Química Apostila

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UPAP- PJC. 2015. Medicina – Q.F. José R. Recalde Soria
QUÍMICA GENERAL
1. Fundamentos generales de la química.
1.1. Materia. Definición, propiedades y clases.
1.2. Sustancia, mezcla y combinaciones.
1.2.1. Sustancia homogénea y heterogénea.
1.2.2. Sustancia pura y mezcla. Métodos de separación de las mezclas.
1.2.3. Átomos y moléculas. Partículas fundamentales.
1.3. Fenómenos físicos y químicos
1.4. Propiedades intensivas y extensivas de la materia.
2. Estructura y clasificación de los elementos químicos.
2.1. Elemento químico.
2.2. Símbolo y fórmula.
2.3. Masa molecular.
2.3.1 Composición porcentual
2.3.2 Fórmula mínima y fórmula molecular Definición y determinación.
2.4 Estructura atómica.
2.4.1. Número atómico e índice de masa. Unidades de masa atómica.
2.4.2. Isótopos, isóbaros e isótonos. Conceptos y ejercicios. Abundancia isotópica
2.4.3. Estructura electrónica de los átomos.
2.4.3.1. Modelos y principios.
2.4.3.2. Orbitales. Niveles y subniveles energéticos. Números cuánticos. Principios aplicados al llenado de orbitales.
2.4.3.3. Propiedades de los átomos deducibles a partir de la configuración electrónica.
2.5. Clasificación periódica de los elementos. 
2.5.1 Períodos y grupos. Elementos representativos y de transición. Triadas, lantánidos y actínidos. Metales, semi-metales y no metales. Definición y propiedades.
2.5.2 Propiedades periódicas y no periódicas de los elementos. Densidad y volumen atómico, potencial de ionización, radio iónico, afinidad electrónica y electronegatividad. Variaciones en la tabla periódica.
3. Enlaces químicos e interacciones moleculares.
3.1. Enlace químico. Definición y tipos.
3.2. Enlace iónico. Concepto. Propiedades.
3.3. Enlace covalente. Concepto. Propiedades. Tipos de enlaces covalentes. Enlace covalente coordinado.
3.3.1. Polaridad. Momento dipolar. Influencia de la polaridad en la solubilidad.
3.3.2. Orbitales moleculares. Orbitales enlazantes y antienlazantes. Número de enlaces.
3.3.2.1; Enlaces sigma y pi. Definición y características.
3.3.2.2. Hibridación. Definición. Orbitales híbridos sp3, sp2 y sp.
3.3.2.3. Resonancia. Definición e importancia.
3.3.3. Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.
3.4. Enlace metálico. Concepto. Propiedades.
3.5. Interacciones moleculares. Definición e importancia.
3.5.1. Puentes de hidrógeno. Definición e importancia.
3.5.2. Otras Interacciones.
4. Estados de agregación de la materia
4.1. Estado gaseoso.
4.1.1. Características.
4.1.2. Leyes de los gases. Definición. Condiciones estándar. Efecto de la presión, la temperatura y el número de partículas en el volumen de un gas. Densidad de gases.
4.1.3. Ley de Avogadro y número de Avogadro.
4.2. Estado líquido.
4.2.1. Características. Viscosidad, tensión superficial y presión de vapor. Conceptos. Factores que las modifican.
4.3. Estado sólido.
4.3.1. Características.
4.3.2. Estructura de los sólidos.
4.3.2.1. Cristales. Definición. Red cristalina. Tipos de cristales: definición y ejemplos. Energía de red cristalina.
4.4. Cambios de estado.
4.4.1. Definición de cada proceso.
4.4.2. Transferencia de calor en los cambios de estado. Capacidad calorífica. Calores de fusión y de vaporización.
4.4.3. Diagramas de fase PT.
5. Notación y nomenclatura de los compuestos químicos.
5.1. Números de oxidación de iones simples y complejos
5.2. Notación y nomenclatura de compuestos químicos, inorgánicos binados, ternarios y cuaternarios.
6. Funciones y reacciones de la química inorgánica.
6.1. Funciones químicas. Definición y ejemplos.
6.2. Teorías de Arrhenius, Brünsted-Lowry y Lewis para ácidos y bases. Definición.
6.2.1. Disociación de ácidos y bases.
6.2.1.1. Ácidos y bases conjugadas.
