativo:

M = Representa un elemento metálico
FUNCIÓN HIDRURO
Combinación del metal con el hidrógeno
Se identifica por la fórmula MH-1.
Se nombran con la palabra Hidruro seguida del nombre del metal; Ej:
- 2Na + H2 = 2Na+1 H-1 (hidruro de sodio)
- Be + H2 = Be+2 H2-1 (hidruro de berilio)
FUNCIÓN OXIDO
Combinación de cualquier elemento excepto el Flúor con el Oxígeno
OXIDO BÁSICO
- Se identifica por la fórmula MO-2
- Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del metal sujeto al estado de oxidación así:


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Si el elemento trabaja con un estado de oxidación su terminación será "ico". Ej:
4K + O2 = 2K2+1 O-2 (óxido potásico) – (óxido de potasio (I))
Si el elemento trabaja con dos estados de oxidación su terminación será:
"oso" para el menor estado de oxidación
"ico" para el mayor estado de oxidación
Los siguientes elementos trabajan con dos estados de oxidación:
Fe, Co, Ni (+2, +3)

Cu, Hg (+1, +2)

Pb, Pt, Pd (+2, +4)

Au,Tl (+1, +3)

Sb, Bi (+3, +5)

Ejemplo:
ECUACIÓN QUÍMICA

NOMENCLATURA IUPAC

NOMENCLATURA STOCK

2Fe + O2 = 2FeO

Oxido Ferroso

oxido de Hierro (II)

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3

oxido Férrico

oxido de Hierro (III)

4Au + O2 = 2Au+12O-2

oxido Auroso

oxido de Oro (I)

4Au + 3O2 = 2Au2O3

oxido Aúrico

oxido de Oro (III)

Pt + O2 = Pt O2

oxido Platínico

oxido de Platino (IV)

2Cu + O2 = 2CuO

oxido Cúprico

oxido de Cobre (II)

OXIDO ACIDO.
Se identifica por la fórmula MO-2
Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del no metal dependiendo del estado de
oxidación así:


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ECUACIÓN QUÍMICA

NOMENCLATURA IUPAC

NOMENCLATURA. SISTEMAT.

2Cl2 + O2 = 2Cl2O

oxido Hipocloroso

Monóxido de Cloro

2Cl2 + 3O2 = 2Cl2O3

oxido Cloroso

Trióxido de Cloro

2Cl2 + 5O2 = 2Cl2O5

oxido clórico

Pentóxido de Cloro

2Cl2 + 7O2 = 2Cl2O7

oxido perclórico

Heptóxido de Cloro

FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO
(Combinación de óxido básico con el agua).
Se identifica por la fórmula M(OH)Se nombran por la palabra Hidróxido seguida del nombre del elemento metálico teniendo
en cuenta su estado de oxidación. Ej:
ECUACIÓN QUÍMICA

NOMENCLATURA IUPAC

NOMENCLATURA STOCK

NiO + H2O = ni (OH)2

Hidróxido Niqueloso

Hidróxido de Níquel (II)

Ni2O3 + 3H2O = 2Ni (OH)3

Hidróxido Niquélico

Hidróxido de Níquel (III)

PbO2 + 2H2O = Pb (OH)4

Hidróxido Plúmbico

Hidróxido de Plomo (IV)

Na2O + H2O = 2NaOH

Hidróxido Sódico

Hidróxido de Sodio (I)

ÁCIDOS: los ácidos se clasifican en hidrácidos y oxácidos.
HIDRACIDOS (ÁCIDOS BINARIOS)
Se identifican por la fórmula HM. Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del
elemento no metálico terminado en "hídrico".
ECUACIÓN QUÍMICA

NOMBRE

ECUACIÓN QUÍMICA

NOMBRE

F2 + H2 = 2Hf

Ácido

S + H2 = H2S

Ácido

Fluorhídrico
Cl2 + H2 = 2HCl

Ácido
Clorhídrico

Sulfhídrico
Se + H2 = H2Se

Ácido
Selenhídrico


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OXACIDOS (ÁCIDOS TERCIARIOS)
Se identifican por la fórmula HMO
Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del no metal de acuerdo a su estado de
oxidación.
ECUACIÓN

NOMBRE

ECUACIÓN

QUÍMICA

NOMBRE

QUÍMICA

Cl2 + H2O= 2HClO

Ácido Hipocloroso

SeO2

+

H2O

Ácido Selenioso

=

H2SeO2
Cl2

O3

+

H2O= Ácido Cloroso

SO + H2O = H2SO2

Ácido Hiposulfuroso

2HclO2

SALES (COMBINACION ENTRE UN Ácido Y UNA BASE O HIDRÓXIDO)
Se nombran dependiendo del ácido del cual se obtenga según el cuadro:
Ácido

