MODULO DE NIVELACIÓN PRIMER PERIODO

Química primerperiodo
Nivelación Página 1
NIVELACIÓN PRIMER PERIODO QUIMICA
ITZA MANUELA SANTOS DIAZ
VALENTINA BEDOYA RODRIGUEZ
11-1
EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
2017

¿QUÉ ES LA TABLA PERIODICA?
La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos
químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número
de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este
ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con
comportamiento similar en la misma columna. En palabras de Theodor Benfey, la
tabla y la ley periódica son el corazón de la química —comparables a la teoría de
la evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran Cadena del Ser), y a
las leyes de la termodinámica en la física clásica.
Las filas de la tabla se denominan períodos y las columnas grupos. Algunos
grupos tienen nombres. Así por ejemplo el grupo 17 es el de los halógenos y el
grupo 18 el de los gases nobles. La tabla también se divide en cuatro bloques con
algunas propiedades químicas similares. Debido a que las posiciones están
ordenadas, se puede utilizar la tabla para obtener relaciones entre las propiedades
de los elementos, o pronosticar propiedades de elementos nuevos todavía no
descubiertos o sintetizados. La tabla periódica proporciona un marco útil para
analizar el comportamiento químico y es ampliamente utilizada en química y
otras ciencias.

GRUPO IVA
El grupo IVA del Sistema Periódico, o familia del carbono, está formado por los
elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, plomo y ununquadio.
La posición central de este grupo hace que su comportamiento sea un poco
especial, sobre todo el de su primer elemento carbono, que, tiene la propiedad de
unirse consigo mismo, formando cadenas y dando lugar así a una infinidad de
compuestos que constituyen la llamada Química Orgánica.
CARBONO: El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus
formas alotrópicas incluyen, una de las sustancias más blandas (el
grafito) y una de las más duras (el diamante) y, desde el punto de
vista económico, es de los materiales más baratos (carbón) y uno de
los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para
enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo
otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas,
y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así,
con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento
de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos
compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la
industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado
con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo,
los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas;
además es vector, a través del ciclo carbono- IX nitrógeno, de parte de
la energía producida por el Sol.

SILICIO: Sus propiedades son intermedias entre las del carbono y
el germanio. En forma cristalina es muy duro y poco soluble y
presenta un brillo metálico y color grisáceo. Aunque es un elemento
relativamente inerte y resiste la acción de la mayoría de los ácidos,
reacciona con los halógenos y álcalis diluidos. El silicio transmite
más del 95 % de las longitudes de onda de la radiación infrarroja.
Se prepara en forma de polvo amarillo pardo o de cristales negros-
grisáceos. Se obtiene calentando sílice, o dióxido de silicio (SiO2),
con un agente reductor, como carbono o magnesio, en un horno eléctrico. El silicio
cristalino tiene una dureza de 7, suficiente para rayar el vidrio, de dureza de 5 a 7.
El silicio tiene un punto de fusión de 1.411 °C, un punto de ebullición de 2.355 °C y
una densidad relativa de 2,33(g/ml). Su masa atómica es
28,086 u (unidad de masa atómica). El silicio constituye un
28 % de la corteza terrestre. No existe en estado libre, sino
que se encuentra en forma de dióxido de silicio y de
silicatos complejos. Los minerales que contienen silicio
constituyen cerca del 40 % de todos los minerales
comunes, incluyendo más del 90 % de los minerales que
forman rocas volcánicas. +
GERMANIO: Es un semimetal, de color blanco grisáceo lustroso,
quebradizo, que conserva el brillo a temperaturas ordinarias.
Presenta la misma estructura cristalina que el diamante y resiste a
los ácidos y álcalis.
Forma gran número de compuestos organometálicos y es un
importante material semiconductor utilizado
en transistores y fotodetectores. A diferencia de la mayoría de
semiconductores, el germanio tiene una pequeña banda prohibida
(band gap) por lo que responde de forma eficaz a la radiación infrarroja y puede
usarse en amplificadores de baja intensidad.
ESTAÑO: Es un metal plateado, maleable, que se oxida fácilmente,
a temperatura ambiente, cambiando de color a un gris más opaco,
y es resistente a la corrosión. Se encuentra en
muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales
protegiéndolos de la corrosión. Una de sus características más
llamativas es que bajo determinadas condiciones sufre la peste del
estaño. Al doblar una barra de este metal se produce un sonido
característico llamado grito del estaño, producido por la fricción de
los cristales que la componen. Por debajo de los -18°C empieza a descomponerse
y a convertirse en un polvo gris; a este proceso se lo conoce como peste del
estaño. El estaño puro tiene dos variantes alotrópicas: el estaño gris, polvo no
metálico, semiconductor, de estructura cúbica y estable a temperaturas inferiores

a 13,2 °C, que es muy frágil y tiene un peso específico más bajo que el blanco. El
estaño blanco, el normal, metálico, conductor eléctrico, de estructura tetragonal y
estable a temperaturas por encima de 13,2 °C.
PLOMO: El plomo es un elemento químico de la tabla periódica,
cuyo símbolo es Pb (del latín plumbum) y su número
atómico es 82 según la tabla actual, ya que no formaba parte en
la tabla periódica de Mendeléyev. Este químico no lo reconocía
como un elemento metálico común por su gran elasticidad
molecular. Cabe destacar que la elasticidad de este elemento
depende de la temperatura ambiente, la cual distiende sus átomos,
o los extiende.
GRUPO VA
El grupo VA del sistema Periodico, o familia del nitrógeno, esta formado por los
elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto.
Debido a su configuración electrónica, estos elementos no tienden a formar
compuestos iónicos, más bien forman enlaces covalentes. El carácter metálico
aumenta considerablemente conforme se desciende en el grupo, siendo el
nitrógeno y el fósforo no-metales, el arsénico y el antimonio semimetales y el
bismuto un metal.

