Este documento presenta un índice de contenidos para una unidad de química inorgánica. Incluye temas como balanceo de ecuaciones químicas usando la ley de conservación de la materia y el método redox, leyes ponderales, conceptos de peso atómico, peso molecular, mol y gramo atómico, fórmulas empíricas y moleculares, composición centesimal, y cálculos químicos basados en reacciones. También cubre temas de soluciones como tipos, concentración, propiedades,

1. INDICE
Pág.
Unidad de Competencia I
1.1. Balanceo de ecuaciones químicas...............................................................5
1.2. Leyes ponderales.......................................................................................12
1.3. Conceptos de peso atómico y peso molecular...........................................17
1.4. Conceptos de mol y átomo gramo..............................................................19
1.5. Número de Abogadro.................................................................................19
1.6. Fórmulas empíricas y moleculares.............................................................20
1.7. Composición centésimal.............................................................................24
1.8. Cálculos químicos basados en reacciones químicas.................................26
Unidad de Competencia 2
2.1. Definición de solución, concentración, soluto, solvente y
solubilidad...............................................................................................33
2.2. Tipos de soluciones: Sólidos-Líquidos, Líquido-Líquido, Líquido-Gas y
Coloides..................................................................................................34
2.3. Concentración de las soluciones............................................................35
2.3.1 En unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v........................................35
2.3.2 En unidades químicas: Molaridad, Normalidad y Molalidad..........36
2.4. Propiedades de las soluciones...............................................................39
Unidad de Competencia 3
3.1 Sistema ácido-base......................................................................................40
3.2 Propiedades de ácido y bases.....................................................................40
3.3 Teoría ácido-base........................................................................................40
3.3.1 Arrhenius………………………………………………………………….40
3.3.2 Bronsted-Lowry……………………….………………………………….41
3.3.3 Lewis……………………………………….……………………………...41
3.4 Fuerza de los ácidos...............................................................................41
3.5 Ionización del agua.................................................................................42
1

2. 3.6 Escala de pH o indicadores....................................................................44
3.7. Determinación del pH en las soluciones.....................................................46
Unidad de Competencia 4
4.1 Concepto de equilibrio químico...............................................................47
4.2 Factores que influyen en el equilibrio químico........................................52
4.3 Principios de Lechatelier.........................................................................53
4.4 Comportamiento del equilibrio químico...................................................53
4.5 Velocidad de las reacciones químicas....................................................53
4.6 Factores que afectan la velocidad de reacción.......................................54
4.7 Aplicación de leyes del equilibrio químico en diferentes reacciones
químicas..................................................................................................55
Unidad de Competencia 5
5.1 Importancia de los compuestos orgánicos e inorgánicos.......................56
5.2 Estructura de los compuestos del carbono.............................................59
5.2.1 Hibridación del carbono...................................................................59
5.2.2 Tipos de cadenas..............................................................................60
5.2.3 Isomería............................................................................................62
5.3 Clasificación de los compuestos orgánicos de acuerdo a la estructura de
5.4 las cadenas….........................................................................................64
5.5 Propiedades físicas y usos de algunos compuestos orgánicos..............64
Unidad de Competencia 6
6.1 Concepto de hidrocarburo.......................................................................65
6.2 Alcanos....................................................................................................66
6.2.1 Características generales..................................................................66
6.2.2 Nomenclatura para alcanos normales y arborescentes....................66
6.3 Alquenos..................................................................................................72
6.3.1 Características generales..................................................................72
6.3.2 Nomenclatura....................................................................................72
6.4 Alquinos.....................................................................................................75
2

3. 6.4.1 Características generales.................................................................75
6.4.2 Nomenclatura....................................................................................75
6.5 Fuentes de hidrocarburos..........................................................................78
6.5.1 Gas natural y carbón.........................................................................78
6.5.2 Petróleo.............................................................................................78
Unidad de Competencia 7
7.1 Concepto de grupo funcional.......................................................................79
7.2 Propiedades, estructura y usos...................................................................79
7.2.1 Haluros, alcoholes y aldehídos.........................................................79
7.2.2 Cetonas, éteres y ésteres.................................................................85
7.2.3 Ácidos carboxílicos y sales...............................................................91
7.2.4 Aminas y amidas...............................................................................93
Unidad de Competencia 8
8.1 Importancia de los compuestos orgánicos en los seres vivos.
8.2 Química de los carbohidratos
8.3 Química de los lípidos
8.4 Química de las proteínas
3

4. UNIDAD DE COMPETENCIA 1
Aplicará las leyes pondérales de la Química inorgánica, en el establecimiento de sus
relaciones matemáticas para expresar la composición química de las sustancias.
1.1 Balanceo de ecuaciones químicas
A) Balanceo de ecuaciones químicas aplicando la Ley de la Conservación de la
Materia
Este método, llamado comúnmente “por tanteo”, emplea una estimación de coeficientes
por conteo directo de átomos de reactantes y productos, procediendo a su igualación
mediante el empleo (o prueba) sucesivo de diferentes coeficientes, hasta lograr que la
ecuación quede balanceada. Sólo se calculan coeficientes, y nunca se afectan
subíndices.
EJERCICIOS
1.- Balancea las siguientes ecuaciones por el método de tanteo:
• N2 + H2 NH3
• Br2 + CO3 Br + BrO3 + CO2
• NO2 + H2O HNO3 + NO
4

5. • Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2O
• CH4 + H2O CO + H2
• Zn + HCl ZnCl2 + H2
• NaBr + Cl2 Br2 + NaCl
• Na2O + H2O NaOH
• C8H18 + O2 CO2 + H2O
• BCl3 + P4 BP + HCl
• FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2
• HgO Hg + O2
5

6. B) Balanceo de ecuaciones químicas por el método de Redox (Oxidación-
Reducción)
Por este procedimiento sólo pueden balancearse ecuaciones químicas en las que ocurra
oxidación-reducción.
Cuando un elemento cambia su número de oxidación al pasar de reactante a producto,
pueden ocurrir dos cosas:
•Que “pierda electrones”, en cuyo caso se habla de oxidación o deselectronación:
Ejemplos:
Cu0
→ Cu+2
perdió 2e-
Fe+2
→ Fe+3
perdió 1e-
Cr+3
→ Cr+6
perdió 3e-
•Que “gane electrones”, lo que se denomina reducción o electronación.
Ejemplos:
Cu+3
→ Cu+2
ganó 1e-
Mn+4
→ Mn+2
ganó 2e-
Mo+6
→ Mo+3
ganó 3 e-
Ambos procesos, oxidación y reducción, ocurren conjuntamente. Esto es, un elemento
gana electrones cuando en el mismo sistema existe otro que los pierde. Por esta razón, a
este tipo de reacciones de les llama redox.
6

7. Se oxida
Agente reductor
Se reduce
Y origina que otro pierda
electrones por lo que se
clasifica como
Agente oxidante
Para determinar de forma objetiva si un elemento se oxida o reduce, puede emplearse la
siguiente escala numérica:
Agente reductor
Pérdida de electrones
7
El elemento que
gana electrones
El elemento que
pierde electrones
Y causa que otro gane
electrones, por lo que se le
considera
Oxidación

8. -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1+2+3+4+5+6+7
Ganancia de electrones
Agente oxidante
Un proceso redox es aquél en el cual algunos átomos modifican su número de oxidación
al pasar de reactantes a productos.
El número de oxidación de un átomo es la carga parcial que le corresponde en un
compuesto.
REGLAS CONVENCIONALES PARA LA DETERMINACION DEL NÚMERO DE
OXIDACION DE LOS ELEMENTOS
1) El número de oxidación de los átomos de una sustancia elemental es cero, ya sea
mono o poliatómica.
Na Pb4 S8 N2 No. oxidación = 0
2) En los compuestos, el número de oxidación del flúor es siempre (-1)
3) En los compuestos, el número de oxidación de los elementos del grupo I A de la
tabla periódica, es siempre (+1)
8
Reducción

9. 4) En lo compuestos, el número de oxidación de los elementos del grupo II A de la
tabla periódica, es siempre (+2)
5) En los compuestos, el hidrógeno tiene un número de oxidación de (+1), excepto en
los hidruros, en los cuales es igual a (-1)
6) En los compuestos con oxígeno, el número de oxidación para este elemento es de
(-2); en los peróxidos es de (-1) y en el óxido de flúor (OF2) es de (+2).
7) En los ácidos halogenhídricos y las sales haloideas, el halógeno (F, Cl, Br, I)
siempre tienen número de oxidación de (-1)
8) En las especies neutras (compuestos), la suma algebraica de los número de
oxidación en todos los átomos que lo constituyen es igual a cero, esto es, el número
de cargas positivas (+) es igual al número de cargas negativas (-)
9) Para determinar el número de oxidación de los elementos en los compuestos
terciarios, se procede a asignar el dato correspondiente a los átomos cuyas reglas
se han establecido, y por diferencia, basándose en la regla 8, se calcula el de los
elementos no contemplados en las convenciones.
METODO PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS POR EL METODO REDOX
(OXIDO-REDUCCIÓN)
1) Determinar los números de oxidación de cada uno de los elementos que
componen las especies químicas que intervienen en la ecuación.
2) Identificar los elementos que presenten modificación en su número de oxidación.
3) Expresar dicho cambio en el estado de oxidación, escribiendo las ecuaciones
electrónicas parciales correspondientes.
9