6.2.1.2. Constante de disociación y fuerza de los ácidos y bases.
6.2.1.3. Ionización del agua
6.2.1.4. Concepto y escala de pH. pOH.
6.2.1.5. Indicadores de pH.
6.3. Sales. Clasificación.
6.3.1. Electrólito. Definición.
6.3.1.1. Electrolitos fuertes y débiles. Definición y propiedades.
6.3.1.2. Solubilidad de las sales. Reglas.
6.3.2. Iones: aniones y cationes. Definición. Iones complejos.
6.4. Reacciones químicas. Definición y tipos.
6.4.1. Reacciones de oxidación-reducción.
6.4.1.1. Conceptos de oxidación, reducción, oxidantes, reductores y número de oxidación de especies mono y poliatómicas.
6.4.1.2. Potencial redox: definición. Electrodo de referencia. Potencial redox estándar. Diferencia de potencial en un par redox. Aplicaciones.
6.4.2. Reacciones ácido-base.
6.4.2.1. Concepto. Neutralización total y parcial de ácidos y bases
6.4.3. Reacciones de cambio iónico o de metátesis.
6.4.3.1. Definición. Factores determinantes
7. Estequiometría
7.1 El mol. Mol-gramo, mol-volumen y equivalente químico.
7.2 Balance de las ecuaciones químicas
7.2.1 Balance de reacciones de neutralización
7.2.2 Balance de reacciones de oxidación-reducción
7.2.3 Balance de reacciones de metátesis
8. Disoluciones y sus propiedades.
8.1 Soluciones.
8.1.1 Concepto. Solvente y soluto.
8.1.2 Solvatación de especies en solución
8.1.3 Soluciones verdaderas y dispersiones coloides. Definición y propiedades
8.1.3.1 Dispersiones gas-líquido, gas-sólido y líquido-sólido.
8.2 Solubilidad. Compuestos solubles y poco solubles (insolubles)
8.3 Expresión de la concentración de soluciones.
8.3.1 Expresión porcentual, molar normal, formal y molal. Ejercicios de aplicación.
8.3.2 Dilución de soluciones. Ejercicios de aplicación.
8.4 Propiedades de las soluciones de electrolitos y no electrolitos.
9. Principio de termodinámica, cinética y equilibrio aplicados a reacciones químicas.
9.1 Conceptos fundamentales de termoquímica.
9.2 Primera ley de la termodinámica
9.3 Conceptos de capacidad calorífica y entalpía. Calor de reacción
9.4 Segunda ley de la termodinámica. Entropía
9.5. Energía libre. Diagrama energético de una reacción química. Reacciones exo y endergónicas. Espontaneidad termodinámica de una reacción.
9.6 Equilibrio químico. Concepto.
9.6.1 Ley de acción de las masas. Constante de equilibrio
9.6.2 Factores que afectan el equilibrio químico. Equilibrio en reacciones que involucran gases, sólidos y soluciones
9.6.3 Principio de Le Chatelier. Efecto del ión común.
9.7 Conceptos fundamentales de cinética química.
9.8 Velocidad de reacción. Factores que afectan la velocidad de una reacción química. Orden de las reacciones químicas. Barrera energética.