NITROGENO: El nitrógeno es un elemento químico de número
atómico 7, símbolo N y que en condiciones normales forma
un gas diatómico (nitrógeno diatómico o molecular) que
constituye del orden del 78 % del aire atmosférico.1 En ocasiones
es llamado ázoe —antiguamente se usó también Az como
símbolo del nitrógeno. La aplicación comercial más importante del
nitrógeno diatómico es la obtención de amoníaco por el proceso
de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la
fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.
FOSFORO: El fósforo es un componente esencial de los
organismos. Forma parte de los ácidos nucleicos (ADN y ARN).
Forma parte de los huesos y dientes de los animales. En las
plantas en una porción de 0,2 % y en los animales hasta el 1 %
de su masa es fósforo. El fósforo común es un sólido. De color
blanco, pero puro es incoloro. Un característico olor
desagradable. Es un no metal. Emite luz por fosforescencia.
Existen varias formas alotrópicas del fósforo siendo las más
comunes el fósforo blanco y el rojo; ambos formando
estructuras tetraédricas de cuatro átomos. El fósforo blanco, extremadamente
tóxico e inflamable presenta dos formas, alfa y beta, con una temperatura de
transición de −3,8 °C; expuesto a la luz solar o al calor (300 °C) se transforma en
fósforo rojo en reacción exotérmica.
ARSENICO: El arsénico se presenta en tres
estados alotrópicos, gris o metálico, amarillo y negro. El arsénico
gris metálico (forma α) es la forma estable en condiciones
normales y tiene estructura romboédrica, es un buen conductor
del calor pero pobre conductor eléctrico, su densidad es de
5,73 g/cm³, es deleznable y pierde el lustre metálico expuesto al
aire. El arsénico “amarillo” (forma γ) se obtiene cuando el vapor
de arsénico se enfría muy rápidamente. Es extremadamente
volátil y más reactivo que el arsénico metálico y
presenta fosforescencia a temperatura ambiente. El gas está
constituido por moléculas tetraédricas de As4 de forma análoga al fósforo y el
sólido formado por la condensación del gas tiene estructura cúbica, es de textura
jabonosa y tiene una densidad aproximada de 1,97 g/cm³. Expuesto a la luz o al
calor revierte a la forma estable (gris). También se denomina arsénico amarillo al
oropimente, mineral de trisulfuro de arsénico.

ANTIMONIO: El antimonio en su forma elemental es un sólido
cristalino, fundible, quebradizo, blanco plateado que presenta
una conductividad eléctrica y térmica baja y se evapora a bajas
temperaturas. Este elemento semimetálico se parece a los
metales en su aspecto y propiedades físicas, pero se
comportan químicamente como un no metal. También puede
ser atacado por ácidos oxidantes y halógenos.
Las estimaciones sobre la abundancia de antimonio en la
corteza terrestre van desde 0,2 a 0,5 ppm. El antimonio es
calcófilo, presentándose con azufre y con otros metales
como plomo, cobre y plata.
BISMUTO: Cuando es sólido flota sobre su estado líquido, por
tener menor densidad en el estado sólido. Esta característica es
compartida con el agua, el galio, el ácido acético, el antimonio y
el silicio. En casi todos los compuestos de bismuto aparece en
forma trivalente, no obstante, en ocasiones puede
ser pentavalente o monovalente. El bismutato de sodio y el
pentafluoruro de bismuto son quizá los compuestos más
importantes de Bi(V). El primero es un agente oxidante
poderoso y el último un agente fluorante útil para compuestos
orgánicos. El átomo de bismuto se sigue considerando
popularmente como el más pesado entre los átomos estables, ya que su tiempo
de vida es varios millones la edad total del Universo, además de que, en teoría,
todos los elementos químicos a partir del niobio están sujetos a fisión espontánea.
GRUPO VIA
Elementos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio y uununhexio.
El grupo VIA por encontrarse ya en el extremo derecho de la tabla periódica es
fundamentalmente no-metálico; aunque, el carácter metálico aumente al
descender en el grupo, siendo el polonio y el ununhexio metales. Como en todos
los grupos, el primer elemento, esto es, el oxígeno, presenta un comportamiento
anómalo, ya que el oxígeno al no tener orbitales de en la capa de valencia, sólo
puede formar dos enlaces covalentes simples o uno doble, mientras que los
restantes elementos pueden formar 2,4 y 6 enlaces covalentes.