10. 4) Multiplicar las ecuaciones parciales obtenidas por los factores adecuados,
teniendo presente que el número de electrones ganados y perdidos debe ser el
mismo. Sumar las nuevas ecuaciones.
5) Los resultados obtenidos representan los coeficientes que deben utilizarse en
aquellas especies química que incluyan dichos elementos, los que deben
introducirse como tentativos en la ecuación dada inicialmente sin ajustar.
6) Terminar de balancear la ecuación por el método de “tanteo”.
EJERCICIOS
1.- Balancea las siguientes ecuaciones de oxidación-reducción:
 ___ Na + ___ H2O ___ NaOH + _____H2
 ___HNO3 + ___H2S ___S + ___ NO + ___H2O
 ___HCl + ___K2Cr2O7 ___KCl + ___CrCl3 + ___H2O + ___Cl2
1.2 Leyes ponderales
Estequiometría: Cálculos basados en las variaciones implicadas en las reacciones
químicas.
10

11. Aquella parte de la Química que se ocupa de la investigación de las proporciones en que
se combinan las substancias se le denominan Estequiometría.
Existe una serie de leyes que rigen las cantidades de substancias que intervienen en una
reacción química:
A) Ley de la Conservación de la Masa: Enunciada por Antonio Lavoisier en 1774, lo
cual nos indica que: “En una reacción química la suma de los pesos moleculares
de los reactivos es igual a la suma de los pesos moleculares de los productos”
Ejemplo:
CaCO3 → CaO + CO2
Uma = gr (Calcular las masas atómicas de cada elemento)
EJERCICIOS
1.- Comprobar la Ley de la Conservación de la Masa en las siguientes reacciones,
balancearlas correctamente:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
2 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + 2 KNO3
11

12. B) Ley de las proporciones constantes de Proust: “Siempre que dos substancias
se combinan para formar un nuevo producto lo hacen en proporción ponderal fija y
definida”
2 Mg + O2 → 2 MgO
Calcular las masas atómicas de cada elemento.
En algunos casos es necesario obtener un “Factor gravimétrico”, el cual resulta al
establecer una relación entre los pesos reaccionantes.
Ejemplo:
Para determinar la cantidad de plata contenida en una muestra de Nitrato de plata impuro,
se disuelve convenientemente esta sal. La plata se precipita al esto de cloruro, el cual se
filtra, se lava y se seca. El peso del precipitado fue 0.8250 g de cloruro de plata. Encontrar
la cantidad de plata contenida en la muestra.
AgCl → Ag
0.8250 g → X
Despejar “X”. Calcular las masas moleculares de cada elemento.
El factor gravimétrico en este caso es:
Ag__ = MA Calcular las MA y calcular Factor Gravimétrico
AgCl MA
Si este factor lo multiplicamos por el precipitado obtenido resolveremos el problema en
cuestión.
(Factor Gravimétrico) (Precipitado) =
12

13. Por lo anterior, el factor gravimétrico es conocido como la cantidad del elemento radical
o compuesto buscado en la unidad del peso de precipitado.
EJERCICIOS
1.- Determina el factor gravimétrico de las siguientes reacciones:
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
H2 + Cl2 → HCl
C) Ley de las proporciones múltiples de Dalton: Trato de encontrar una
explicación a la Ley de la Conservación de la Materia y las proporciones definidas.
Por lo cual llego a una serie de conclusiones:
1) Los elementos están formados por partículas diminutas llamadas, átomos que son
indivisibles e indestructibles.
2) Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo peso.
3) Los átomos se combinan en relaciones simples para formar compuestos.
13

14. “Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, existirá una relación
simple entre los diferentes pesos de uno de estos elementos que se combinan con un
peso fijo del otro”
D) Ley de las Proporciones recíprocas o equivalente (Ritcher-Wenzel, 1972):
“Cuando dos o más elementos diferentes se combinan separadamente con un
peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos de aquéllos son los mismos
con que se combinan entre sí, o bien son múltiplos o submúltiplos de ellos”
Los pesos de combinación de los elementos a los que se refiere esta ley son los pesos
equivalentes:
Peso equivalente: Cantidad en gramos de una sustancia cualquiera, capaz de
combinarse o desalojar de sus combinaciones al 1.008 g de hidrógeno u 8 partes en peso
en oxígeno.
Equivalente químico o equivalente gramo: Es igual al peso equivalente expresado en
gramos.
Peso equivalente de un elemento = Peso atómico
Valencia
PA = MA
Peso equivalente de un compuesto = __ Peso Molecular___
Total cargas (+) o (-)
EJERCICIOS
1.- Determina el peso equivalente de los siguientes elementos y compuestos:
a) Ca
14

15. b) Fe+3
c) Na
d) Ba(OH)2
e) Na2CO3
f) H2SO4
1.3 Conceptos de peso atómico y peso molecular
15

16. a) Peso atómico: Es el peso promedio de los átomos de un elemento en
relación con el peso de un átomo de carbono 12, al cual se le ha asignado el
peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica.
El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo, ya que indica
cuántas veces es mayor el peso de un átomo de dicho elemento que la doceava parte del
peso de un átomo de carbono 12.
b) Peso molecular: Es el peso de una moléculas de una sustancia comparado
con el peso de un átomo de carbono 12, tomado como 12 unidades de peso
atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la
suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.
EJERCICIOS
1.- Determina los pesos moleculares de los siguientes compuestos:
a) KHSO4
b) K2CrO4
c) Pb (NO3)2
16

17. d) NH4OH
e) Al2 (SO4)3
2.- Determina el peso molecular y el peso equivalente de los siguientes compuestos:
COMPUESTO PESO MOLECULAR PESO EQUIVALENTE
H2SO4
HNO3
NaOH
Al(OH)3
Na2SO4
CaCO3
H3PO4
1.4 Conceptos de: mol y átomo-gramo
d) Mol: Es una unidad de cantidad de partículas.
Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol
de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.
e) Átomo-gramo: Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.
1.5 Número de Avogadro
El número de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de Número de
Avogadro y es igual a 6.02 X 1023
.
17

18. 1.6 Fórmulas empíricas y moleculares
El conocimiento de la composición de un compuesto permite determinar la fórmula
química del mismo.
La fórmula mínima o empírica es la que expresa la relación más simple entre los átomos
de un compuesto.
La fórmula condensada o molecular es la que expresa la relación real entre los átomos
de una molécula de un compuesto.
Para determinar la fórmula mínima de un compuesto se siguen los pasos indicados a
continuación:
1) Determinar el número de átomos-gramo de cada elemento, estableciendo alguna
de las siguientes relaciones:
No. átomos-gramo = % de X = _gr X_
PA de X PA de X
2) Obtener la menor relación posible entre los átomos, para lo cual se toma el más
pequeño de los cocientes resultantes del paso 1 como común denominador.
3) Aproximar los cocientes obtenidos en el paso 2 (o un múltiplo) a enteros.
4) Anotar los números anteriores como subíndices de los elementos
correspondientes.
EJERCICIOS
1.- Realiza los siguientes problemas de cálculos de fórmula empírica:
a) Deducir la fórmula empírica de un compuesto, cuyo análisis dio la siguiente
composición: Fe = 77.7%, O = 22.3%
18

19. b) Deducir la fórmula empírica de un compuesto que contiene 90.6% de plomo
y 9.4 % de oxígeno.
c) Al determinar por análisis la composición de una sustancia se encontró que 1
gramo de la misma contiene 0.28 g de N y 0.72 g de Mg. ¿Cuál es su
fórmula empírica?
La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula mínima. Por tanto, para determinar la
fórmula molecular de un compuesto es necesario contar con su fórmula mínima y su peso
molecular, determinado experimentalmente.
1) Calcular el peso fórmula de la fórmula mínima, sumando los pesos atómicos
de los elementos que la forman:
Peso fórmula = ∑ Pesos atómicos
2) Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso fórmula:
Factor = Peso molecular
Peso fórmula
3) Multiplicar el factor anterior, aproximado a un número entero, por los índices
de la fórmula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular.
19

20. Fórmula molecular = Factor (Fórmula mínima)
EJERCICIOS
1.- Realiza los siguientes problemas de cálculos de fórmula molecular:
a) La fórmula mínima de un compuesto es C1H1O2 y su peso molecular es 90.
¿Cuál es su fórmula molecular?
b) Por análisis se encontró que un compuesto orgánico tiene la siguiente
composición: C = 40%, H = 6.71%, O = 53.29% y que su peso molecular es
182. ¿Cuál es su fórmula condensada?
Determinar la fórmula mínima y la fórmula molecular de:
a) Carbono 26.7%, hidrógeno 2.2%, oxígeno 71.1%. Peso molecular: 92.
20

21. b) Carbono 40%, hidrógeno 6.66%, oxígeno 53.33%.Peso molecular: 180.
c) Carbono 92.3%, hidrógeno 7.7%. Peso molecular: 26.
2.- Determina la fórmula molecular de las siguientes fórmulas empíricas con sus
respectivos pesos moleculares:
FORMULA EMPIRICA PESO MOLECULAR FORMULA MOLECULAR
HgCl 472
HF 80
CHO2 90
CH 78
1.7 Composición centesimal
Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje (%) esto es,
indicando el número de gramos de cada elemento presentes en 100 grs. del compuesto.
Esta relación, que puede obtenerse a partir de la fórmula condensada del compuesto o
bien a partir de la composición del mismo, determinada por experimentación, se llama
composición centesimal.
21

22. Las fórmulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto son:
a) % de X = (Peso Atómico del elemento) (índice) * 100
Peso Molecular (PM)
b) % de X = _Peso del elemento_ * 100
Peso del compuesto
La primera fórmula se utiliza si se conoce la fórmula del compuesto, y la segunda si se
cuenta con datos experimentales.
EJERCICIOS
1.- Realiza los siguientes problemas sobre composición centésimal:
a) ¿Cuál es la composición centésimal del agua?
b) En un experimento se calentaron 1.44 g de cobre y se formaron 1.8 g de sulfuro.
¿Cuál es la composición centésimal del compuesto?
c) Determinar el porcentaje de los elementos de Al(OH)3.
22