9.9 Catalizadores. Definición. Mecanismo de acción.
9.9.1 Enzimas. Concepto y características de su acción.
10. Características químicas del carbono y de los compuestos orgánicos.
10.1. Características electrónicas del átomo de carbono. Hibridación.
10.2. Características de los compuestos orgánicos.
10.2.1 Tipos de enlaces en las moléculas orgánicas
10.2.2 Compuestos saturados e insaturados. Series de compuestos de carbono. Aromaticidad y deslocalización electrónica.
10.2.3 Heterociclos.
10.2.4 Representación de los compuestos orgánicos. Tipos de fórmulas
10.3 Isomería. Tipos de isomería.
10.3.1 Isomería estructural (de cadena / posición, funcional, metamería, tautomería)
10.3.2 Estereoisomería. Isomería óptica y geométrica. Carbono simétrico. Quiralidad
10.4 Polímeros
10.4.1 Polímeros naturales y artificiales
10.4.2 Polímeros de adición y de condensación
10.5 Grupos funcionales presentes en los compuestos orgánicos
11. Características generales de las reacciones orgánicas
11.1 Nucleófilos y electrófilos. Concepto y ejemplos.
11.2 Reacciones de adición, substitución, eliminación y polimerización. Definición y ejemplos.
11.3 Intermedios de reacción. Iones y radicales. Concepto y estabilidad relativa.
12. Hidrocarburos alifáticos.
12.1. Alcanos y cicloalcanos.
12.1.1. Concepto y fórmulas generales.
12.1.2. Nomenclatura. Radicales alquílicos.
12.1.3. Propiedades físicas y químicas.
12.1.3.1. Reacciones de combustión y sustitución.
12.2. Alquenos y alquinos.
12.2.1. Concepto y fórmulas generales.
12.2.2. Nomenclatura.
12.2.3. Propiedades físicas y químicas. Acidez relativa.
12.2.3.1. Reacciones de adición, combustión y polimerización.
12.2.4. Alcadienos. Concepto.Nomenclatura. Resonancia. Polienos
12.2.5. Propiedades químicas.
12.3. Derivados halogenados de hidrocarburos saturados e insaturados.
12.3.1. Concepto.
12.3.2. Nomenclatura.
12.3.3. Propiedades físicas y químicas. Reacciones de sustitución y eliminación mii y 
Bimoleculares
13. Funciones orgánicas oxigenadas.
13.1. Función alcohol.
13.1.1. Concepto y fórmula general.
13.1.2. Nomenclatura y clasificación.
13.1.3. Obtención y propiedades físicas y químicas (combustión, oxidación, deshidratación, esterificación) Polaridad y solubilidad.
13.2. Función éter.
13.2.1. Concepto y fórmula general.
13.2.2. Nomenclatura.
13.2.3. Obtención y propiedades físicas y químicas. Solubilidad.
13.3. Características químicas del grupo carbonilo.
13.3.1. Reactividad relativa de los compuestos carbonílicos.
13.4. Funciones aldehido y cetona.
13.4.1. Concepto y fórmula general.
13.4.2. Nomenclatura y clasificación.
13.4.3. Obtención y propiedades químicas.
13.5. Función ácido carboxílico.
13.5.1. Concepto y fórmula general.
13.5.2. Clasificación, nomenclatura y ejemplos de los ácidos carboxílicos según extensión de la cadena, saturación y número de grupos funcionales. Ácidos orgánicos de importancia biológica.
13.5.3. Obtención y propiedades químicas.
13.5.3.1. Sales de ácidos orgánicos.
13.5.4. Hidroxiácidos, cetoácldos y aminoácidos.
13.5.4.1.Hidroxiácidos y cetoácídos. Concepto. Nomenclatura.Ejemplos de importancia biológica.