OXIGENO: En condiciones normales de presión y temperatura,
el oxígeno es un gas incoloro e inodoro con fórmula
molecular O2, en el que dos átomos de oxígeno se enlazan con
una configuración electrónica en estado triplete. Este enlace
tiene un orden de enlace de dos y se suele simplificar en las
descripciones como un enlace doble o como una combinación
de un enlace de dos electrones y dos enlaces de tres
electrones.El oxígeno molecular singlete es un nombre dado a
varias especies de O2 de mayor energía, en los que todos los
espínes de los electrones se emparejan. Es mucho más reactivo
con moléculas orgánicas habituales que el oxígeno molecular en sí mismo. En la
naturaleza, el oxígeno singlete se suele formar con el agua en la fotosíntesis,
usando la energía solar.
AZUFRE: Este no metal tiene un color amarillento fuerte,
amarronado o anaranjado y arde con llama de color azul,
desprendiendo dióxido de azufre. Es insoluble en agua pero se
disuelve en disulfuro de carbono. Es multivalente, y son
comunes los estados de oxidación -2, +2, +4, +6. En todos los
estados (sólido, líquido y gaseoso): según los químicos
presenta formas alotrópicas cuyas relaciones no son
completamente conocidas. Las estructuras cristalinas más
comunes son el octaedro ortorrómbico (azufre α) y
el prisma monoclínico (azufre β), siendo la temperatura de
transición de una a otra de 96 °C; en ambos casos el azufre se
encuentra formando moléculas de S8 con forma de anillo, y es la diferente
disposición de estas moléculas la que provoca las distintas estructuras cristalinas.
A temperatura ambiente, la transformación del azufre monoclínico en ortorrómbico,
es más estable y muy lenta.

SELENIO: El selenio se puede encontrar en varias formas
alotrópicas. El selenio amorfo existe en tres formas, la vítrea,
negra, obtenida al enfriar rápidamente el selenio líquido, funde a
180 °C y tiene una densidad de 4,28 g/cm3; la roja, coloidal, se
obtiene en reacciones de reducción; el selenio gris cristalino de
estructura hexagonal, la forma más común, funde a 220,5 °C y
tiene una densidad de 4,81 g/cm3; y la forma roja, de estructura
monoclínica, funde a 221 °C y tiene una densidad de 4,39 g/cm3.
Es insoluble en agua y alcohol, ligeramente soluble en disulfuro
de carbono y soluble en éter.
Presenta el efecto fotoeléctrico, convirtiendo la luz en electricidad, y, además,
su conductividad eléctrica aumenta al exponerlo a la luz. Por debajo de su punto
de fusión es un material semiconductor tipo p, y se encuentra en su forma natural.
TELURIO: El telurio o teluro es un elemento químico cuyo
símbolo es Te y su número atómico es 52. Es un metaloide que
se encuentra en el grupo 16 y el periodo 5 de la Tabla periódica
de los elementos. El telurio es un elemento relativamente
estable, insoluble en agua y ácido clorhídrico, pero soluble
en ácido nítrico y en agua regia. Reacciona con un exceso
de cloro para formar dicloruro de teluro, TeCl2 y tetracloruro de
teluro, TeCl4. Se oxida con ácido nítrico y produce dióxido de
teluro, TeO2, y con ácido crómico para dar ácido telúrico,
H2TeO4. En combinación con el hidrógeno y ciertos metales,
forma telururos, como el telururo de hidrógeno, H2Te, y el telururo de sodio,
Na2Te. El teluro tiene un punto de fusión de 452° C, un punto de ebullición de 990°
C, y una densidad relativa de 6,25. Su masa atómica es 127,60.
POLONIO: Esta sustancia radiactiva se disuelve con mucha
facilidad en ácidos, pero es sólo ligeramente soluble en
alcalinos. Está químicamente relacionado con el teluro y
el bismuto. El polonio es un metal volátil, reducible al 50% tras
45 horas al aire a una temperatura de 54,8 °C (328 K). Ninguno
de los alrededor de 50 isotopos de polonio es estable. Es
extremadamente tóxico y altamente radiactivo. Se ha encontrado
polonio en minerales uranio, humo de tabaco y como
contaminante. Todos los elementos a partir del polonio son
significativamente radiactivos. Se encuentra en el grupo 16 y su
número atómico es 84.

LIVERMORIO: livermorio (anteriormente
llamado ununhexio, Uuh) es el nombre del elemento sintético de
la tabla periódica cuyo símbolo es Lv y su número
atómico es 116. Su nombre viene dado en honor al Laboratorio
Nacional Lawrence Livermore (Lawrence Livermore National
Laboratory), en Livermore, California. Por su inestabilidad, vida
media tan reducida y dificultad de obtención, en la actualidad
son nulas las aplicaciones industriales, comerciales o
propagandísticas de este elemento muy pesado por lo que su
aplicación se relega sólo a la investigación científica.
GRUPO VIIA
EL grupo VIIA esta formado por los elementos: Fluor, Cloro, Bromo, Yodo y
Astato. El grupo VIIA del Sitema Periódico o grupo de los Halógenos (que proviene
del griego y significa formadores de sales) se caracteriza por el carácter iónico de
muchos de sus compuestos, al reaccionar con metales.
La configuración electrónica externa de sus átomos nos indica que les falta un solo
electrón para completar el nivel y adquirir la estructura correspondiente al gas
noble que le sigue en el sistema periódico. Por ello, forman iones negativos con
gran facilidad. Presentan una gran reactividad, siendo mayor en el flúor y
disminuyendo conforme descendemos en el grupo.