23. 2.- Determinar la composición centésimal de las siguientes sustancias:
a) Al2(SO4)3
b) H3PO4
c) Ca(CN)2
d) NH4NO3
e) Ca(OH)2
23

24. 1.8 Cálculos químicos basados en reacciones químicas
El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre los
cuales tienen especial importancia los siguientes:
a) Número de moles en X gramos de sustancia:
El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico o molecular; por tanto, el
número de moles contenidos en determinada cantidad de sustancia se puede calcular
mediante la siguiente relación:
No. de moles = ___masa en gramos____
Peso atómico o molecular
Átomo gramo → n = gramos Molécula gramo → n = gramos
PA PM
Con esta ecuación también podemos calcular la masa de un determinado número de
moles.
Masa en gramos = No. moles (PM) g = nPM
EJERCICIOS
1.- Resuelve los siguientes problemas de cálculos de número de moles:
a) Cuantos átomos gramo y cuántas moléculas gramo contienen 28 gr de N2?
24

25. b) ¿Cuál es el número de moles contenidos en 100 gr. de CO2?
c) ¿Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio
(Na2CO3)?
2.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas:
a) Calcula el número de moles y el número de moléculas contenidas en:
• 400 grs. de hidróxido de calcio (Ca(OH)2)
• 50 grs. de ácido sulfúrico (H2SO4)
• 150 grs. de nitrato de sodio (NaNO3)
25

26. b) Número de átomos o moléculas en X gramos de sustancia
Una mol contiene 6.02 X1023
átomos o moléculas; por tanto, el número de estas partículas
contenido en una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del número
de moles por el número de Avogadro:
No. de átomos o moléculas: n *NA NA = Número de Avogadro
Mediante la fórmula anterior, también es posible calcular el número de moles que
constituyen un número dado de átomos o de moléculas:
n = No. de átomos o moléculas
N
EJERCICIOS
1.- Resuelve los siguientes problemas de cálculos de número de átomos o moléculas:
a) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de hidróxido de sodio (NaOH)?
b) ¿Cuántas moles están contenidas en 9.03 X 1023
moléculas de SO2?
2.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas:
a) Cual es la masa en gramos de 1.5 moles de:
26

27. • Tricloruro de fósforo (PCl3)
• Tetracloruro de carbono (CCl4)
• Nitrato de plata (AgNO3)
c) Volumen ocupado por “N” moles de un gas, en condiciones normales de
temperatura y presión.
En condiciones normales, un mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 lts; en
consecuencia, el volumen ocupado en dichas condiciones por “n” moles es igual a:
VTPN = n moles * 22.4 lts/mol
VTPN = Temperatura y presión normales
EJERCICIOS
1.- Resuelve los siguientes problemas de cálculos de volumen ocupado por N moles de un
gas:
a) ¿Qué volumen, en litros, ocupan 2.5 moles de CO2 en condiciones normales de
temperatura y presión?
27

28. b) ¿Qué volumen ocupan 50 gramos de amoniaco (NH3) en condiciones normales de
temperatura y presión?
2.- Resuelve los siguientes problemas sobre conversiones de unidades químicas:
a) Cuántos litros en condiciones normales de temperatura y presión ocupan:
• 80 grs. de amoniaco (NH3)
• 150 grs. de SO2
• 200 grs. de CO2
b) Cuántos litros en VTPN ocupan 2.5 moles de:
• Dióxido de carbono (CO2)
• Dióxido de azufre (SO2)
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29. • Amoniaco (NH3)
UNIDAD DE COMPETENCIA 2:
Aplicará métodos de concentración de soluciones en la elaboración de sustancias que le
sean útiles en su vida cotidiana.
2.1 Definición de solución, concentración, soluto, solvente y solubilidad.
En la mayoría de las reacciones químicas, las sustancias que intervienen se encuentran
dispersas en agua, es decir, en forma de soluciones.
Una solución es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores de 10
ángstrom. En química, las soluciones más comunes son binarias, es decir, las formadas
por dos componentes: el soluto y el solvente.
Soluto es la sustancia dispersa y es la que está en menor proporción.
Solvente es le medio dispersor, por lo general el agua, y se encuentra en mayor
proporción. El soluto y el solvente forman la solución.
Las soluciones empíricas son las soluciones en las que no se toman en cuenta
cantidades exactas de soluto y de solvente, y son:
•Solución diluida: se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación
con la cantidad de solvente.
29

30. •Solución concentrada: se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en
comparación con la cantidad de solvente.
•Solución saturada: Si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura constante,
y se agita continuamente, formando una solución cada vez más concentrada hasta que
llega a un punto en el cual el solvente ya no disuelve más el soluto.
•Solución sobresaturada: Es aquella que contiene más soluto disuelto que una solución
saturada.
La concentración es la cantidad de sustancia disuelta por unidad de volumen en una
solución.
Coeficiente de solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se disuelve en 100 g de
solvente para formar una solución saturada.
Esto se ve afectado por:
a)Naturaleza del soluto y solvente
b)Temperatura
c)Presión
d)Superficie de contacto del soluto
e)Agitación
f)Concentración de la solución
2.2 Tipos de soluciones: Sólidos-Líquidos, Líquido-Líquido, Líquido-Gas y
Coloides.
El tipo de solución más común en el laboratorio, es el de un soluto disuelto en un líquido, y
es por esta razón que la mayor parte de este estudio esta enfocado a este caso. Las
soluciones líquidas se pueden preparar disolviendo un líquido en otro líquido (alcohol de
96%), un sólido en un líquido (agua de mar) o un gas en un líquido (niebla).
30

31. Además de las soluciones líquidas, es posible tener soluciones de gases, tales como la
atmósfera que rodea la tierra, y soluciones sólidas, que se forman cuando una sustancia
está disuelta en un sólido.
Las soluciones sólidas, de las cuales son ejemplos muchas aleaciones (mezcla de
metales) son de dos tipos:
a)Soluciones sólidas de sustitución: Un ejemplo es el Bronce, formado por cobre y
zinc.
b)Soluciones sólidas intersticiales: Una sustancia muy dura que tiene muchos usos en
las herramientas de corte para aceros.
Los coloides son sistemas de una sola fase de dos o más componentes, son sistemas de
composición variable similares a las soluciones; constituidos por una fase dispersora (en
mayor proporción) y una fase dispersa (en menor cantidad).
2.3 Concentración de las soluciones.
Las soluciones valoradas son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de
soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la
concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o
de la solución.
Se clasifican en:
I. Porcentual
II. Molaridad
III. Molalidad
IV. Normalidad
31

32. 2.3.1 En unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v.
A) Porcentaje en peso
Se define como los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución
% en peso = g soluto * 100
g solución
Donde g de solución = g de soluto + g de solvente
B) Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
% en volumen = mL de soluto * 100
mL de solución
Donde mL de solución = mL de soluto + mL de solvente
C) Porcentaje en peso-volumen
Se define como los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
% peso-volumen = g de soluto * 100
mL de solución
Donde mL de solución = mL de soluto + mL solvente
32

33. 2.3.2 En unidades químicas: Molaridad, Normalidad y Molalidad.
A) Molaridad (M)
Se define como los moles (molécula-gramo) de soluto disuelto en un litro de solución.
M = n/ V
M = Molaridad en mol/lt
n = No. de moles
V = volumen en lts
n = g/PM
B) Molalidad (m)
Se define como el número de moles de soluto disuelto en un kilogramo de solvente.
m = n/Kg. solvente
m = molalidad mol/Kg.
n = No. de moles de soluto
C) Normalidad (N)
Se define como el número de equivalente gramo de soluto contenido en un litro de
solución.
N = No. equivalente-gramo/lts de solución
No. equivalente-gramo = g/Peso equivalente
El equivalente gramo de una sustancia es igual al peso equivalente expresado en gramos.
El peso equivalente generalmente es un submúltiplo de la fórmula molecular y podemos
determinarlo matemáticamente:
33

34. Peq = peso molecular/No. total de cargas (+) o (-)
EJERCICIOS
1.- Resuelve los siguientes problemas:
a) ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido nítrico (HNO3), si 400 ml de la
solución contiene 150 grs. de ácido?
b) ¿Cuántos gramos de nitrato de sodio (NaNO3) son necesarios para preparar 300
ml de una solución 0.25 N?
c) ¿Cuántos gramos de solutos se necesitan para preparar 1 lt de una solución 1N
de NaOH?
d) ¿Cuál es el porcentaje en peso de una solución KOH que se obtiene al disolver
250 grs. del hidróxido en 600 gr. de agua?
e) Si se desea obtener una solución 0.3M de hidróxido de potasio (KOH)
disolviendo 60 grs. de hidróxido, ¿Qué volumen de solución se obtendrá?
34

35. 2.4. Propiedades de las soluciones
UNIDAD DE COMPETENCIA 3:
Clasificar diferentes sustancias de uso común en ácidos o bases de acuerdo a sus valores
de pH, tomando en consideración la nomenclatura química vista en temas anteriores.
3.1. Sistema ácido-base
3.2. Propiedades de ácidos y bases
•Ácido: Es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio, tiñe de rojo el papel
tornasol azul, reacciona con los metales activos con desprendimiento de hidrógeno y
neutraliza las bases.
•Base: Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el
papel tornasol rojo, tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos.
•Disociación: Es la separación de iones que existe en un sustancia que presenta enlacio
iónico, cuando se encuentra en solución acuosa.
•Ionización: Es la formación de iones de las sustancias que presenta enlaces
covalentes, al encontrarse en solución acuosa.
•Constante de ionización o de disociación (Ki): Es la constante de equilibrio de una
disociación iónica, y es igual al producto de las concentraciones iónicas entre las
concentraciones de la sustancia sin disociar.
35