SAL QUE
ORIGINA

Sin oxígeno

HÍDRICO

URO

sin oxígeno

Con oxígeno

OSO

ITO

con oxígeno

con oxígeno

ICO

con oxígeno

Para nombrar una sal, se nombra la parte no metálica con la terminación correspondiente y
luego el metal según el estado de oxidación. En las sales ácidas se interpone la palabra
"ácido" y para las sales básicas la palabra "básico"


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BASE O HIDRÓXIDO

Ácido

SAL NEUTRA

AGUA

2K+ OH

+ H2 S-2

= K2+1 S-2

+ 2H2O

hidróxido potásico

ácido sulfhídrico

sulfuro potásico

Na+ OH

+ NCl-1

= NaCl

hidróxido sódico

ácido clorhídrico

cloruro sódico

Ácido

SAL NEUTRA

AGUA

Na+ OH

+ H2CO3

= NaHCO3

+ H2O

Hidróxido de sodio

ácido carbónico

KOH

+ H2SO4

hidróxido potásico

ácido sulfúrico

BASE O HIDRÓXIDO

+ H2O

carbonato ácido de
sodio
= KHSO4

+ H2O

sulfato

ácido

de

potasio

Ácido

SAL NEUTRA

AGUA

Mg (OH)2

+ HCl-1

= MgOHCl

+ H2O

Hidróxido de magnesio

ácido clorhídrico

Zn (OH)2

+ HBr

= ZnOHBr

hidróxido sódico

ácido clorhídrico

cloruro sódico

BASE O HIDRÓXIDO

cloruro

básico

de

magnesio
+ H2O

Estequiometría
CÁLCULOS BÁSICOS:
Son aquellos cálculos que se realizan con base en las sustancias, dentro de estas se
encuentran:
ÁTOMO GRAMO (at-gr): 1 at-gr equivale a:
El peso atómico del elemento expresado en gramos.


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El número de avogadro (6.023*1023 átomos) de átomos del elemento. Ej:
1 at-gr de S = 32gr S = 6.023*1023 átomos de S
1 at-gr de C = 12gr C = 6.023*1023 átomos de C
CANTIDAD

# AT- GR

# DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO

DE
SUSTANCIA

8gr S

CANTIDAD DE SUSTANCIA

# AT- GR

# DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO

1.5 at-gr C

PESO MOLECULAR:
Es el peso fórmula de una sustancia molecular. Se obtiene al sumar los pesos atómicos de los
elementos que forman la sustancia en gramos.

MOL: es la cantidad de sustancia que contiene el número de avogadro de moléculas. 1 mol es
equivalente a:
El peso molecular de la sustancia expresado en gramos.
El número de avogadro (6.023*1023 moléculas) de moléculas de la sustancia.


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1mol NaOH = 40gr NaOH = 6.023*1023 moléculas NaOH
1mol H3PO4 = 98gr H3PO4= 6.023*1023 moléculas H3PO4
CANTIDAD DE SUSTANCIA

30grC4H8O4

PESO MOLECULAR

NUMERO DE MOLES

NUMERO DE MOLÉCULAS

Pesos atómicos: C (12), H (1), O (16)

REACCIONES QUÍMICAS:
Es el resultado de combinar dos o más sustancias para originar otras de propiedades distintas. Se
representan mediante ecuaciones químicas, donde a la izquierda aparecen los reactivos o
reactantes y a la derecha los productos.


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CLASES DE REACCIONES
REACCIÓN

DE

EJEMPLOS

SÍNTESIS

O

DE 4Fe + 3O2 = 2Fe2 O3

FORMACIÓN
REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN
REACCIÓN

DE

2KClO3 2KCl + 3O2

SUSTITUCIÓN

O

DE 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

DESPLAZAMIENTO
REACCIÓN DE DOBLE SUSTITUCIÓN O Ag2 Cl- + Na+ NO3- = NaCl + AgNO3
DE INTERCAMBIO IONICO

Reacciones Redox: Son aquellas en las cuales se verifica los procesos de reducción (ganancia de
electrones) y oxidación (pérdida de electrones). Estos procesos se detrerminan con base en la
variación del estado de oxidación que experimentan los átomos así:

En toda reacción Redox se distinguen dos agentes: el oxidante (corresponde a la sustancia
reducida) y el reductor (sustancia oxidada)
SUSTANCIA