FLUOR: Es el elemento más electronegativo y reactivo y forma
compuestos con prácticamente todo el resto de elementos, incluyendo
los gases nobles xenón y radón. Su símbolo es F. Incluso en ausencia
de luz y a bajas temperaturas, el flúor reacciona explosivamente con
el hidrógeno. El flúor diatómico, F2, en condiciones normales es
un gas corrosivo de color amarillo casi blanco, fuertemente oxidante.
Bajo un chorro en estado gaseoso, el vidrio, metales, agua y otras
sustancias, se queman en una llama brillante. Siempre se encuentra
en la naturaleza combinado y tiene tal afinidad por otros elementos,
especialmente silicio, que no se puede guardar en vidrio.
CLORO: En la naturaleza no se encuentra en estado puro ya
que reacciona con rapidez con muchos elementos y
compuestos químicos, por esta razón se encuentra formando
parte de cloruros (especialmente en forma de cloruro de
sodio), cloritos y cloratos , en las minas de sal y disuelto en
el agua de mar. El cloro es usado extensivamente en química
orgánica y química inorgánica como un agente oxidante, y
en reacciones de sustitución, porque frecuentemente el cloro
imparte propiedades deseadas a un compuesto orgánico,
debido a su electronegatividad. Los compuestos de cloro son
usados como intermediarios en la producción de un gran número de productos
industriales importantes que no contienen cloro. Algunos ejemplos
son: policarbonatos, poliuretanos, siliconas, politetrafluoroetileno, carboximetilcelul
osa y óxido de propileno.
BROMO: El bromo (también llamado antaño fuego líquido) es
un elemento químico de número atómico 35 situado en el grupo
de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los
elementos. Su símbolo es Br.1 2
El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y
denso. Su reactividad es intermedia entre el cloro y el yodo. En
estado líquido es peligroso para el tejido humano y sus vapores
irritan los ojos y la garganta. Las aplicaciones químicas e
industriales del bromo son numerosas y variadas, destacando
los compuestos organobromados, los cuales son preparados a
partir de bromo diatómico o bien de bromuro de hidrógeno (ácido bromhídrico en
disolución acuosa).

YODO: Al igual que todos los halógenos, forma un gran número
de moléculas con otros elementos, pero es el menos reactivo de
los elementos del grupo, y tiene ciertas
características metálicas. Puede presentar diversos estados de
oxidación: −1, +1, +3, +5, +7. Reacciona con el mercurio y el
azufre. En disolución acuosa puede presentar diferentes estados
de oxidación. Los más representativos son el -1, con los
yoduros, el +5 formando yodatos, y el +7, peryodatos (oxidante
fuerte). El yoduro de hidrógeno (HI), se puede obtener por
síntesis directa con yodo molecular e hidrógeno molecular, o
bien con yodo molecular y un reductor.
ASTATO: El comportamiento químico de este elemento
altamente radiactivo es muy similar al de otros halógenos,
especialmente el yodo. Se piensa que el ástato es más
metálico que el yodo. Investigadores del Laboratorio Nacional
de Brookhaven han realizado experimentos en los que se han
identificado y medido reacciones elementales que involucran al
ástato. El ástato, seguido del francio, es el elemento más raro
de la naturaleza, con una cantidad total sobre la superficie
terrestre menor de 25 gramos en el mismo instante de tiempo.
Las propiedades de volumen del ástato no son conocidas.
Algunas pueden ser estimadas basándose en su ubicación en
la tabla periódica, como un análogo más pesado del yodo. El ástato tiende a tener
una apariencia oscura, lustrosa y brillante; puede ser un elemento semiconductor
o posiblemente un metal. Probablemente posee un punto de fusión más elevado
que el punto de fusión del yodo. Químicamente, muchas especies de ástato
aniónico son conocidas, y la mayoría de estas variaciones se asemejan al yodo.

¿QUÈ SON?
Es un compuesto químico, más conocido como micro-molécula o estitula, que
contiene carbono, formando enlaces carbono-carbono y carbono-hidrógeno. En
muchos casos contienen oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo, boro, halógenos y
otros elementos menos frecuentes en su estado natural. Estos compuestos se
denominan moléculas orgánicas. Algunos compuestos del carbono, carburos,
los carbonatos y los óxidos de carbono, no son moléculas orgánicas. La principal
característica de estas sustancias es que arden y pueden ser quemadas (son
compuestos combustibles). La mayoría de los compuestos orgánicos se producen
de forma artificial mediante síntesis química aunque algunos todavía se extraen de
fuentes naturales.
Las moléculas orgánicas pueden ser de dos tipos:
 Moléculas orgánicas naturales: son las sintetizadas por los seres vivos, y se
llaman biomoléculas, las cuales son estudiadas por la bioquímica y
las derivadas del petróleo como los hidrocarburos.
 Moléculas orgánicas artificiales: son sustancias que no existen en la
naturaleza y han sido fabricadas o sintetizadas por el hombre, por ejemplo
los plásticos.
La línea que divide las moléculas orgánicas de las inorgánicas ha originado
polémicas e históricamente ha sido arbitraria, pero generalmente, los compuestos
orgánicos tienen carbono con enlaces de hidrógeno, y los compuestos
inorgánicos, no.