36. 3.3. Teoría ácido-base.
3.3.1. Arrhenius
Ácido: Es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidronio (H3O+
) o iones
hidrógeno (H+
) y Base es toda sustancia que es solución acuosa produce iones oxhidrilo o
hidroxilo (OH-
).
Los iones H+
producidas se asocian inmediatamente con moléculas de agua, formando
iones hidronio. Ejemplos Antología.
3.3.2. Bronsted-Lowry
Una reacción ácido-base implica una transferencia de protones, por lo que definieron al
Ácido como una especie que dona un protón (H+
) y a la Base como una especie que
acepta un protón (H+
).
La teoría de Bronsted-Lowry se denomina también de intercambio protónico.
De acuerdo con esta teoría, todo Ácido, por transferencia de un protón se convierte en
una Base, y está, al aceptar un protón, se convierte en un Ácido.
Se llama par ácido-base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre sí
por la transferencia de un protón. La relación de un ácido y una base conduce siempre a la
formación de un nuevo ácido y una nueva base. Ejemplos Antología.
3.3.3. Lewis.
Ácido es una especie química capaz de aceptar un par de electrones, y la Base una
especie química capaz de ceder un par de electrones.
Según Lewis, en toda reacción entre un ácido y una base, que forman un enlace covalente
coordinado, al donar un par electrónico resulta un complejo ácido-base. Ejemplos
Antología.
36

37. 3.4. Fuerza de los ácidos
Con base en las concentraciones de iones hidronio (H3O+
) o iones oxhidrilo (OH-
), es
decir, el pH y el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.
•Ácido fuerte: Es aquel que en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo
que su concentración de iones hidronio (H3O+
) es elevada. Ejemplos: H2SO4, HNO3, HCl,
HBr, HClO4.
•Ácido débil: Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la
concentración de iones hidronio (H3O+
) de la solución relativamente baja. Ejemplos:
CH3COOH, H2CO3, H2S y HNO2.
•Base fuerte: Es aquella altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la
concentración de iones oxhidrilo (OH-
) es elevada. Ejemplos: KOH, NaOH y Ba(OH)2.
•Base débil: Es aquella cuya concentración de iones (OH-
) es relativamente baja, para
encontrarse parcialmente disociadas. Ejemplo: NH4OH, Al(OH)3 y Fe(OH)2.
3.5.Ionización del agua
Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo el
agua tienen la misma cantidad de iones hidronio (H3O+
) e iones oxhidrilo (OH-
), por lo que
se considera neutra.
De acuerdo con las teorías de Arrhenius y Bronsted-Lowry, el agua puede actuar como
ácido y como base. Si consideramos una transferencia de un protón entre dos moléculas
de agua, tenemos:
H2O + H2O → OH-
+ H3O+
Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
37

38. La ionización del agua da iones hidronio (H3O+
) e iones hidróxido (OH-
), por lo que la
constante de ionización del agua para esta reacción representada por Kw, es igual al
producto de las concentraciones molares de los iones H3O+
y OH—
.
Kw = [H3O+
] [OH—
]
Se ha encontrado experimentalmente que a 25°C Kw tiene un valor de 1 X 10-14
.
Esta constante tiene el mismo valor para todas las soluciones acuosas, así sean
soluciones ácidas o básicas, por lo que, al aumentar la concentración de iones hidronio
(H3O+
), disminuye la concentración de iones oxhidrilo (OH—
), o viceversa.
Aplicando los principios de la estequiometría en el equilibrio, las concentraciones de H3O+
y OH—
en el agua deben ser iguales, por lo tanto:
Kw = [H3O+
] [OH—
] = 1 X 10-14
El agua, o las soluciones donde [H3O+
] = [OH—
] = 1 X 10-7
, se dice que son neutras, es
decir, que ni son ácidas ni básicas.
En las soluciones ácidas la concentración de iones H3O+
es mayor, y en las soluciones
básicas la concentración de iones OH—
es la mayor.
Ácido Básico
| | |
0 7 14
Como los valores de las concentraciones son muy pequeños, se acostumbra expresar
dichos valores en una escala logarítmica.
Si la constante de ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:
Kw = [H3O+
] [OH—
]
Log Kw = log [H3O+
] + log [OH—
]
38

39. Si multiplicamos por -1, tenemos:
- Log Kw = - log [H3O+
] - log [OH—
]
Si presentamos con “p” el –log, la expresión se convierte en:
pKw = p [H3O+
] + p [OH—
]
Si ahora sustituimos [H3O+
] por H y [OH—
] por OH, tenemos:
pKw = pH + pOH
•pH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en mol/L.
•pOH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilo en
mol/L.
Como se ha explicado, en el agua pura:
[H3O+
] = [OH—
] = 1 X 10-7
mol/L
Según las anteriores definiciones, para el pH y el pOH de agua neutra se tiene:
pH = -log [H3O+
] = -log 1 X 10-7
= 7
pOH = -log [OH-
] = -log 1 X 10-7
= 7
Por otra parte, para cualquier solución acuosa:
pKw = pH + pOH = -log 1 X 10-14
= 14
39

40. De donde, al aumentar el pH de una solución, disminuirá el pOH, y viceversa.
3.6.Escala de pH o indicadores
Para determinar el rango de pH de una sustancia, utilizamos indicadores.
Los indicadores son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de dar
un color determinado al variar la concentración de iones hidronio, y se utilizan para
determinar, aproximadamente, el pH de una solución. Ejemplo:
INDICADORES INTERVALO DE pH CAMBIO DE COLOR
Naranja de metilo 3.1 a 4.0 Amarillo a violeta
Rojo de metilo 4.2 a 10.0 Rojo a amarillo
EJERCICIOS
1.- Resuelve los siguientes problemas:
a) ¿Cuál es el pH de una solución 0.0001 M de ácido clorhídrico (HCl)?
b) Calcular el pH de una solución 0.03 M de ácido clorhídrico (HCl).
c) ¿Cuál es el pH de una solución de NaOH 0.0001M?
40

41. d) ¿Cuál es el pH de H2S 0.004 M?
e) ¿Cuál es el pH de una solución 0.7 M de NaOH?
f) ¿Cuál es el pOH de una solución acuosa cuya concentración de iones hidronio es
de 1 X 10 -3
moles/litro?
g) ¿Cual es el pH de una solución 0.3 M de ácido clorhídrico (HCl)?
g) ¿Cuál es el pH y el pOH de una solución de NaOH cuya concentración de iones
hidroxilo es 1.3 X 10-4
mol/L?
3.7. Determinación del pH en las soluciones.
41

42. UNIDAD DE COMPETENCIA 4:
Aplicar las leyes y principios del equilibrio en reacciones químicas que ocurren en los
procesos industriales y biológicos
4.1. Concepto de equilibrio químico
La cinética química es la rama de la química que trata del estudio de la velocidad con
que se realizan las reacciones químicas.
Hay algunas reacciones que se realizan casi instantáneamente; sin embargo, hay otras
que necesitan horas, días e incluso meses para realizarse. Las reacciones entre
sustancias que presentan enlaces no covalentes son rápidas, y las sustancias que
presentan enlaces covalente son lentas.
Existen reacciones químicas irreversibles, es decir, que se realizan en un solo sentido y
son casi instantáneas, como la reacción entre el HCl y AgNO3, de donde obtenemos un
precipitado blanco que es AgCl.
HCl (aq) + AgNO3 (aq) → HNO3 (aq) + AgCl(s)
Existe también un gran número de reacciones reversibles, es decir, cuando los productos
reaccionan entre si y forman las sustancias originales.
Así como también existen reacciones exotérmicas y endotérmicas.
42

43. •Reacciones endotérmicas: Son las reacciones que liberan energía calorífica y su
calor de reacción es negativo por se su contenido energético mayor en los reactantes
que en los productos.
•Reacciones endotérmicas: Son aquellas que para verificarse deben absorber
energía calorífica y su calor de reacción es positivo, ya que los productos tienen
mayor contenido energético que los reactantes.
Algunos procesos químicos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se
efectúan en un sistema cerrado a temperatura constante.
Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus alrededores,
aunque puede liberar o absorber energía, generalmente en forma de calor o de trabajo.
Por ejemplo, el agua líquida está en equilibrio con su vapor cuando la velocidad a la que el
agua se evapora es igual a la velocidad de condensación del vapor al estado líquido.
Un estado de equilibrio se define como la condición de un sistema donde la velocidad
de los procesos opuestos es igual.
Cualquier cambio que experimente una especie química en equilibrio que afecta la
velocidad de reacción, va a modificar la constante de equilibrio.
Una constante de equilibrio es la relación que se establece entre la constante de la
velocidad de reacción a la derecha y la constante de la velocidad de la reacción a la
izquierda, para un sistema dado en equilibrio.
En la expresión matemática de la Ley de equilibrio químico, el numerados es el
producto de las concentraciones de las sustancias en equilibrio, cada una elevada a una
potencia igual a su coeficiente; el denominador es el producto de las concentraciones en
equilibrio de los reactantes, cada uno elevado a una potencia igual a su coeficiente.
Dado un sistema:
aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g)
K1 = [C]c
x [D]d
= Ke
43

44. K2 = [A]a
x [B]b
Como en el equilibrio K1 = K2 entonces se tiene que la constante de equilibrio es igual a:
Ke = [C]c
x [D]d
[A]a
x [B]b
Ke es la constante de equilibrio, y solamente depende de la temperatura y la naturaleza
de la reacción.
Para aplicar la expresión de la constante de equilibrio en un sistema dado, se debe partir
de la ecuación química de dicho proceso, y cada concentración se eleva a un exponente
igual al coeficiente del reactante o del producto.
EJERCICIOS
1.- Escribe las expresiones de equilibrio para las siguientes reacciones:
a) 2SO2 + 02 2SO3
b) 2C(s) + 02(g) 2CO (g)
c) H2(g) + Br2 2HBr
44