SUSTANCIA

AGENTE

OXIDADA

REACCIÓN QUÍMICA

REDUCIDA

OXIDANTE REDUCTOR

Mn+4=Mn+2

MnO2

H+1Cl-1 + Mn+4º2-2 = Mn+2Cl2-1 + Cl-1 = Cl02

AGENTE

HCl

Cl20 + H+12 O-2

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS: Cálculos matemáticos que se realizan con base en las
sustancias que participan de las reacciones químicas. Para realizar un cálculo estequimétrico se
deben tener en cuentan las siguientes pautas:
Plantear la ecuación química que representa al proceso de reacción. Balancear la ecuación química.
Interpretar la ecuación química teniendo en cuenta las sustancias que interesan. Se interpreta en


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términos de las unidades planteadas por el problema (gramos o moles en relaciones de masa).
plantear y resolver la regla de tres simple y directa, con referencia a las sustancias interpretadas
de la ecuación química.

LEYES PONDERALES: son las que rigen el comportamiento de la materia en cuanto a las
cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química.
LEY PONDERAL

DEFINICIÓN

EJEMPLO

CONSERVACIÓN

El total de la materia

DE LA MATERIA- de las sustancias que
LAVOISIER

actúan como reactivos
en

una

química

reacción

es

igual

al

total de la materia de
las sustancias que se
obtiene.
PROPORCIONES
DEFINIDAS

Cuando una sustancia
– se combina con otra

PROUST

para

formar

un

compuesto lo hace en
relación

de

peso

invariable.
PROPORCIONES
MÚLTIPLES
DALTON

Cuando dos elementos
– se

combinan

originar

más

compuesto,

para
de

lo

un

hacen

en relación de números
enteros sencillos.


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RELACIONES MASA A MASA: son aquellos cálculos estequiométricos que se realizan en términos
de moles o gramos. Pueden ser:
REACTIVO A PRODUCTO: es aquel en el cual se desea calcular la cantidad de producto obtenido a
partir de una cantidad dada de reactivo. Ej:
Cuántos gramos de sulfato sódico se obtienen al hacer reaccionar 20 gramos de hidróxido sódico
según la ecuación química: NaOH + HS2O4 = Na2 SO4 + H2O
- Balanceamos la ecuación química:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Interpretamos la ecuación en gramos , para la cual calculamos los pesos moleculares de las
sustancias hidróxido sódico y sulfato sódico.
2NaOH = Na2 SO4
2 ( 40gr NaOH) = 142 gr Na2 SO 4
80 gr NaOH = 142 gr Na2SO 4
Planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa
80 gr NaOH -----> 142 gr Na2SO4
20 gr NaOH -----> X

PRODUCTO A REACTIVO:
Es aquel en el que se desea averiguar la cantidad de reactivo para producir una cantidad dada el
producto. Ej:
Cuántos gramos de hidróxido cálcico se requiere para producir 16.4 gr de nitrato cálcico según la
ecuación química:
Ca (OH)2 + HNO3 = CA(NO3)2 + H2O
PESOS AT: C = 40, H = 1, N = 14, 0 = 16
- balanceamos la ecuación:
CA (OH)2 + 2HNO3 = CA(NO3)2 + 2H2O


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- interpretamos la ecuación en gramos:
CA (OH)2 = CA(NO3) 2
74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3)2
- planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:
74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3) 2
X = = 16,4 gr CA(NO3)2 = X = 7.4gr CA (OH) 2

REACTIVO A REACTIVO:
Se desea conocer la cantidad de una sustancia para que reaccione con una determinada cantidad
de otra sustancia. Ej:
Cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione 11 gr de propano según la ecuación
química:
C3H8 + O2 = CO2 + H2O PESOS ATÓMICOS : C = 12, H = 1, O = 16
Balanceamos la ecuación:
C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O
Interpretamos la ecuación en gramos:
C3H8 ----> 5O 2
44gr C3H8 ----> 5(32gr O2)
44gr C3H8 ----> 160gr O 2
Planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:
44gr C3H8 ----> 160gr O 2
11gr C3H8 ----> X
X = 40gr O 2


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Estado gaseoso
GENERALIDADES:
FORMA

VOLUMEN

MOVIMIENTO

DIFUSION

FUERA

MOLECULAR
Es

variable Variable

recipiente

recipiente

donde

que

COHESION

la rápidamente

DENSIDAD

BILIDAD

Libre y aumenta Se difunden Prácticamente

dependiendo dependiendo del con
del

DE COMPRESI-

Fácil

es nula

al

temperatura

debido Baja

entre

se

comparada

espacio con los sólidos y
las líquidos

particulas

lo encuentre

contiene.