13.5.4.2. Aminoácidos. Fórmula general. Nomenclatura y abreviaturas.
13.5.4.2.1 Comportamiento ácido — base de los aminoácidos
13.5.4.2.2 Fórmulas de aminoácidos presentes en proteínas
13.6. Función éster.
13.6.1. Concepto y fórmula general.
13.6.2. Clasificación, nomenclatura y ejemplos de ésteres. Esteres de ácidos orgánicos e inorgánicos.
13.6.2.1. Definición, estructura y propiedades físicas de grasas, aceites y ceras.
13.6.3. Obtención y propiedades químicas de los ésteres.
13.6.3.1. Reacciones de esterificación.
13.6.3.2. Reacciones de hidrólisis, amonólisis y saponificación de ésteres.
13.7. Funciones anhídrido de ácido y halogenuro de ácido.
13.7.1. Concepto y fórmulas generales.
13.7.2. Nomenclatura y ejemplos.
13.7.3. Obtención y reactividad.
14. Funciones orgánicas nitrogenadas y azufradas.
14.1. Función amina alifática.
14.1.1. Concepto y fórmula general. Nomenclatura, clasificación y ejemplos.
14.1.2. Obtención y propiedades físicas y químicas.
14.1.3. Bases cuaternarias
14.2. Función amida
14.2.1. Concepto y fórmula general.
14.2.2. Clasificación.
14.2.3. Obtención y propiedades.
14.2.4. Ácido carbámico y derivados. Urea y derivados
14.3. Funciones mercaptano y tloéter.
14.3.1. Concepto, fórmulas generales y nomenclatura.
15. Hidrocarburos aromáticos y funciones químicas sobre sistemas aromáticos.
15.1. Hidrocarburos aromáticos: Concepto y clasificación
15.1.1. Benceno. Estructura y propiedades químicas. Aromaticidad.
15.1.2. Derivados del benceno mono y polisustituidos. Concepto, nomenclatura y ejemplos.
15.2. Compuestos aromáticos heterocíclicos. Concepto y ejemplos.
15.3. Fenoles.
15.3.1. Concepto, obtención y clasificación.
15.3.2. Características químicas de los fenoles. Comparación con los alcoholes.
15.4. Alcoholes, aldehidos y ácidos aromáticos.
15.4.1. Concepto, ejemplos y reacciones.
15.4.2. Sales y ésteres aromáticos.
15.4.3. Acidos fenólicos y derivados.
15.5. Funciones nitrogenadas aromáticas.
¡15.5.1. Derivados nitrados. Grupo funcional y nomenclatura.
15.5.2. Aminas y amidas aromáticas. Grupo funcional y nomenclatura.
Bibliografía
QUÍMICA GENERAL, 5TA. EDICIÓN
Whlten, Kennet W., Davis R. E., Peck, M.L, Mc. Graw-Hill. Madrid 1998.
QUÍMICA ORGÁNICA
G.A. de Biasioli, C.S. de Weitz, D.O.T. de Chandias. Editorial Kapeluz. Buenos Aires 1995.
QUÍMICA, 6TA. EDICIÓN
Chang, Raymond, McGraw - Hill Interamericana Editores, México, 1999.
QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL, 5TA. EDICIÓN
Brown, T.L., Le May, H.E., Bursten, B.E. Prentice - Hall Hispanoamericana. México 1991.
QUÍMICA. 2DA. EDICION
Alfonso, Elizabeth. Asunción, 2001.
Fundamentos de Química
Introducción
La base material de la vida está constituida por un conjunto complejo de interacciones y transformaciones moleculares. La disciplina encargada del estudio de estos procesos es la Bioquímica.
Está, como cualquier otra disciplina en que se estudien moléculas, sus interacciones y transformaciones, requiere como antecedente básico la Química. 
En este documento se resumen los conceptos fundamentales de Química que consideramos necesarios para el estudio exitoso de la Bioquímica.
Este trabajo no pretende ser exhaustivo ni definitivo, tan sólo es el inicio del apoyo que deseamos brindar a nuestros estudiantes, a quienes agradeceremos las críticas y comentarios que nos permitan mejorarlo.
Unidad I
Materia. Composición, estructura y propiedades.
La Química estudia la materia y sus transformaciones, relacionando los cambios macroscópicos con las interacciones microscópicas.
Materia. Es la sustancia de la que se componen todas las cosas; se define como todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.
· La masa. Es la medida de la cantidad de materia que contiene un objeto.
· El peso. Es la fuerza con que la gravedad atrae un objeto.
Las propiedades de la materia se dividen en Intensivas y Extensivas.