45. 2.- Resuelve los siguientes problemas:
a) Se hizo reaccionar una mezcla de I2 y H2 a 448ºC. Cuando se estableció el
equilibrio se encontraron las siguientes concentraciones:
H2 = 0.46 mol/L I2 = 0.39 mol/L HI = 3.0 mol/L
Calcular el valor de Ke, si se considera HI como el producto. La ecuación química del
proceso es:
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)
b) De acuerdo con la siguiente reacción:
CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)
Al alcanzar el estado de equilibrio a cierta temperatura, se encuentra 0.15 mol de CO; 0.10
mol de Cl2 y 0.40 mol de COCl2 . Calcula la constante de equilibrio.
c) De acuerdo con el problema anterior, al variar la temperatura, la constante de
equilibrio cambio a 35.0. Calcula la concentración del CO, considera que las
concentraciones de las otras sustancias permanecen iguales.
d) Escribe la expresión de la constante de equilibrio para la siguiente reacción:
45

46. 4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (g)
e) A cierta temperatura y de acuerdo con la siguiente reacción:
CO (g) + H2O (g) H2 (g) + CO2 (g)
Al alcanzar el equilibrio se encuentran 0.2 mol de CO, 0.5 mol de H2O, 0.32 mol de H2 y
0.42 mol de CO2. Encuentra el valor de la constante de equilibrio.
f) A 60ºC la constante de equilibrio para la reacción
N2O4 2NO2
Es Ke = 0.087. Si a esta temperatura la concentración de N2O4 es igual a 0.018 moles
¿cuál será la concentración de NO2?
4.2. Factores que influyen en el equilibrio químico
Experimentalmente se ha observado que los principales factores que afectan el equilibrio
químico son: la temperatura, la concentración y la presión.
46

47. •Temperatura: Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el
equilibrio se desplazará en el sentido de la reacción endotérmica, ya que, al absorber éste
calor, el incremento de temperatura aplicado se contrarrestará en parte.
•Concentración: Al aumentar la concentración de algunas de las sustancias de un
sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia la reacción que tienda a disminuir dicho
aumento, esto es, predominará la reacción que consuma la sustancia añadida, hasta que
se restablezca nuevamente el equilibrio.
•Presión: Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el equilibrio se
desplaza en el sentido que tienda a disminuir la presión, es decir, según la reacción en que
se formen menor número de moléculas, ocupando en consecuencia las sustancias
producidas un menor volumen.
Obviamente, una disminución de cualquiera de los factores antes mencionados en un
sistema en equilibrio provocará un cambio opuesto.
Es conveniente aclarar que los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero si las
velocidades de las dos reacciones opuestas, permitiendo, en caso de un catalizador
positivo, que aquel se establezca más rápidamente.
4.3. Principios de Lechatelier
Las reacciones reversibles son recurrentes; hasta que las velocidades de las reacciones
sean iguales y no ocurran más cambios, se dicen que están en equilibrio. El principio que
explica este comportamiento es el Principio de Lechatelier:
“Cuando un sistema está en equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema
dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar
el efecto”
Este principio se puede interpretar en forma análoga a la Tercera Ley de Newton, que dice:
47

48. “A toda acción corresponde una reacción de igual intensidad y de sentido
contrario”
4.4. Comportamiento del equilibrio químico
4.5. Velocidad de las reacciones químicas
La velocidad de una reacción se define como la cantidad de sustancias reaccionantes
que se convierten en productos en la unidad de tiempo, mientras que el tiempo de
reacción es el tiempo transcurrido desde el inicio de la reacción hasta la terminación de la
misma.
La teoría de las colisiones nos ayuda a explicar porqué las sustancias son capaces de
reaccionar:
“Para que una reacción química se realice, se supone que chocan entre sí las
moléculas”
Estos choques producen el rompimiento y la formación de otros nuevos enlaces.
Durante la colisión hay transferencia de energía, pero no toda colisión produce una
reacción.
4.6. Factores que afectan la velocidad de reacción
Los factores que afectan la velocidad de una reacción son: Concentración de los
reactivos, temperatura, naturaleza de los reactivos y catalizadores.
•Concentración de los reactivos: Se define como la cantidad de partículas por unidad de
volumen. Si los reactivos son diluidos o de baja concentración, tienen una velocidad lenta
en la formación de los productos, y si la concentración de los reactivos es concentrada o
alta, la formación de los productos será más rápida.
La Ley de la acción de masa (1987) de Guldberg y Waage menciona que a temperatura
constante, la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las
48

49. concentraciones de los reactivos. Si se aumenta la concentración de los reactivos, la
velocidad de los reactivos aumentara.
•Temperatura: Si en un sistema de equilibrio se aumenta la temperatura siendo el
volumen constante, el sistema se desplazará hacia el sentido que absorba más calor.
A medida que la temperatura aumenta, es mayor la energía cinética de las partículas, los
choques ocurren con mayor frecuencia y las moléculas adquieren más rápidamente la
energía de activación. Esta energía es la mínima requerida para romper los enlaces y
que se inicie la reacción.
Por lo tanto, al aumentar la temperatura de un sistema, la velocidad de la reacción
aumentará.
•Naturaleza de los reactivos: La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de
las sustancias. El tipo de enlaces y el tamaño de las partículas influyen en la velocidad de
la reacción, y está última será mayor si el tamaño de las partículas está finamente dividido,
ya que la reacción sucede en la superficie de contacto; si las partículas son más
pequeñas, habrá más superficie de contacto.
•Catalizadores: Son sustancias que modifican la velocidad de una reacción, sin sufrir
cambio aparente en su composición o en su peso.
Un catalizador modifica la energía de activación, ya sea por formación de complejos
inestables o proporcionando una superficie de absorción.
Existen catalizadores positivos y negativos:
•Catalizadores positivos: Sustancias químicas que aceleran la velocidad de la
reacción como el MnO2, utilizado en la obtención de O2 por descomposición térmica
del KClO3.
49

50. •Catalizadores negativos: Sustancias químicas que retardan la velocidad de la
reacción, como el tetraetilo de plomo que se utiliza en la gasolina como
antidetonante.
Los catalizadores son muy importantes, ya que sin ellos muchas reacciones químicas se
verificarían tan rápida o tan lentamente que no sería posible aprovecharla.
4.7. Aplicación de leyes del equilibrio químico en diferentes reacciones químicas
UNIDAD DE COMPETENCIA 5:
Diferenciar los compuestos orgánicos de los inorgánicos de acuerdo a sus propiedades
físicas y químicas.
5.1. Importancia de los compuestos orgánicos e inorgánicos
Los alquimistas y los primeros químicos estudiaron las sustancias que podrían aislar a
partir de los objetos inanimados, así como algunas de las sustancias químicas presentes
en los materiales animales y vegetales. Las sustancias derivadas de la materia viva son
lípidos o sólidos que se destruyen fácilmente por el calor. Por otra parte, muchas
sustancias provenientes de objetos inanimados son sólidos cristalinos con puntos de
fusión muy altos o gases sencillos, como nitrógeno y oxígeno.
50

51. Para diferenciar estas dos clases de compuestos, las sustancias derivadas de materiales
animales y vegetales se llamaron compuestos orgánicos, y las procedentes de
materiales inanimados recibieron el nombre de compuestos inorgánicos.
Compuestos orgánicos: los elementos que intervienen en su formación son muy pocos
C, H, O, N, P, S, Halógenos, As, y algunos metales.
Compuestos inorgánicos: los elementos que intervienen en su formación son casi todos.
En los órganos de los animales, plantas se elaboran un sin número de sustancias
químicas como son los glúcidos, lípidos, albúminas, etc. cuyo estudio junto con los
hidrocarburos, y sus derivados constituyen parte de la química llamada orgánica; el
carácter dominante de estos compuestos es contener uno o mas atomos de carbono.
Hasta principios del siglo pasado se creyó que los compuestos orgánicos solo se podían
formar en los organismos vivos mediante la fuerza vital considerándose imposible, de ahí
el mérito de Friedrich Wholer fue eliminar esta vieja creencia.
La verdadera naturaleza de los compuestos orgánicos no fue comprendida hasta 1828 en
que este alemán logro la primera preparación de un compuesto orgánico en tubo de
prueba a partir de los compuestos inorgánicos sin la intervención de una célula viva: la
síntesis de la urea, componente de la orina producto del metabolismo animal, Wholer
obtuvo la urea a partir del cianato de amonio haciendo reaccionar el sulfato de amonio con
cianato de potasio.
La síntesis de la urea dio paso para obtener un gran numero de compuestos orgánicos a
partir de los compuestos inorgánicos demostrando principalmente que ambos compuestos
obedecen a las mismas leyes generales de la Química.
Todos los componentes orgánicos contienen carbono. Como el átomo de carbono tiene
cuatro electrones periféricos, siempre tiende a compartirlos mediante enlaces
covalentes, por lo que forman una gran número de compuestos orgánicos.
51