FACTORES:
Los siguientes factores influyen en el comportamiento de los gases:
FACTOR

DEFINICION

UNIDADES

DE FORMULAS

MEDIDA
TEMPERATURA Propiedad
(T)

que

determinar

el

permite °C
grado

grupo o sustancia.
PRESION (P)

Fuerza

ejercida

CONVERSION

(centígrados °K = °C + 273

o o celsius)

intensidad de calor de un °

DE

K

(Kelvin

°C = °K - 273
o

absolutos)
por

las Atmósfera

76cmHg

moléculas del gas sobre las (atm),

1atm = 760mmHg

paredes del recipiente.

760torr

centímetros,
milímetros
(mmHg),
torricellis (torr)

CANTIDAD DE Número de moléculas del MOLES

Moles

SUSTANCIA

SUSTANCIA/peso molec. Gr

gas

presentes

cantidad
masa.

en

determinada

una GRAMOS
de

SUST

=

=

moles/

gr

peso

molecular


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LEYES DE LOS GASES:
Leyes que rigen el comportamiento de los gases teniendo en cuenta las condiciones de presión (P),
temperatura (T), cantidad de sustancia (n) y volumen (V). Aquí se resumen las principales leyes:

MODELO
LEY

ENUNCIADO

EXPRESION

CONDICIONES REPRESENTACIÓN
GRAFICA

ELEMENTAL
BOYLE
MARIOTTE

Y El volumen de un gas Pi/Po=Vo/Vi
varía inversamente con PiVi = PoVo
la

presión,

la Pv = es const.

si

temperatura

es

Y

P=V
2P = V/2
4P = V/4
P/2 = 2V

T = es const.

constante

CHARLES

El volumen de un gas Vi/Ti = Vo/To
directamente

con

la ViTo = VotI

temperatura,

si

la V/T = const

LUSSAC

– La presión ejercida por Pi/Po = Ti/To
un

varía PiTo = PoTi

gas

directamente

con

temperatura,

si

T/2 = 2P
T/4 = V/4
2T = 2V

P = const.

presión es constante

GAY

T(°K) = V

la V = const.

T(°K) = P
2T = 2P
T/4 = P/4
3T = 3P

el

volumen es constante.


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COMBINADA El

volumen

de

determinada
de

T(°K) – V – P

una

2T – 4V – P/2

cantidad

gas

T/2 – V/4 - 2P

varía

T/2 – 2V – P/4

conjuntamente con la PiVi/Ti
presión

la PoVo/To

y

temperatura,

=

inversa PiViTo

con la presión y directa

=

PoVoTi

con la temperatura

DALTON

P --- X

La presión ejercida por Pi = Pr * Xi
una mezcla de gases P

presión P/2 --- X/2

=

P/3 --- X/3

es igual a la suma de parcial
las presiones parciales

Pr

=

total

de los componentes

P/4 --- X/4

presión
de

la

mezcla
Xi

=

fracción

molar

del

component

AVOGADRO

A

V --- n

mismas Vi/Vo = ni/no

las

V/2 --- n/2

condiciones de P y T Vino = Voni
volúmenes iguales de
distintos gases tienen

un

gas

directamente

2V --- 2n

1 mol de cualquier
gas

ocupa

número de moléculas. volumen
El volumen ocupado 22.4LT
por

3V --- 3n

Aq°C y 1atm

un
de

varía
con

la

cantidad de sustancia


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= Si P y T constantes

El volumen de un gas P*V/N*T
GENERAL
(ECUACION

producto

se tiene que V varía

varía directamente al R(constante
del

moles

DE

de

ESTADO)

constante R y por la

por

la

temperatura
inversamente
presión

directamente con n.

número Universal)

e
con

V--- n

R = 0.082
atm*Lt/mol*
°K
P*V = n*R*T

la Ecuación

de

estado

Soluciones
CONCEPTO: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias en proporciones variables, dentro
de unos límites definidos.
COMPONENTES: En toda solución se distinguen dos componentes que se designan como soluto y
solvente.
SOLUTO: Es aquella sustancia que en la solución se disuelve o que está en menor proporción.
SOLVENTE: corresponde a la sustancia que en la solución se disuelve o que está en mayor
proporción; el solvente universal por naturaleza es el agua.
CLASES DE SOLUCIONES: Normalmente se clasifican de acuerdo con el estado físico en que se
presenten los componentes de las mismas en:

SOLVENTE

SOLUTO

EJEMPLO

GAS

GAS

Aire (N2, O2, H2, He, CO2...