 Las propiedades intensivas ó específicas, son aquellas que no dependen de la cantidad de materia y sirven para identificar y diferenciar las sustancias, por ejemplo: densidad, temperatura, viscosidad, elasticidad, longitud, porosidad, penetrabilidad divisibilidad, inercia, etc.
Las propiedades extensivas ó generales, son las que dependen de la cantidad de materia, ejemplo: volumen, peso, etc.
Una porción de materia con propiedades homogéneas se conoce como una Fase.
En condiciones normales, la materia puede encontrarse en cualquiera de los llamados estados de la materia sólido, líquido o gas.
· Los estados de la materia presentan diferencias en propiedades como densidad, forma, compresibilidad y expansión térmica.
El comportamiento de la materia en sus diferentes estados, se puede explicar mediante la Teoría Cinético Molecular. Esta teoría establece que:
· La materia está formada por partículas pequeñas: moléculas, átomos, iones, etc.
· Las partículas se encuentran en movimiento constante.
· La energía cinética se reparte entre las partículas siguiendo la distribución de Maxwell- Boltzman.
· La energía cinética promedio es proporcional a la temperatura absoluta.
· En el estado sólido, las fuerzas de Cohesión que mantienen unidas las partículas, son mucho mayores que las de Dispersión que las separan. Por esta razón, las partículas del sólido se mantienen dentro de una estructura tridimensional más o menos ordenada y la energía cinética se manifiesta como vibración alrededor de una posición promedio. Como resultado de lo anterior, los sólidos tienen forma y volumen propios, alta densidad y son difíciles de comprimir.
· En el estado líquido las fuerzas de cohesión entre partículas son sólo un poco más grandes que las de dispersión. Debido a ello, las partículas de líquido se mantienen próximas entre sí pero en desorden, en movimiento constante, deslizándose libremente, pero sin que la energía cinética alcance a separarlas. Debido a este comportamiento, los líquidos poseen volumen propio pero adquieren la forma del recipiente que los contiene, tienen densidad alta y también son difíciles de comprimir.
· En el estado gaseoso, las fuerzas de dispersión son más grandes que las de cohesión, las partículas son independientes unas de otras y se mueven en forma aleatoria. A presiones normales, la distancia entre partículas de gas es muy grande, sólo interactúan entre ellas cuando hay colisiones. Por esta razón, los gases no tienen forma ni volumen propios, adquieren los del recipiente que los contiene, presentan baja densidad y se pueden comprimir con facilidad. Debido a que poseen forma y volumen propios, sólidos y líquidos se conocen como fases condensadas.
Líquidos y gases se denominan fases fluidas o fluidos, debidoa la capacidad que tienen de moverse cuando se les aplica una fuerza.
Estructura de la Materia
Los modelos científicos tratan de explicar hechos observados. Los resultados de múltiples observaciones, llevaron a los científicos a proponer un modelo en el cual la materia está compuesta de muchas partículas diminutas. En la mayoría de las substancias, estas partículas se llaman moléculas.
· Una molécula es la mínima cantidad de materia que conserva las propiedades de una sustancia particular. A su vez, las moléculas están formadas por átomos.
· Los átomos son la mínima cantidad de materia que conserva las propiedades de un elemento químico particular.
Es frecuente utilizar los términos monoatómica, poliatómica, homoatómica y heteroatómica, para describir la composición atómica de las moléculas.
· Las moléculas monoatómicas están formadas por un solo átomo, por ejemplo los gases nobles Helio (He) y Neón (Ne).
· Las moléculas poliatómicas están formadas por dos o más átomos, por ejemplo Agua (H2O) Oxígeno (O2) y Glucosa (C6H12O6)
· Las moléculas homoatómicas están formadas por átomos iguales como en Oxígeno (O2) Cloro (Cl2) y Nitrógeno (N2).
· Las moléculas heteroatómicas están formadas por dos o más tipos de átomos como en cloruro de sodio (NaCl) alcohol etílico (C2H6O) y ácido nítrico (HNO3)
Clasificación de la Materia
En forma práctica, la materia se puede clasificar como heterogénea y homogénea.