52. Los principios fundamentales de la química orgánica fueron establecidos en 1874, por
Kekulé, Van Hoff y Le-Bel, dichos principios son los siguientes:
a)El carbono es tetravalente. Se considera que el átomo de carbono se encuentra en el
centro de un tetraedro regular y sus valencias están dirigidas hacia los vértices.
b)Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse indefinidamente entre si con
enlaces sencillos, doble o triple. Esto da lugar a la formación de una gran cantidad de
esqueletos y se llama “concanetación”
c)Los átomos de carbono tienen la capacidad de unirse con otros elementos. Estas
combinaciones dan lugar a una gran diversidad de compuestos.
5.1.1. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos:
a)Compuestos Orgánicos:
• Están formados principalmente por: C, H, O, N.
• El número de compuestos orgánicos excede considerablemente al número de
compuestos inorgánicos.
• Entre los compuestos orgánicos prevalece el enlace covalente.
• Los compuestos orgánicos son generalmente insolubles en agua debido a su baja
polaridad.
• Los compuestos orgánicos son sensibles al calor, es decir, se descomponen
fácilmente.
* Los cuerpos orgánicos reaccionan entre si lentamente debido al enlace covalente.
* Las sustancias orgánicas al disolverse no se ionizan, por lo tanto sus moléculas
no conducen a la electricidad.
* Los cuerpos orgánicos son inestables aún a bajas temperaturas frente al calor y la
luz.
b)Compuestos Inorgánicos:
• Están constituidos por átomo de cualquier elemento.
• Resisten a la acción del calor.
• Los compuestos inorgánicos prevalece el enlace iónico.
52

53. • Los compuestos inorgánicos son solubles al agua debido a su elevada polaridad
pero insolubles en disolventes orgánicos.
• Los compuestos cuando se encuentran en solución son buenos conductores del
calor y la electricidad.
• Los compuestos inorgánicos poseen reacciones instantáneas.
• Las moléculas inorgánicas son menos complejas que los compuestos de carbono,
debido a su bajo peso molecular.
• Los compuestos inorgánicos son estables a las condiciones de temperaturas altas.
5.2. Estructura de los compuestos del carbono
5.2.1. Hibridación del carbono
La estructura electrónica de los átomos que constituyen una molécula orgánica determina
la estructura tridimensional de ésta y sus propiedades.
a)Hibridación sp3
Un carbono unido a cuatro átomos siempre tendrá hibridación sp3
y una estructura
tetraédrica. Así con los alcanos, haluros de alquilo, alcoholes, éteres y aminas, entre otros.
Todos estos compuestos tienen estabilidad suficiente como para poder ser almacenadas
sin problemas especiales. Un carbono unido a menos de cuatro átomos también puede
tener hibridación sp3
pero la estructura variará dependiendo del número de sustituyentes.
b)Hibridación sp2
Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre
tendrá hibridación sp2
y una geometría trigonal plana. Así son compuestos estables tales
como olefinas, hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos y
derivados, entre otros. Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres
átomos también posee hibridación sp3
.
c)Hibridación sp
53

54. Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre
tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.
5.2.2. Tipos de cadenas
Cadena carbonada: Es la secuencia de átomos de carbono, unidos entre sí, que forman
el esqueleto de la molécula orgánica. Hay diferentes tipos de cadena, según sea su forma.
a)Abierta o acíclica: Los átomos de carbono extremos no están unidos entre sí. No
forman anillos o ciclos. Puede ser:
A.Lineal: No llevan ningún tipo de sustitución. Los átomos de carbono pueden
escribirse en línea recta. Aunque también se pueden escribir retorcidas para ocupar
menos espacios. Es importante saber ver que aunque esté retorcida es una cadena
lineal. Ejemplos.
B.Ramificada: De alguno de los carbonos de la cadena lineal sale otra u otras
cadenas secundarias o “ramas”. Ejemplos.
b)Cerrada o cíclica: El últimos carbono de la cadena se une al primero, formando un
ciclo o anillo. Hay varios tipos:
A.Homocíclica: Los átomos del ciclo son átomos de carbono. Ejemplo.
B.Heterocíclica: Algún átomo de carbono del ciclo fue sustituidos por otro átomo,
por ejemplo N, S, O, etc.
C.Monocíclicas: Solo hay un ciclo
D.Policíclica: Hay varios ciclos unidos.
EJERCICIOS
54

55. 1.- Escribe en la línea correspondiente el tipo de cadena de los esqueletos de los
siguientes compuestos:
*Cadena Lineal *Cadena Arborescente *Cadena Saturada
*Cadena No Saturada *Cadena Cerrada Homogénea *Cadena Cerrada
Heterogénea
a) CH3-CH2-CH3 _____________________________________________
b) CH2=CH2 ________________________________________________
c) CH3-C≡CH _______________________________________________
d) CH2=C-CH3 _______________________________________________
I
CH3
e) CH3-(CH2)4-CH3 ____________________________________________
f)
___________________________________
g) CH3-CH-CH3 _________________________________________
I
CH3
h)
_____________________________________
i) CH≡C-CH-CH3 _________________________________________
I
CH3
55

56. 5.2.3. Isomería
Como el átomo de carbono requiere de cuatro uniones a otros átomos, es posible que
algunos compuestos se formen con uniones en las que dos átomos de carbono están
unidos al mismo átomo.
De esta forma nos referimos a átomos de carbono primarios (1°), secundarios (2 °),
terciarios (3°) o cuaternarios (4 °) de acuerdo a el número de átomos de carbono unidos
directamente a el, más aún esta designación se puede extender a átomos que no son de
carbono o grupos unidos a carbono. Así un carbono 3 ° tiene otros tres carbonos unidos a
el, y, para un alcano, un hidrógeno que por extensión se denomina hidrógeno 3 ° .
Esta posibilidad de tener el mismo número de átomos unidos en diferente forma se le
conoce como isomerismo: los isomeros son compuestos que tienen la misma fórmula
molecular pero diferente arreglo atómico.
La isomería puede ser de dos tipos:
• Isomería constitucional
• Isomería en el espacio o estereoisomería
a)Isomería constitucional.
Las moléculas que presentan este tipo de isomería se diferencian en la conectividad, es
decir, tienen los mismos átomos conectados de forma diferente (distinta fórmula
estructural).t
La isomería constitucional se clasifica en:
o Isomería de cadena u ordenación. Presentan isomería de cadena u ordenación
aquellos compuestos que tienen distribuidos los átomos de C de la molécula de
forma diferente.
56

57. o Isomería de posición. La presentan aquellos compuestos que teniendo las mismas
funciones químicas están enlazadas a átomos de carbono que tienen
localizadores diferentes.
o Isomería de función. La presentan aquellos compuestos que tienen distinta
función química.
o Metámeros. Tienen el mismo grupo funcional sustituido de formas distintas.
b)Isomería en el espacio o estereoisomería.
La isomería en el espacio se clasifica en:
• Isomería conformacional
• Isomería configuracional
La isomería configuracional se clasifica a su vez en:
o Estereoisomería geométrica. La presentan los compuestos que se diferencian
únicamente en la disposición de sus átomos en el espacio. Moléculas con fórmulas
57

58. moleculares idénticas pueden presentar estructuras espaciales diferentes.
Estas moléculas pueden ser:
 aquellas cuyas cadenas tienen dobles enlaces. Una característica del
doble enlace es su rigidez, que impide la libre rotación y reduce los posibles
intercambios de posición que pueden experimentar los átomos de una
molécula.
 Sistemas cíclicos planos
 Sistemas cíclicos plegados
o Estereoisomería óptica. Las moléculas que presentan este tipo de isomería de
diferencian únicamente en el efecto que tienen sobre la luz.
EJERCICIOS
1.- Escribe el número de carbono en el tipo al que corresponda:
4
CH3
6
CH3 Primario: ______________________
I I Secundario:____________________
1
CH3-2
CH-5
CH-7
CH-8
CH-11
CH2-12
CH3 Terciario: _____________________
I I Cuaternario: ___________________
3
CH3
9
CH2
I
10
CH3
2.- De los siguientes pares de compuestos, encierra en círculos los isómeros:
a) CH3-CH=CH2 y CH3-C≡CH
58

59. b) CH3-CH2-CH2-CHO y CH3-CO-CH2-CH3
c) CH3-CH2-COOH y CH3-COO-CH3
d) CH3-CH2-CH2-CH3 y CH3-(CH2)2-CH2-CH3
5.3. Clasificación de los compuestos orgánicos de acuerdo a la estructura de
las cadenas.
5.4. Propiedades físicas y usos de algunos compuestos orgánicos.
UNIDAD DE COMPETENCIA 6:
Diferenciar en base a la estructura química los principales grupos de alcanos, alquenos y
alquinos.
6.1. Concepto de hidrocarburo
Son fuentes de energía procedente de la descomposición no oxidativa de los restos de
seres vivos vegetales desaparecidos hace miles de años. Son sustancias combustibles, es
decir, nos proporcionan energía cuando reaccionan en presencia de oxígeno. Conforman
los recursos energéticos no renovables.
Los hidrocarburos son cadenas de carbono unidos entre sí y enlazadas con átomos de
hidrógeno hasta completar sus cuatro electrones de valencia. Realizar las formulas
condensada y desarrolladas de los cuatro primeros alcanos. TAREA realizar hasta
alcanos de 10 carbonos.
a) Hidrocarburos aromáticos:
Son hidrocarburos de cadena cerrada y enlaces dobles. Poseen una parte central formada
por un anillo hexagonal de 6 carbonos y 6 hidrógenos denominado benceno. Ejemplo:
Benceno C6H6 y Naftaleno C10H10
59