LIQUIDO

Agua en el aire (aire húmedo)

SOLIDO

Partículas de polvo en el aire


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LIQUIDO

GAS
LIQUIDO

Alcohol y agua

SOLIDO

Azúcar y agua

GAS

Hidrógeno en paladio

LIQUIDO

Mercurio en Cinc (amalgamas)

SOLIDO

SOLIDO

Gas carbónico en agua

Aleaciones (Cu y Sn : bronce) (Au y
Ag)

MEDIDAS DE COMPOSICION: Expresan la concentración de la solución al relacionar el soluto con
el solvente, o en la mayoría de los casos son la solución en total. Esta concentración puede
expresarse en unidades físicas o químicas.

MEDIDAS FISICAS: Se expresan en términos de porcentaje, teniendo como relación la cantidad
de cada componente (en peso o volumen) en 100 partes de la solución. El siguiente cuadro resume
las medidas de composición físicas.
MEDIDA

EXPRESION MATEMATICA

EJEMPLO CONCENTRACION

FISICA
PORCENTAJE

Solución

PESO

formada

A

PESO

por

5gr

de azúcar
y

20

de

agua
PORCENTAJE

200ml de

PESO-

solución

VOLUMEN

preparada


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al

tomar

10 gr de
hidróxido
sódico
NaOH
PORCENTAJE

Solución

VOLUMEN-

preparada

VOLUMEN

al
combinar
10ml
alcohol
30ml

de
y
de

agua

MEDIDAS QUIMICAS: Se expresan en términos de moles o equivalentes gramo. El siguiente
cuadro resume las principales medidas de composición química:

MEDIDA

EXPRESION

QUIMICA

MATEMATICA

FRACCION

A = soluto

Se

presenta 28gr

MOLAR (X)

B = Solvente

una

solución KOH/56gr KOH) = 0.5mol

nA

=

=

28gr

*

(1mol

KHO

H2O) =4.5 mol H2O/5mol

potásico KOH solución

nB = con

81gr

Moles

agua.

solucion

la

XA

KOH

de 81gr H2O * (1mol H2O/18gr

Moles hidróxido

de solvente
nA +

CONCENTRACION

Moles combinando

de Soluto
nB

EJEMPLO

= molar

de XKOH = (nKOH/nsolución)

Hallar = 0.5mol / 5 mol = 0.1
fracción X H2O = 1-XKOH = 1-0.1=0.9
del


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nA/nA+nB

soluto

y

XB=

solvente.

nB/nA+nB
XA +XB = 1
MOLALIDAD

m

=

Moles Se

combinan 20gr CaCO3 * (1mol CaCO3

(m)

soluto/Kg

20gr

solvente

carbonato

de /100gr

CaCO3)=0.2

CaCO3

cálcico CACO3 200gr

H2O

con 200gr de H2O/100gr
agua.
la

*

(1Kg

H2O)=0.2Kg

Hallar H2O

molalidad m=0.2mol/0.2Kg

(m)

mol

de

=1mol/

la Kg = 1m

solución.
MOLARIDAD

M=

Moles Se

preparan 17gr NaNO3*(1 mol NaNO3

(M)

soluto/Lt

400ml

solución

solución

de / 85gr NaNO3)= 0.2 mol
NaNO3

tomando 17gr 400ml

solución

de nitrato de soluicion/1000ml

=

1Lt

solución

sodio

= 0.4 Lt solución

(NaNO3).

M=0.2mol/0.4Lt=0.5mol/Lt

Calcular

la = 0.5M

molaridad (M)
de la solución.

NORMALIDAD N
(N)

= Se

equivalente

combinan 9.8gr

Lt

de H3PO4

solución
Eq

–

gr

*

((3Eq-gr

9.8gr de ácido H3PO4/mol)/98gr

gramo soluto fosfórico
/

H3PO4

H3PO4/mol)=0.3Eq-gr
con 100ml

solución

*

(1

Lt

agua hasta un solución/1000ml solución)
* volumen

de = 0.1Lt solución


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cantidad

100ml.

N

=

(0.3Eq-gr/0.1Lt)

=

soluto * (a / Determinar la 3(Eq-gr/Lt)=3N
masa

normalidad

muscular)

(N)

#H(Acido)

solución

a

de

la

= preparada.