· Se dice que la materia es heterogénea cuando no tiene propiedades uniformes en toda su extensión, debido a que está constituida por una mezcla de dos o más sustancias.
· En una mezcla los componentes conservan sus propiedades individuales y forman dos o más fases. Cuando la mezcla es estable, o sea que no se separa por si misma en un tiempo prolongado, se trata de un coloide, y si no lo es, entonces es una suspensión.
· La materia es homogénea cuando tiene propiedades uniformes en toda su extensión. Cuando la materia homogénea está formada por dos o más sustancias es una solución, y cuando está formada por una sola sustancia se trata de una sustancia pura.
· Si la materia es una sustancia pura, puede ser un elemento químico, que contiene moléculas homoatómicas, o un compuesto si está formada por moléculas heteroatómicas.
Símbolos de los Elementos Químicos
Los elementos químicos son materia pura formada por conjuntos de átomos que tienen todos, el mismo número atómico. A cada elemento químico se le asigna un símbolo derivado de su nombre.
La mayoría de los nombres están formados por una letra mayúscula seguida de una minúscula.
Algunos consisten sólo de una letra mayúscula. En forma temporal, se asignan símbolos de tres letras a los elementos para los cuales aún no existe un nombre oficial.
· Por una convención internacional, los símbolos de los elementos químicos se derivan de sus nombres en latín o griego; la mayoría son fáciles de recordar, porque se relacionan directamente con los nombres en español. Así se forman los símbolos de los cuatro elementos químicos más importantes en Bioquímica: Hidrógeno = H, Carbono = C, Nitrógeno = N y Oxígeno = O. (CHON)
· Los símbolos de los elementos más antiguos no se relacionan con facilidad con los nombres modernos, los más difíciles se resumen en la tabla siguiente, los resaltados en negritas son importantes para nuestro curso.
· Los compuestos se representan mediante fórmulas elaboradas con los símbolos de los elementos que los componen. El número de átomos de cada elemento en una molécula se indica mediante subíndices.
Elemento Símbolo Nombre Antiguo Elemento Símbolo Nombre Antiguo
Antimonio Sb Stibium (lat) Mercurio Hg Hydrargyrum (lat) Azufre S Sulfur (lat) Potasio K Kalium (lat) Oro Au Aurum (lat) Plata Ag Argentum (lat) Estaño Sn Stagnum (lat) Sodio Na Natrium (lat) Fósforo P Phosphoros (gr) Tungsteno W Wolfram (ale)
Composición de los Átomos. Partículas elementales ó fundamentales
El átomo es la mínima porción de materia que conserva las propiedades de un elemento químico.
A pesar de su nombre, el átomo está constituido por numerosas partículas llamadas subatómicas, que se organizan formando un núcleo con carga positiva, rodeado de una nube de carga negativa.
· Las partículas subatómicas más importantes para el estudio de la Química, al nivel que se requiere para el curso de Medicina son protones, neutrones y electrones. Las propiedades físicas de estas partículas se resumen en la tabla siguiente.
 partícula símbolo carga masa, kg masa, Dalton
 electrón eˉ –1 9.10953×10-31 0.000548
 protón p+ +1 1.67265×10-27 1.007276
 neutrón n 0 1.67495×10-27 1.008665
Los protones que tienen carga eléctrica positiva y los neutrones sin carga, se encuentran en el núcleo atómico y por eso se llaman nucleones. Son las partículas más pesadas y estables, que no varían en los átomos de un mismo elemento.
· Los electrones se encuentran formando la nube de carga negativa alrededor del núcleo y determinan las propiedades químicas de los átomos.
· En su estado basal todos los átomos son neutros porque tienen el mismo número de protones y electrones, pero esta situación puede cambiar cuando participan en reacciones químicas.
· El radio del átomo es de 10-10m, y el del núcleo atómico es de 10-14m.