QUIMICA ORGANICA
La química orgánica es la rama de la química que estudia una clase numerosa
de moléculas que en su gran mayoría contienen carbono formando enlaces
covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heteroátomos, también
conocidos como compuestos orgánicos. Debido a la omnipresencia del carbono en
los compuestos que esta rama de la química estudia esta disciplina también es
llamada química del carbono.
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS ORGANICOS
Las características más importantes de los compuestos orgánicos son las relativas
a su composición, naturaleza covalente de sus enlaces, combustibilidad y
abundancia.
 COMPOSICIÒN: Es la característica más importante que se deduce de la
definición dada. Todos los compuestos orgánicos contienen carbono y
prácticamente siempre hidrógeno. También es frecuente que
posean oxígeno o nitrógeno. Existen grupos importantes de compuestos
orgánicos que poseen azufre, fósforo o halógenos y hasta algunos metales.
No obstante, aunque la inmensa mayoría de los compuestos orgánicos
poseen además de carbono e hidrógeno sólo uno o dos de los elementos
mencionados, se han preparado y descrito compuestos orgánicos con casi
todos los elementos químicos conocidos.
 CARÁCTER COVALENTE: Aunque existen muchos compuestos orgánicos
iónicos, la inmensa mayoría son covalentes, lo que se traduce en que
poseen las características de este tipo de sustancias: muchos son
gaseosos o líquidos y, si sólidos, sus puntos de fusión son relativamente
bajos; no son conductores y, en general, son solubles en disolventes no
polares.

 COMBUSTIBILIDAD: Los compuestos orgánicos se caracterizan por su
facilidad de combustión, transformándose en dióxido de carbono y agua y
su sensibilidad a la acción de la luz y del calor, experimentando
descomposición o transformación química.
 ABUNDANCIA: El número de compuestos de carbono es enorme y
sobrepasa con mucho al del conjunto de los compuestos del resto de los
elementos químicos. Contrariamente a lo que se pensaba a principios del
siglo XIX, la síntesis de un nuevo compuesto orgánico es una tarea fácil y
anualmente se preparan cientos de miles de nuevos compuestos.
REPRESENTACIÒN DE LOS MODELOS ORGANICOS
Existen varias formas de representar la disposición de las enlaces en los
compuestos orgánicos:
MODELO GEOMETRICO: Destaca la forma geométrica del carbono y la dirección
de los enlaces.
MODELO DE BARRAS Y ESFERAS: Indica la dirección de los enlaces y los
ángulos que ellos forman.

MODELO ESCALAR O COMPACTO: Indica las proporciones existentes entre los
átomos e ilustra la forma real de la molécula.
REPRESENTACIÒN ESPACIAL: Representa la estructura tridimensional en dos
dimensiones.

Los hidrocarburos son compuestos orgánicos formados únicamente
por átomos de carbono e hidrógeno. Los hidrocarburos son los compuestos
básicos que estudia la Química Orgánica. Las cadenas de átomos de carbono
pueden ser lineales o ramificadas, y abiertas o cerradas. Los que tienen en su
molécula otros elementos químicos (heteroátomos) se llaman hidrocarburos
sustituidos.
La mayoría de los hidrocarburos que se encuentran en nuestro planeta ocurren
naturalmente en el petróleo crudo, donde la materia orgánica descompuesta
proporcionó una abundancia de carbono e hidrógeno, los que
pudieron catenarse para formar cadenas aparentemente ilimitadas. Los
hidrocarburos puede encontrarse también en algunos planetas sin necesidad de
que haya habido vida para generar petróleo, como
en Júpiter, Saturno, Titán y Neptuno, compuestos parcialmente por hidrocarburos
como el metano o el etano.

CARBONO
Es un elemento químico de número atómico 6, masa
atómica 12,01, símbolo C. Como miembro del grupo de
los carbono ideos de la tabla periódica de los elementos.
Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las
condiciones de formación, puede encontrarse en la
naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono
amorfo y cristalino en forma
de grafito o diamante respectivamente. Es el pilar básico
de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones
de compuestos de carbono, aumentando este número en
unos 500.000 compuestos por año. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.
CLASES DE CARBONO: Teniendo en cuenta a cuantos carbonos o grupos
sustituyentes se une el carbono, este se clasifica en:
 Carbono primario: Se une a un solo átomo de carbono o a un grupo
sustituyente por enlace simple.
 Carbono secundario: Se une a dos atomos de carbono o a dos grupos
sustituyentes por enlace simple.