#OH(Base),
carga,
catión(sal)

PESOS ATOMICOS: K(39) H(1) O(16) Ca(40) C(12) Na(14) P(31)

DILUCIÓN: Es el fenómeno por el cual a partir de soluciones concentradas se preparan otras
diluidas al agregar a la solución de partida una cantidad dada de solvente. El número de
equivalentes

gramo

(Eq-gr)

del

soluto

en

ambas

soluciones

es

el

mismo.

Por lo tanto:
# Eq-gr = N*V #Eq-gr1 = N1*V1 #Eq-gr2 = N2*V2
de donde resulta que: N1*V1 = N2*V2
EJ: Qué volumen de solución de Acido Sulfúrico 6N y de agua se debe tomar para preparar 1000ml
de solución del mismo ácido 1.5N
N1= 6N
V1= ?
N2 = 1.5N
V2 = 1000ml


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V1 = (N2 * V2 / N1) = (1.5N * 1000ml / 6n) = V1 = 250ml = volumen del Acido Sulfúrico 6N

V agua = V2 – V1 = 1000ml – 250ml = V agua = 750ml

Equilibrio químico e iónico
CONCEPTO: El equilibrio químico corresponde a todos aquellos procesos en los cuales, coexisten
reactivo y productos siendo las velocidades de reacción directa e inversa iguales:

CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Es el cociente entre las velocidades de reacción, definida
por la concentración de los productos sobre la concentración de los reactivos elevados a un
exponente que equivale al coeficiente que balancea la sustancia en la ecuación química. Ej:

ECUACION QUIMICA

CONSTANTE DE EQUILIBRIO Keq

ELECTROLITOS: Son sustancias que en solución conducen en mayor o menos grado la
corriente eléctrica se clasifican en ácidos, bases y sales pudiendo ser fuertes o débiles. Ej:
- ACIDOS = HCl (clorhídrico) H2SO4 (sulfúrico) HNO3 (nítrico)


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-

BASES

O

=

NaOH

(sódico)

KOH

(potásico)

Ca(OH)

2

(cálcico)

HIDROXIDOS
SALES = NaCl (cloruro sódico) CaSO4 (sulfato cálcico) KNO3 (nit. potásico)
TEORIAS ACIDO-BASE: para definir los conceptos de Acido y Base se formularon las
siguientes teorías:
TEORIA
SUSTANCIA

TEORIA

DE BRONSTED-

ARRHENIUS
ACIDO

DE

LOWRY

TEORIA
LEWIS

Sustancias que en Toda sustancia que Toda
solución

liberan libera

protones H+.

DE

o

sustancia

cede molecular o iónica

protones H+.

que acepta un par
electrónico.

BASE

Sustancias que en Toda sustancia que Toda
solución
iones

liberan puede

Hidróxilo

aceptar molecular o iónica

(- protones H+.

OH).

sustancia

que cede un par
electrónico

AUTOPROTOLISIS DEL AGUA: el agua es un compuesto que se comporta como ácido y
como base. El agua pura presenta el doble carácter y se ioniza o disocia según la ecuación:
Donde Kw = [H3O+]*[-OH] siendo Kw = producto ionico del agua
Kw = 1*10-14M2. Por lo tanto [H3O+]*[-OH]=1*10-7M
Tomando como base el valor 1*10-7 para la concentración de los iones las soluciones
pueden ser:
SOLUCION NEUTRA = [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M
SOLUCION ACIDA = [H3O+] > [-OH] > 1*10-7M
SOLUCION BASICA = [H3O+] < [-OH] < 1*10-7M


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ESCALA LOGARITMICA DE LAS CONCENTRACIONES: Establecida por Sörem sörensen
define:
PH (potencial de hidrogeno)
PH=log 1/[H3O+] = -log[H3O+]
PH(potencial de hidroXILO)
POH =log 1/[-OH] = -log[-OH]
Nota: –log (a*10-b) = -log a + b log 1 = 0 log 10 = 1
Para el agua se tiene que [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M. De donde :
Poh = -log [H3O+] = -log (1*107) = -log 1 + 7 = -0 + 7 Ph = 7
Poh = -log [-OH] = -log (1*10-7) = -log 1 +7 = -0 + 7 Poh = 7
Por lo tanto Ph + Poh = 14

CALCULOS DE PH Y POH: Teniendo en cuenta que para los electrolitos fuertes la
concentración de los iones originados del proceso de disociación es prácticamente igual a la
concentración de la solución, los cálculos de PH y POH) pueden ser, por ejemplo:
- Calcular el PH y el POH de ácido clorhídrico 0.002 M
Como es un ácido, el ion que origina es [H3O+] cuya concentración es 2*10-3 M
= PH = - log [H3O+] = -log (2*10-3) = log 2 + 3
= PH = -0.3 + 3 PH = 2,7
como PH y POH = 14 = POH =14 - PH POH = 11.3
- Calcular el PH y el POH de hidróxido sódico 0.0003 M
Como corresponde a una base, el ion originado es [-OH] de concentración es
3*10-4 M.
Entonces se calcula primero el POH