· Dentro del núcleo, la repulsión electrostática tiende a separar los protones, las interacciones nucleares fuertes mantienen la integridad del núcleo.
· Las interacciones nucleares fuertes actúan en rangos de distancia de 10-14 m.
· La energía necesaria para romper el núcleo es millones de veces mayor que la necesaria para romper los enlaces químicos, por ello el núcleo se considera inerte en las reacciones químicas.
· Un elemento químico es el conjunto de átomos que tienen el mismo número atómico.
Unidad II
Estructura atómica. Núcleo
· El número atómico de un elemento es el número de protones en el núcleo de sus átomos.
· El número de nucleones en el átomo es su número de masa, que es un entero, diferente de la masa atómica relativa (peso atómico).
· La masa atómica relativa asignada a cada átomo se conoce como peso atómico. El peso atómico se mide en unidades de masa atómica (uma) también denominadas Dalton. Una unidad de masa atómica es igual a 1.66054 x 10-27 kg, que corresponde a la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo 12 del carbono, adoptado por convención como patrón de referencia para el peso atómico y al que se le asigna por definición el peso atómico de exactamente 12 Dalton.
· El peso atómico que aparece en la tabla periódica para un elemento químico, es un promedio que depende de la masa y abundancia de los isótopos naturales del elemento.
· Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones del núcleo, o sea, son átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa (o peso atómico).
· La mayoría de los elementos químicos naturales están formados por más de un isótopo. Si se conoce el porcentaje y la masa de cada isótopo, es posible calcular el peso atómico del elemento.
Para representar los isótopos se usa el símbolo del elemento correspondiente, el número atómico se escribe como superíndice y el peso atómico como subíndice, ambos a la izquierda del símbolo.
Isótopos Símbolo Abundancia Natural Peso (Dalton) Vida Media
carbono-12 12C 98.89% 12 (por definición) estable
carbono-13 13C 1.11%13.003354 estable
carbono-14 14C trazas 5730 años
carbono-15 15C mínimo 2.4 s
carbono-16 16C mínimo 0.74 s
· Las masas relativas de las moléculas o pesos moleculares se determinan sumando los pesos atómicos de los átomos que las forman.
Mol
El mol es la unidad del Sistema Internacional, empleada para medir la cantidad de sustancia. Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas partículas fundamentales (átomos, moléculas, iones, etc.), como átomos hay en exactamente 12 g del isótopo 12 del carbono. El número de átomos en dicha muestra es una constante conocida como el Número de Avogadro y su valor, hasta la cuarta cifra significativa es 6.022 x 1023.
· Debido a que el peso atómico es relativo, un mol de un elemento o compuesto es la masa en gramos igual al peso atómico del elemento o al peso molecular del compuesto.
· El concepto de mol puede aplicarse también a iones, partículas o cualquier otra forma de la materia que se desee cuantificar.
Tabla Periódica
Cuando se ordenan los elementos químicos según su número atómico, sus propiedades varían en forma periódica. Esta variación periódica, es la base para el acomodo que llamamos Tabla periódica de los elementos.
En la Tabla periódica, a cada elemento se le asigna una columna o familia de elementos y un renglón o periodo. Los elementos de una familia tienen propiedades semejantes, por ejemplo:
· Metales alcalinos (Primera Columna, Familia IA). Son metales suaves y sumamente reactivos.
Reaccionan con el agua liberando Hidrógeno. Forman cationes con carga +1.
· Metales alcalinotérreos (Segunda Columna, Familia IIA). Metales suaves y reactivos. Son abundantes en la corteza terrestre. Forman cationes con carga +2.
· Halógenos (Penúltima Columna, Familia VIIA). Elementos no metálicos, muy reactivos y peligrosos. Flúor y Cloro son gases de color verde-amarillo, Bromo es un líquido café muy volátil e Iodo es un sólido azul volátil. Forman aniones con carga -1.