60. b) Hidrocarburos no saturados:
Son cadenas de hidrocarburos con enlaces dobles y triples entre sus carbonos. Por tanto,
contienen menos átomos de hidrógeno. Ejemplo: Alquenos y Alquinos de 2 y 3
carbonos.
POLIMEROS IMPORTANTES MOLECULA FUNDAMENTAL
Polietileno (aislante) CH2=CH2
Poliestireno (lentes) C6H5−CH=CH2
Cloruro de polivinilo (PVC) CH2=CH−Cl
Politetrafluoroetano (teflón) CF2=CF2
Poliacrilonitrilo (fibras sintéticas) CH2=CH−CN
6.2. Alcanos
6.2.1. Características generales
Son compuestos de C e H de cadena abierta, que están unidos entre sí por enlaces
sencillos (C−C y C−H). Su fórmula empírica es CnH2n+2, siendo “n” el número de carbonos.
6.2.2. Nomenclatura para alcanos normales y arborescentes
Los cuatro primeros tienen un nombre sistemático que consiste en un prefijo: met-, et-,
prop- y but- seguido del sufijo “ano”. Los demás se nombran mediante los prefijos
griegos que indican el número de átomos de carbono y la terminación “ano”.
Se llama radical alquilo a las agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación de
un átomo de H en un alcano, por lo que contienen un electrón de valencia disponible para
formar un enlace covalente y poder unirse así a otra cadena carbonada o a un grupo
funcional. Se nombran cambiando la terminación “ano” por “ilo” o “il” cuando forme
parte de un hidrocarburo.
60

61. Cuando aparecen ramificaciones (cadenas laterales) hay que seguir una serie de normar
para su correcta nomenclatura:
1.Se elige la cadena más larga: Si hay dos o más cadenas con igual números de
carbonos se escoge la que tenga mayor número de ramificaciones.
2.Se enumeran los átomos de carbono de la cadenas principal: Comenzando por el
extremo que tenga más cerca alguna ramificación, buscando que la posible serie de
números “localizadores” sea siempre la menos posible.
3.Las cadenas laterales se nombres antes que la cadena principal: Procediendo de
su correspondiente número localizador y con la terminación “il” para indicar que son
radicales.
4.Si un átomo de carbono tiene dos radicales se pone el número localizador delante
de cada radical y se ordena por orden alfabético.
5.Si un mismo radical se repite en varios carbonos se separan los números
localizadores por comas y se antepone al radical el prefijo “di”, “tri”, “tetra”, etc.
6.Por último si las cadenas laterales son complejas, se nombran de forma
independiente y se colocan, encerradas dentro de un paréntesis como los demás
radicales por orden alfabético.
EJERCICIOS
I.- Escribe en tu cuaderno las primeras 10 fórmulas semidesarrolladas de los alcanos y
las fórmulas de los primeros 10 alquilos y su nombre.
II.- Escribe el nombre o la fórmula, según se te pide:
a) Tetradecano
61

62. b) Eicosano
c) Octano
d) Pentano
e) Etano
f) Butano
g) CH3 -
h) CH3-(CH2)98-CH3
62

63. i) CH3-CH2 -
j) Propil
k) Isopropil
l) Terbutil
m) CH3-CH2-CH3
n) CH3-(CH2)7-CH3
63

64. o) Neopentil
III.- Escribe la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos:
a) 3-metilpentano
b) 1,1,2,2,.tetrametilbutano
c) 3-etil-2,2-dimetilheptano
d) 2,5-dimetilhexano
e) 5-etil-2,4,4-trimetil-6-isopropilnonano
64

65. f) 8-terbutil-3-6-dimetildecano
g) 7-butil-9-terbutil-4-etil-2,2-dimetil-12-isopropilpentadecano
h) ciclopentano
i) 1,2-dimetilciclobutano
j) 1-etil-3-metilciclopropano
k) ciclobutano
65

66. 6.3. Alquenos
6.3.1. Características generales
Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más dobles
enlaces, C=C. La fórmula general de los alquenos es CnH2n.
6.3.2. Nomenclatura
Se nombran igual que los alcanos, pero con la terminación “eno”. De todas formas, hay
que seguir las siguientes reglas:
a)Se escoge como cadena principal la más larga que contenga el doble enlace:
De haber ramificaciones se toma como cadena principal a la que contenga el mayor
número de dobles enlaces, aunque sea más corta que otras.
b)Se comienza a contar por el extremo más próximo a un doble enlaces: Con los
que el doble enlace tiene preferencia sobre las cadenas laterales a la hora de nombrar
los carbonos, y se nombra el hidrocarburo especificando el primer carbono que
contiene ese doble enlace.
c)En el caso de que hubiera más de un doble enlace se emplean las terminaciones
“dieno”, “trieno”, etc. precedido por los números que indican la posición de esos dobles
enlaces.
EJERCICIOS
66

67. I.- Escribe los nombres o las fórmulas de los siguientes compuestos:
a) CH3-CH=CH-CH2-CH3
b) CH2=CH2
c) CH3-CH=CH2
d) CH3-CH2-CH=CH2
e) CH2=CH-CH2-CH2-CH3
f) 4, 4-dimetil-2-hexeno
g) CH2=C-CH2-CH-CH2-CH3
l l
CH2 CH3
l
CH3
h) 3, 6-dimetil-1-octeno
67

68. i) 2, 4,4-trimetil-2-penteno
j) 2,4-hexadieno
k) CH3-CH2-CH2-CH2-C=CH2
l
CH2-CH3
l) CH3-CH=CH-CH-CH2-CH3
l
CH3
m) CH2=CH-CH2-CH3
o) CH2=CH-CH= CH2
68

69. 6.4. Alquinos
6.4.1. Características generales
Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más triples
enlaces, C-C. La fórmula general para los alquinos es CnH2n-2
6.4.2. Nomenclatura
En general su nomenclatura sigue las pautas indicadas para los alquenos, pero
terminando en “ino”. Ver ejemplos del cuaderno.
Más interesante es la nomenclatura de los hidrocarburos que contienen doble y triples
enlaces en su molécula.
a.En este caso, hay que indicar tanto los dobles enlaces como los triples, pero con
preferencia por los dobles enlaces que serán los que dan nombre a l hidrocarburo.
b.La cadena principal es la que tenga mayor número de instauraciones (es decir, doble
o triples enlaces) pero buscando que los números localizadores sean los más bajos
posibles. En el caso de igualdad tienen preferencia los carbonos con doble enlace.
EJERCICIOS
I.- Escribe los nombres o las fórmulas de los siguientes compuestos:
69

70. a) CH3-CH2-C≡CH
b) CH≡CH
c) CH3-C≡C-CH3
d) CH≡C-CH3
e) 2-pentino
g) 6-metil-3-heptino
h) penta-2-eno-4-ino
70

71. i) 3-metil-1-butino
j) heptino 3
j) CH3-C≡C-CH2-CH3
k) CH3-C≡C-CH2-CH-CH3
l
CH3
CH3
l
l) CH3-C-C≡C-CH3
l
CH3
m) 3-propil-1,4-pentadiino
71

72. n) CH≡ C-CH2- CH2-CH3
l) CH≡ C-CH2- CH3
6.5. Fuentes de hidrocarburos
6.5.1. Gas natural y carbón
6.5.2. Petróleo
UNIDAD DE COMPETENCIA 7:
Diferenciar a los grupos funcionales de acuerdo a su estructura química y propiedades
presentes en cadenas de alcanos.
7.1. Concepto de grupo funcional
Los hidrocarburos presentan propiedades físicas y químicas que se derivan de su
estructura. Así, los hidrocarburos saturados, debido a la ausencia de dobles enlaces, se
caracterizan por su escasa reactividad.
En condiciones ambientales los cuatro primeros miembros de la serie son gases incoloros,
pero a medida que aumenta el número de grupo CH2 adicionales los hidrocarburos
aumentan su punto de fusión, lo que les hace ser líquidos y sólidos en esas mismas
condiciones.
72

73. Sin embargo, junto con los enlaces C-C y C-H de los hidrocarburos saturados, que se
caracterizan por su estabilidad, otros diferentes grupos atómicos pueden estar presentes
en las cadenas hidrocarbonadas, dando lugar a distintos tipos de moléculas orgánicas.
Estos grupos atómicos que incrementan y modifican, de acuerdo con su composición, la
capacidad de reacción de los hidrocarburos se denominan grupos funcionales.
7.2. Propiedades, estructura y usos
7.2.1. Haluros, alcoholes y aldehídos.
a) Haluros:
Son hidrocarburos que contienen átomos de halógeno en su molécula: R-X, Ar-X.
Aunque no son hidrocarburos propiamente dichos, al no estar formados únicamente por
hidrógeno y carbono, se consideran derivados de estos en lo referente a su nomenclatura
y formulación:
•Se nombran citando en primer lugar el halógeno seguido del nombre del hidrocarburo
indicando, si es necesario, la posición que ocupa el halógeno en la cadena, a sabiendas
de que los dobles y triples enlaces tienen prioridad sobre el halógeno en la asignación
de los números.
•Si aparece el mismo halógeno repetido, se utilizan los prefijos di, tri, tetra, etc.
Usos:
Muchos de los hidrocarburos halogenados tienen importantes aplicaciones comerciales,
por ejemplo, el tricloroetileno es un disolvente para limpieza en seco.
Los freones se utilizan como refrigerantes y propelantes en productos de aerosol (agotan
el escudo de ozono de la atmósfera superior de la tierra).
73

74. Los compuestos halogenados también son tóxicos. Por ejemplo, el tetracloruro de carbono
ya no se utiliza como disolvente para limpieza en seco por que es un veneno acumulativo.
Muchos insecticidas contienen compuestos halogenados.
Por ejemplo, el p-diclorobenceno se ha utilizado en compuestos antipolilla. El
pentaclorofenol, se utiliza como preservativo para madera por ser tóxico a las criaturas
que atacan a la madera.
EJERCICIOS
I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes derivados halogenados (R-X):
a) Clorometano
b) Bromuro de isopropilo
c) 2-cloro-3-penteno
74