 Carbono terciario: Se une a tres átomos carbonos o grupos sustituyentes
por enlace simple.
 Carbono cuaternario: Se une a cuatro átomos de carbono o grupos
sustituyentes por enlace simple.
PROPIEDADES FUNDAMENTALES DEL CARBONO:
TETRAVALENCIA: El químico alemán Federico Kekulé enunció su teoría
estructural, bajo 3 postulados para establecer las fórmulas estructurales planas de
los compuestos orgánicos:
1. El átomo de carbono es tetravalente
2. Las cuatro valencias son exactamente iguales
3. Los átomos de carbono pueden unirse consigo mismos mediante enlaces
formando cadenas.

COVALENCIA: El átomo de carbono que tiene 4 electrones en su último nivel de
energía, no gana ni pierde electrones, sino al combinarse los comparte con otros
átomos formando enlaces covalentes.
IGUALDAD DE VALENCIAS: El átomo de carbono que tiene 4 electrones en su
último nivel de energía, no gana ni pierde electrones, sino al combinarse los comparte
con otros átomos formando enlaces covalentes.
AUTOSATURACIÒN: El átomo de carbono que tiene 4 electrones en su último nivel
de energía, no gana ni pierde electrones, sino al combinarse los comparte con otros
átomos formando enlaces covalentes.
CONCATENACIÒN: Se debe a que el átomo de carbono puede formar extensas
cadenas carbonadas que pueden ser alifáticas o abiertas, cíclicas o cerradas.
HIBRIDACIÒN: Función de los orbitales, de diferente energía del mismo nivel, para
dar como resultado orbitales de energía constante.
La hibridación del átomo de carbono, dependiendo del tipo de compuesto que va a
formar lo hace de 3 maneras:
1. Hibridación sp3
, enlace simple
2. Hibridación sp2
, enlace doble
3. Hibridación sp1
, enlace triple

ESTRUCTURA DEL ATOMO DE CARBONO:
Los átomos del carbono ocupan los orbitales energéticos s y p. El Nivel 1s, con
tiene dos átomos, y está saturado, por haber alcanzado su número máximo de
átomos. En su nivel sp, (recordemos que el siguiente nivel, sp, tiene un número de
saturación de 8 electrones) solamente tiene 4 electrones. Por la tendencia de los
elementos químicos a formar enlaces estables, y por esta especial característica
del carbono, estos átomos tienen la característica de ceder o admitir los 4
electrones, para estabilizar sus órbitas, lo que le permite actuar con las valencias
+4 y -4.
Los átomos de valencia, independientemente de su subnivel, tienen la misma
capacidad de reacción; sin embargo, según el subnivel energético en que se
realicen los enlaces, por efectos de la hibridación (combinación de los orbitales s
con los orbitales p, que nos dan cuatro orbitales 2sp [2sp, 2sp1, 2sp2, 2sp3] cada
uno disponible para ceder o recibir un electrón) pueden crear diferentes enlaces
estructurales entre átomos de carbono, que puede darse en forma natural o ser
creados en un laboratorio.

 Estado fundamental:
 Estado excitado:
CADENAS CARBONADAS
 Cadena lineal: Está constituida por átomos de carbono unidos cada uno
máximo a dos carbonos.
 Cadena ramificada: Uno o varios atomos de carbono se unen a tres o
cuatro carbonos cuando aparece una cadena lateral unida a otra mucho
mas grande.

 Cíclicas: Los atomos de carbono forman un anillo o ciclo.
NOMENCLATURA IUPAC PARA COMPUESTOS ORGANICOS
Nomenclatura de Alcanos: Antes los compuestos orgánicos eran nombrados por
sus descubridores. La urea recibe este nombre por haber sido aislada de la orina.
El ácido barbitúrico fue descubierto por el químico alemán Adolf von Baeyer, en
1864. Se especula que le dio este nombre en honor de una amiga llamada
bárbara. En el sistema IUPAC de nomenclatura un nombre está formado por tres
partes: prefijos, principal y sufijos; Los prefijos indican los sustituyentes de la
molécula; el sufijo indica el grupo funcional de la molécula; y la parte principal el
número de carbonos que posee. Estos se pueden nombrar siguiendo siete etapas:

 Regla 1: Determinar el número de carbonos de la cadena más larga,
llamada cadena principal del alcano. Obsérvese en las figuras que no
siempre es la cadena horizontal. • El nombre del alcano se termina en el
nombre de la cadena principal (octano) y va precedido por los sustituyentes.

 Regla 2: Los sustituyentes se nombran cambiando la terminación – ano del
alcano del cual derivan por –ilo (metilo, etilo, propilo, butilo). En el nombre
del alcano, los sustituyentes preceden al nombre de la cadena principal y se
acompañan de un localizador que indica su posición dentro de la cadena
principal. La numeración de la cadena principal se realiza de modo que al
sustituyente se le asigne el localizador más bajo posible.
 Regla 3: Si tenemos varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente
precedidos por lo localizadores. La numeración de la cadena principal se
realiza para que los sustituyentes en conjunto tomen los menores
localizadores.
 Regla 4: Si al numerar la cadena principal por ambos extremos, nos
encontramos a la misma distancia con los primeros sustituyentes, nos
fijamos en los demás sustituyentes y numeramos para que tomen los
menores localizadores.
 Regla 5: Si al numerar en ambas direcciones se obtienen los mismos
localizadores, se asigna el localizador más bajo al sustituyente que va
primero en el orden alfabético.
 Regla 6: Si dos a más cadenas tienen igual longitud, se toma como
principal la que tiene mayor número de sustituyentes.
 Regla 7: Existen algunos sustituyentes con nombres comunes aceptados
por la IUPAC, aunque se recomienda el uso de la nomenclatura
sistemática.
Nomenclatura de alquenos: Los alquenos se nombran reemplazando la
terminación -ano del correspondiente alcano por -eno. Los alquenos más simples
son el eteno y el propeno, también llamados etileno y propileno a nivel industrial.