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= POH = -log [-OH] = -log (3*10-4) = -log 3 + 4 log 3 = 0.47
= POH = 3,53 como PH + POH = 14
= PH = 10,47

Átomos de carbono y compuestos orgánicos
ÁTOMO DE CARBONO
GENERALIDADES:

SÍMBOLO

#

#

CONSTITUC. CONFIGURAC. ELECTRONES

ATÓMICO MASICO DEL ÁTOMO ELECTRÓNICA DE VALENCIA

NIVELES

ISÓTOPO

CONS.

CLASE DE

DE

RADIOACTIVO

DEL

ELEMENTO

ENERGÍA

C

6

12

-

+

6e , 6p ,
o

6n

1s2 2s2
2p2

-

4e

2

ISÓTOPO

14
6

-

6e , 6p

+

o

, 8n

No
metálico

ESTADO NATURAL: El carbono se presenta en la naturaleza bajo dos formas: elemental y
combinado.


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TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN: Se basa en la combinación de orbitales atómicos (COA)
permitiendo la explicación de distintos compuestos como alcanos, alquenos y alquinos.


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En el siguiente cuadro se resumen las características de lo distintos tipos de hibridación.
TIPO

DE COMBINACIÓN

FIGURA

ÁNGULO DE ORBITALES

EJEMPLO

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

GEOMÉTRICA ENLACE

REMANENTES

TETRAGONAL Sp3

Tetraedro

109.5°

0

Alcanos

120°

1

Alquenos

180°

2

Alquinos

regular
TRIGONAL

Sp2

Triangular
planar

DIAGONAL

Sp

Lineal

ORBITALES MOLECULARES: Resultan de la combinación de los orbitales atómicos, se clasifican
en orbital molecular Sigma y orbital molecular Pi.


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ORBITAL MOLECULAR Sigma: Resulta del solapamiento frontal de los orbitales atómicos,

por lo tanto, el enlace tomado será fuerte.

ORBITAL MOLECULAR PI: se origina del solapamiento lateral de los orbitales atómicos,
con lo cual el enlace formado es débil.

COMPUESTOS ORGÁNICOS.
GENERALIDADES:

ELEMENTO

TIPO

DE SOLUBILIDAD REACCIONES PTOS.

BASE

ENLACE

EL

Covalente

CARBONO

puro

DE PRINCIPAL

EBULLICIÓN

Insoluble
y

H2O

en Ocurren

a Son

FUENTE
El petróleo

relativamente
soluble bajas
éter, temperaturas bajos

covalente

en

polar

benceno

CLASIFICACIÓN: se clasifican en Alifáticos y Aromáticos, así:
ALIFÁTICOS
- ACICLICOS (de cadena abierta)
- ALICICLICOS (de cadena cerrada)


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CADENAS CARBONADAS: un cadena carbonada es una secuencia de átomos de carbono
según la disposición de los átomos se clasifican en:
Cadenas

lineales:

Cadenas ramificadas:

Cadenas cerradas:


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RADICALES: Son átomos o grupos de átomos que presentan un electrón libre. Los
radicales orgánicos se derivan de los hidrocarburos. Los radicales se nombran según el
número de átomos de carbono que lo constituye y el sufijo (IL o ILO). se representan los
radicales por la letra R. Aquí se resumen los principales:
FORMULA

FORMULA ESTRUCTURAL NOMBRE

MOLECULAR
CnH2n+1 n =>1
CH3-

CH3-

METIL

C2H5-

CH3- CH2-

ETIL

C3H7-

CH3- CH2- CH2-

PROPIL
ISIPROPIL

C4H9-

CH3- CH2- CH2- CH2-

BUTIL

CH3- CH- CH2- CH3-

SEC-BUTIL
ISOBUTIL

TER-BUTIL

PREFIJOS: Para nombrar compuestos orgánicos se utilizan prefijos que denotan el
número de carbonos así:
# CARBONOS
PREFIJOS

1

2

3

4

MET

ET

PROP

BUT

5

6

PENT HEX

7

8

9

10

HEPT

OCT

NON

DEC

11

12

13

UNDEC DODEC TRIDEC

14
TETRADEC


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GRUPOS FUNCIONALES: El grupo funcional corresponde a la disposición que adoptan los
átomos en una molécula. Confiriéndole propiedades específicas a una serie de compuestos
que determinan una función química; Aquí se presentan las principales:

FUNCIÓN

ESTRUCTURA GRUP.