75. d) 2-cloro-3-metilbutano
CH3
I
e) CH3-C-CH2-CH3
I
I
f)1,2,4,5- tetrabromopentano
g) yodopropano
h) 2-bromo-1,3-butadieno
75

76. i) CH3-CH2-CH2
I I
Br Br
j) CH2-CH2
I I
C-l Cl
k) CCl4
l) 1-yodo-2-metilbutano
m) 3-cloropropano
n) 1,3-dicloropropeno
76

77. b) Alcoholes:
Su estructura es similar a la de los hidrocarburos, en los que se sustituyó uno o más
átomos de hidrógeno por grupos “hidroxilo” –OH. Se nombran como los hidrocarburos de
los que proceden, pero con la terminación “ol”, e indicando con un número localizador, el
más bajo posible, la posición del grupo alcohólico. Según la posición del carbono que
sustenta el grupo –OH, los alcoholes se denominan primarios, secundarios y terciarios.
Si en la molécula hay más de un grupo OH se utiliza la terminación “diol”, “triol”, etc.
indicando con números las posiciones donde se encuentran esos grupos. Hay importantes
polialcoholes como la glicerina “propanotriol”, la glucosa y otros hidratos de carbono,
Cuando el alcohol no es la función principal, se nombra como “hidroxi”, indicando su
número localizador correspondiente.
Usos:
Hay muchos alcoholes de importancia. Por supuesto, el etanol se encuentra en las
bebidas alcohólicas. En comparación con la mayoría de los alcoholes, el etanol es menos
tóxico.
El metanol, conocido también como alcohol de madera, es un veneno mortal, en tanto que
los demás alcoholes, a parte del etanol, son “venenos más moderados”. El metanol puede
causar cegueras y finalmente pérdida total del dominio motor y la muerte.
77

78. EJERCICIOS
I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes alcoholes (R-OH):
a) CH3- CH2 -CH- CH3
I
OH
b) CH3-CH2-CH2-OH
CH3
I
c) CH3-C-CH3
I
OH
CH3
I
d) CH3-C-CH2-CH3
I
OH
e) Metanol
78

79. f) 2-propanol
g) 2,3-pentanodiol
c) Aldehídos:
Se caracterizan por tener un grupo “carbonilo” C=O, en un carbono primario. Sus
nombres provienen de los hidrocarburos de los que proceden, pero con la terminación
“al”. Si hay dos grupos aldehídos se utiliza el término “dial”, pero si son tres o más
grupos aldehídos, o ésta no actúa como grupo principal, se utiliza el prefijo “formil” para
nombrar los grupos laterales.
7.2.2. Cetonas, éteres y ésteres
a) Cetonas:
El grupo carbonilo C=O se encuentra en un carbono secundario. Se puede nombrar de
dos maneras: anteponiendo a la palabra “cetona” el nombre de los dos radicales unidos al
grupo carbonilo o, más habitualmente, como derivado del hidrocarburo, con la terminación
“ona”, y su correspondiente número localizador, siempre el menor posible y prioritario ante
dobles o triples enlaces.
Cuando la función cetona no es la función principal, el grupo carbonilo se nombra como
“oxo”.
Usos:
79

80. Las cetonas tienen casi siempre propiedades de disolventes. Por ejemplo, la cetona que
se encuentra en los removedores para barnices de uñas; la metiletilcetona es un
disolvente en la goma para aviones.
EJERCICIOS
I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes aldehídos y cetonas:
a) Propanona
b) 2-pentanona
c) 2-butanona
d) 2-metil-3-pentanona
80

81. e) Metanol
f) Etanal
g) CH3-CH2-CH=O
h) CH3-(CH2)4-CH=O
b) Éteres:
Son compuestos que resultan de la unión de dos radicales alquílicos o aromáticos a través
de un puente de oxígeno –O-. Se nombran interponiendo la partícula “oxi” entre los dos
radicales por orden alfabético, seguidos de la palabra “éter”.
81

82. Usos:
El dietil éter se utiliza como anestésico, se debe hacer un uso cuidadoso de él, debido a
que es extremadamente inflamable. La mayoría se usa principalmente como solvente.
EJERCICIOS
I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes éteres (R-O-R):
a) CH3-O- CH3
b) CH3- CH2-O-CH2-CH3
c) CH3- CH2-O- CH2-CH2-CH3
d) CH3- O- CH2-CH2-CH3
CH3
82

83. I
e) CH3-O-CH3
I
CH3
c) Ésteres:
Es el resultado de la reacción de condensación entre un ácido carbóxílico y un alcohol.
En la formación de ésteres, cada radical OH (grupo hidroxilo) del radical del alcohol se
sustituye por la cadena -COO del ácido graso. El H sobrante del grupo carboxilo, se
combina con el OH sustituido formando agua.
Los ésteres son un grupo funcional compuesto de un radical orgánico unido al residuo de
cualquier ácido oxigenado, orgánico o inorgánico.
• Se cambia la terminación o de los alcanos por la teminación -oato de los ésteres..
• El caso de los ésteres consiste en dos cadenas separadas por un oxígeno. Cada
una de estas cadenas debe de nombrarse por separado y el nombre de los ésteres
siempre consiste en dos palabras separadas del tipo alcanoato de alquilo. La parte
alquílica del nombre se da a la cadena que no contiene el grupo carbonilo. La parte
del alcanoato se da a la cadena que tiene el grupo carbonilo. Este procedimiento se
utiliza sin importar el tamaño de la cadena. La posición del grupo carbonilo es la
que determina cual es la cadena del alcanoato.
• Debido a que el grupo carbonilo en los ésteres debe de estar al final de la cadena
del alcanoato no se utiliza número localizador
• La cadena que se encuentra del lado del oxígeno puede estar unida por cualquiera
de sus átomos de carbono por lo que en este caso si no está unida por el carbono
terminal se debe de usar el número localizador.
Los ésteres más comúnmente encontrados en la naturaleza son las grasas, que son
ésteres de glicerina y ácidos grasos, oleico, etcétera.
Usos:
83

84. La familia de los ésteres es muy variada y encuentra un amplio uso en cosmética.
Los más importantes son ésteres de ácidos carboxílicos de cadena saturada formados por
reacción con óxido de etileno, sorbitol, glicerina, etc.
Sufren hidrólisis en condiciones altamente ácidas o básicas, por lo que se recomienda su
uso sólo a pH próximos a la neutralidad.
Hay que apuntar que los ésteres de ácidos carboxílicos con insaturaciones en su cadena
sufren oxidación y esto puede afectar al color y al olor del producto.
EJERCICIOS
I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes ésteres:
a) Metanoato de metilo
b) Etanoato de etilo
c) Propanoato de butilo
84

85. d) CH3-COO-CH2-CH3
d) CH3- CH2-COO-CH-CH3
I
CH3
7.2.3. Ácidos carboxílicos y sales
a) Ácidos carboxílicos
Los compuestos que contienen al grupo carboxilo son ácidos y se llaman ácidos
carboxílicos.
Los ácidos carboxílicos se clasifican de acuerdo con el sustituyente unido al grupo
carboxilo. Un ácido alifático tiene un grupo alquilo unido al grupo carboxilo, mientras que
un ácido aromático tiene un grupo arilo. Un ácido carboxílico cede protones por ruptura
heterolítica de enlace O-H dando un protón y un ión carboxilato.
EJERCICIOS
1.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes ácidos orgánicos:
a) Ácido butanoico
85

86. b) Ácido propanoíco
c) Ácido metanoíco
d) Ácido etanoico
e) Ácido pentanoíco
f) Ácido hexanoíco
g) Ácido hexadecanoíco
86

87. 7.2.4. Aminas y amidas.
a) Aminas
Las aminas son derivados orgánicos del nitrógeno. Se forman mediante sustitución de uno
de los hidrógenos del amoniaco por un radical alquilo (aminas primarias), dos hidrógenos
por dos radicales alquilo (amina secundaria) o tres hidrógenos por tres radicales alquilos
(aminas terciarias).
EJERCICIOS
I.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes aminas (NH2, NH, N):
a) Metilamina
b) Dietilamina
c) Trimetilamina
87

88. d) Dimetilamina
e) Trietilamina
f) Propilamina
g) Etilpropilamina
h) Butilamina
h) Ácido decanoíco
88

89. b) Amidas
Una amida es una clase de compuestos que se puede considerar resultante de la
sustitución de un átomo de hidrógeno del amoniaco por un radical ácido, o producto de la
sustitución del hidroxilo del ácido (OH) por un grupo amino (NH2). El grupo amino es
constituyente principal de las proteínas.
EJERCICIOS
1.- Escribe la fórmula o el nombre de los siguientes amidas (R-CONH2):
a) Etanoamida
b) Propanoamida
c) Butanoamida
d) Pentanoamida
89

90. II.- Escribe el nombre de los siguientes compuestos, así como su grupo funcional:
c) H-COOH
d) CH3-CH=O
e) CH3-CH2-CH2-CONH2
f) CH3-(CH2)12-COOH
g) CH3-COO-CH3
h) CH3-CH2-CO-CH2-CH3
i) CH3-CH-CH3
I
90

91. NH2
j) CH3-CH2-Br
k) CH3-C-CH2-CH3
II
O
l) CH3-O-CH2-CH3
m) CH3-CH2- CH2-COOH
n) CH3-(CH2)3-CH2 –OH
o) CH3-CH-CH–CH3
I I
CH3 I
91

92. p) CH3-CH-CH2 –CH3
I
NH2
q) CH3-CH-CH2 –CH3
I
OH
r) CH3-CH2- COOH
s) CH3-CH-CH–CH3
I I
CH3 Br
t) CH3-CH- CH3
I
Cl
u) H-CH=O
v) CH3-CH-CH–CH3
I I
Cl Br
92