 Regla 1: Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contenga
el doble enlace. La numeración comienza en el extremo que otorga al doble
enlace el menor localizador.
 Regla 2: El nombre de los sustituyentes precede al de la cadena principal y
se acompaña de un localizador que indica su posición en la molécula. La
molécula se numera de modo que el doble enlace tome el localizador más
bajo.
 Regla 3: Cuando hay varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente y se
acompañan de sus respectivos localizadores
 Regla 4: Cuando el doble enlace está a la misma distancia de ambos
extremos, se numera para que los sustituyentes tomen los menores
localizadores.
 Regla 5: En compuestos cíclicos resulta innecesario indicar la posición del
doble enlace, puesto que siempre se encuentra entre las posiciones 1 y 2.
Nomenclatura de alquinos:
 Regla 1: Los alquinos responden a la fórmula CnH2n-2 y se nombran
sustituyendo el sufijo -ano del alca-no con igual número de carbonos por -
ino.
 Regla 2: Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contiene
el triple enlace. La numera-ción debe otorgar los menores localizadores al
triple enlace.
 Regla 3: Cuando la molécula tiene más de un triple enlace, se toma como
principal la cadena que contie-ne el mayor número de enlaces triples y se
numera desde el extremo más cercano a uno de los enlaces múltiples,
terminando el nombre en -diino, triino, etc.
 Regla 4: Si el hidrocarburo contiene dobles y triples enlaces, se procede
del modo siguiente: 1. Se toma como cadena principal la que contiene al
mayor número posible de enlaces múltiples, prescindiendo de si son dobles
o triples. 2. Se numera para que los enlaces en conjunto tomen los
localizadores más bajos. Si hay un doble enlace y un triple a la misma
distancia de los extremos tiene preferencia el doble. 3. Si el compuesto
tiene un doble enlace y un triple se termina el nombre en -eno- ino; si tiene
dos dobles y un triple, -dieno-ino; con dos triples y un doble la terminación
es, -eno-diino

ALCANOS
Los alcanos son hidrocarburos, es decir, compuestos que sólo contienen átomos
de carbono e hidrógeno. La fórmula general para alcanos alifáticos (de cadena
lineal) es CnH2n+2,1 y para cicloalcanos es CnH2n.2 También reciben el nombre
de hidrocarburos saturados, ya que carecen de enlaces dobles o triples y, por
tanto, todos sus carbonos presentan hibridación sp3. Además, carecen de grupos
funcionales.
CICLOALCANOS: Los alcanos cíclicos o cicloalcanos son, como su nombre
indica, hidrocarburos de cadena cíclica. En ellos la relación C/H es CnH2n. Sus
características físicas son similares a las de los alcanos no cíclicos, pero sus
características químicas difieren sensiblemente, especialmente aquellos de
cadena más corta, que tienen propiedades más similares a las de los alquinos.
PROPIEDADES QUIMICAS: En general, los alcanos muestran una reactividad
relativamente baja, porque sus enlaces de carbono son relativamente estables y
no pueden ser fácilmente rotos. A diferencia de muchos otros compuestos
orgánicos, no tienen grupo funcional.
 Reacciones con oxigeno: Todos los alcanos reaccionan con oxígeno en
una reacción de combustión, si bien se torna más difícil de inflamar al
aumentar el número de átomos de carbono. La ecuación general para la
combustión completa es:
CnH2n+2 + (1,5n+0,5)O2 → (n+1)H2O + nCO2
En ausencia de oxígeno suficiente, puede formarse monóxido de carbono o
inclusive negro de humo, como se muestra a continuación:
CnH(2n+2) + ½ nO2 → (n+1)H2 + nCO

 Reacciones con halógenos: Los alcanos reaccionan con halógenos en la
denominada reacción de halogenación radicalaria. Los átomos de
hidrógeno del alcano son reemplazados progresivamente por átomos de
halógeno. Los radicales libres son las especies que participan en la
reacción, que generalmente conduce a una mezcla de productos. La
reacción es altamente exotérmica, y puede resultar en una explosión. Estas
reacciones son una importante ruta industrial para los hidrocarburos
halogenados.
 Isomerización: Es un proceso en el que los alcanos de cadena lineal son
calentados en presencia de un catalizador de platino. En la isomerización,
los alcanos se convierten en sus isómeros de cadena ramificada.
ALQUENOS
Son hidrocarburos insaturados que tienen uno o varios enlaces carbono-
carbono en su molécula. Se puede decir que un alquenos es un alcano que ha
perdido dos átomos de hidrógeno produciendo como resultado un enlace doble
entre dos carbonos. Los alquenos cíclicos reciben el nombre de ciclo alquenos.
Estructura electrónica del enlace doble C=C
Utilizaremos el eteno como ejemplo de compuesto con doble enlace C=C. El doble
enlace tiene dos componentes: el enlace tipo σ y el enlace tipo π. Los
dos átomos de carbono que comparten el enlace tienen una hibridación sp2
,
hibridación resultante de la mezcla de un orbital 2s y dos orbitales 2p, lo cual
conduce a la formación de tres orbitales sp2
de geometría trigonal plana. Al
combinarse estos orbitales sp2
los electrones compartidos forman un enlace σ,
situado entre ambos carbonos.