QUÍMICA

SUFIJO

EJEMPLO

NOMBRE

FUNCIONAL

ALCANO

R-C-C-R

C-C

ANO

CH3- CH2- CH3

PROPANO

ALQUENO

R-C=C-R

C=C

ENO

CH2= CH2

ETENO

ALQUINO

INO

BUTINO

ÉTER

R-O-R

-O-

ÉTER

CH3-O-CH3

DIMETIL-ETER

EMINA

R-NH2

- NH2

AMINA

CH3-CH2-NH2

ETIL-AMINA

HALURO

R-X

-X

URO

CH3-CH2-Br

BROMURO

DE

ILO

DE

ETILO

ALQUILO
TIOL

R-SH

-SH

TIOL

CH3- CH2-CH2-SH

PROPANOTIOL

ALCOHOL

R-OH

-OH

OL

2-BUTANOL

CETONA

ONA

PROPANONA

ALDEHIDO

AL

ETANOL

NITRILO

NITRILO

PROPANONITRILO

AMIDA

AMIDA

BUTANAMIDA


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REACCIONES ORGÁNICAS: Las reacciones orgánicas se verifican por la ruptura o
formación de enlaces. Las principales clases de reacciones orgánicas son:
REACCIONES DE SUSTITUCIÓN: Un átomo o grupo de átomos es reemplazado por otro átomo o
grupos de átomos.

REACCIONES DE ADICIÓN: Un grupo de átomos se adiciona a una molécula, este tipo de
reacción involucra una ruptura de enlace Pi.

REACCIONES DE ELIMINACIÓN: Son inversas a las de adición.

Hidrocarburos alifáticos
Hidrocarburos: Los hidrocarburos alifáticos son compuestos formados únicamente por carbono (C) e hidrógeno
(H). Se consideran como esqueletos carbonados, base de las distintas funciones orgánicas que se obtienen al
sustituir los átomos de hidrógeno por grupos funcionales.
Clasificación: Los hidrocarburos alifáticos se pueden clasificar dependiendo de su estructura
carbonada en:

Hidrocarburos Alifáticos acíclicos: Centraremos el estudio de los hidrocarburos alifáticos en los
de cadena abierta (saturados e insaturados).


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Alcanos:
- Reciben el nombre de parafinas debido a su baja reactividad química.
- Presentan hibridación tetragonal cuya combinación de orbitales es Sp3.
- Se identifican por el enlace sencillo entre carbonos (C-C).
- El sufijo para nombralos es ANO.
- Presentan isomeria conformacional y estructural.
- Los alcanos de cadena recta normal obedecen a la fórmula general CnH2n+2 con n >= 1.

Serie homóloga: Es aquella serie en la cual, los compuestos difieren del inmediatamente anterior.
Posterior en un grupo Metileno (CH2).
Fórmula molecular

Fórmula estructural

Nombre

CH4

CH4

Metano

C2H6

CH3-CH3

Etano

C3H8

CH3-CH2-CH3

Propano

CH3-CH2-CH2-CH3

Butano

C4H10
Isobutano
CH3-CH2-CH2-CH2-CH3

Pentano
Isopentano

C5H12
Neopentano
(2,2-dimetil-propano)

Propiedades físicas:
Estado físico:
- Gaseosos del C1 al C4
- Líquidos del C5 al C17
- Sólidos del C18...


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Solubilidad:
- Insolubles en agua, solubles en CCl4, CS2, Éter, Benceno
Densidad:
- Menor que la del agua y aumenta con el peso molecular.
Puntos de ebullición:
- Aumentan con el peso molecular y disminuyen con el número de ramificaciones.
Nomenclatura: Para nombrar un alcano se deben tener en cuenta las siguientes pautas:
- Se selecciona como estructura principal la cadena más larga de átomos de carbono.
- Se numera la cadena de tal forma que a los radicales o sustituyentes se les asigne la posición
más baja posible.
- Se nombran los radicales en orden creciente de tamaño, o alfabéticamente indicando la posición
que ocupa dentro de la cadena.
- En caso de existir radicales iguales, se escriben las posiciones de los mismos en la cadena
separadas por comas y se utilizan prefijos que indican el número de ellos, así: Di(2), Tri(3), Tetra
(4), Penta (5) etc.
- Se nombra la cadena principal escribiendo el prefijo que denota el número de carbonos y el sufijo
ANO.


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