NITRACIÓN:
La nitración es un proceso químico general para la introducción de un grupo
nitro en un compuesto químico mediante una reacción química.
Nitración aromática: La nitración aromática sucede con compuestos
aromáticos gracias a un mecanismo de sustitución electrófila aromática que
incluye el ataque de un anillo bencénico rico en electrones por parte del ion
nitronio.
El benceno resulta nitrado gracias al reflujo de ácido sulfúrico concentrado y ácido
nítrico concentrado a 50 °C.
1. 2H2SO4 + HNO3 → 2HSO41- + NO2+ + H3O+
2. C6H6 + NO2+ → C6H5NO2 + H+
3. H+ + H3O+ + 2HSO41- → H2O + 2H2SO4
El ácido sulfúrico es regenerado y por tanto actúa como catalizador.
Mecanismo de reacción: El benceno reacciona con ácido nítrico concentrado y
caliente dando nitrobenceno. La reacción presenta dos inconvenientes: es lenta y
además el ácido nítrico concentrado y caliente puede oxidar cualquier compuesto
orgánico mediante una reacción explosiva. Un procedimiento más seguro consiste
en emplear una mezcla de ácido nítrico y ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico actúa
como catalizador, permitiendo que la reacción se lleve a cabo más rápidamente y
a menores temperaturas.
El ácido sulfúrico reacciona con el ácido nítrico generando el ion nitronio (NO2+),
que es el electrófilo de la reacción de sustitución electrofílica aromática.
El ion nitronio reacciona con el benceno formando el complejo sigma que pierde
un protón que es atrapado por el ion bisulfato para dar lugar al nitrobenceno.

HALOGENACIÓN:
La halogenación es el proceso químico mediante el cual se adicionan uno o
varios átomos de elementos del grupo de los halógenos (grupo 7 de la tabla
periódica) a una molécula orgánica. Una de las halogenaciones más simples es la
halogenación de alcanos. En estas reacciones los átomos de hidrógeno de los
alcanos resultan sustituidos total o parcialmente por átomos del grupo de los
halógenos. La reacción que tiene lugar es la siguiente:
Son posibles una gran variedad de productos químicos. La composición de la
mezcla de productos vendrá dada por la concentración de los reactivos y otras
condiciones del medio de reacción, por ejemplo, la temperatura.
Tipos de halogenación: En una halogenación se incorpora un átomo de halógeno a una
molécula. Existen descripciones más concretas que especifican el tipo de
halógeno: fluoración, cloración, bromación y yodación.

En una reacción de adición de Markovnikov, un halógeno como el bromo se hace reaccionar
con un alqueno que hace que el enlace π del doble enlace se rompa para dar la formación de
un haloalcano con enlace sencillo. Esto hace más reactivo al hidrocarburo, y el bromo, como
resultado, es un buen grupo saliente en diversas reacciones químicas tales como las
reacciones de sustitución nucleofílica alifática y las reacciones de eliminación.
Existen varios tipos principales de halogenación, incluyendo:
 Halogenación radicalaria, típica de alcanos
 Halogenación de cetonas
 Halogenación electrofílica
 Reacción de adición de halógeno
Asimismo, en la deshalogenación un átomo de halógeno se elimina de una molécula como
consecuencia de una reacción.
REACCIÓN DE WURTZ:
En química orgánica, la Reacción de Wurtz, llamada así por su diseñador Charles-
Adolphe Wurtz, es una reacción de combinación adición de un halogenuro de
alquilo con sodio para formar un nuevo enlace carbono-carbono:
2RX + 2Na → R-R + 2Na+
X-
Donde la R es un radical libre y X el halógeno.
Es el tipo de reacción que sintetiza a alcanos.
REACTIVO DE GRINGNARD:
Los reactivos de Grignard son compuestos organometálicos de fórmula general R-
Mg-X, donde R es un resto orgánico (alquílico o arílico) y X un halógeno. Los
reactivos de Grignard son unos de los más importantes y versátiles en química
orgánica debido a su rápida reacción con electrófilos, como por ejemplo el grupo
carbonilo. Son importantes para la formación de enlaces de carbono-carbono,
carbono-fósforo, carbono-estaño, carbono-silicio, carbono-boro y otros enlaces
carbono-heteroátomo.1 2 Por el descubrimiento de estos reactivos y sus
reacciones, Victor Grignard recibió el premio Nobel de Química en 1912.

Donde R1 = grupo orgánico alquilo o arilo.

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