· Gases Nobles (Última Columna, Familia 0). Gases monoatómicos que reaccionan con mucha dificultad, también se conocen como gases inertes
Además de periodos y familias, la tabla periódica está dividida en regiones o bloques de elementos:
Metales (azul), No Metales (amarillo) y Metaloides (violeta).
En el bloque de los metales se encuentran las familias IA y IIA, y también los Metales de Transición y las Tierras Raras.
· Los metales son sólidos (excepto el mercurio), duros y densos, tienen brillo metálico, son maleables (pueden formar laminas), dúctiles (pueden formar alambres), y buenos conductores del calor y la electricidad. Los metales de transición son menos reactivos que los metales alcalinos y alcalinotérreos, pero reaccionan con ácidos fuertes liberando Hidrógeno. Todos los metales reaccionan con los no metales cediendo electrones.
· Las tierras raras son los elementos que se encuentran en el anexo inferior de la tabla, los lantánidos en la fila superior y los actínidos en la inferior. Deben su nombre al hecho de que sus propiedades son muy similares.
· Los no metales presentan todos los estados físicos, pueden ser gases como Oxígeno y Nitrógeno, líquidos como el Bromo o sólidos como el Carbono. Son malos conductores del calor y la electricidad y muchos de ellos forman moléculas diatómicas. Cuando reaccionan con metales, ganan electrones, pero entre ellos los comparten.
· Los metaloides tienen propiedades variables, cuando reaccionan con metales, se comportan como no metales y frente a los no metales actúan como metales. Los metaloides son semiconductores de la electricidad, característica importante en la actualidad.
Algunos elementos no metálicos pueden existir en varias formas distintas llamadas Alótropos. Son muy conocidas las formas alotrópicas del Carbono (Amorfo, Grafito y Diamante), Oxígeno (O2 y Ozono, O3) y Fósforo (Rojo y Amarillo)
ORBITALES MOLECULARES
Estructura Atómica y Configuración Electrónica
Niels Bohr propuso una teoría para explicar la distribución de los electrones en los átomos (configuración electrónica) según la cual los electrones se mueven alrededor del núcleo atómico en órbitas circulares fijas, cambiando de órbita sólo cuando absorben o liberan energía. Este modelo fue modificado al descubrirse que no es posible determinar valores precisos para las órbitas de los electrones sino que la energía y localización de los electrones se puede describir en forma probabilística, en términos de niveles, subniveles y orbitales usando la Mecánica Cuántica.
La Mecánica Cuántica describe la energía y localización de un electrón mediante su ecuación de onda en la cual hay cuatro constantes llamadas Números Cuánticos. 
· El primer número cuántico llamado Principal (n) determina la distancia promedio al núcleo y la energía promedio ó nivel principal de energía del electrón, mientras más grande es n, más lejos está el electrón y mayor energía tiene. El número n sólo puede adquirir valores enteros positivos 1, 2, 3,... En ocasiones, en lugar de números, se usan letras para representar los valores de n: 1 = K, 2 = L, 3 = M, 4 = N, 5 = O, 6 = P, 7 = Q.
· El número cuántico secundario, azimutal o de momento angular orbital (l), puede tener valores enteros en el rango de 0 a n-1. El número de valores de l es igual al número de subniveles en que se divide el nivel principal. El valor de l también está relacionado con la energía de los electrones, a mayor valor, mayor energía. Por otro lado, describe la forma de las zonas del espacio en las cuales es más probable encontrar los electrones u orbitales de los subniveles, mientras mayor es valor de l más compleja es la forma del orbital. También se acostumbra representar los valores de l con letras: 1 = s, 2 = p, 3 = d, 4 = f, etc.
· El número cuántico magnético (m), determina la multiplicidad de los orbitales de un subnivel específico. Puede adquirir valores enteros desde –l hasta +l, incluido el cero. Los valores de m no se relacionan con la energía del electrón, más bien describen la orientación espacial y la simetría de los orbitales. El número de valores de m es igual al número de orbitales equivalentes en cada subnivel. Los valores de m para l mayor que cero, se suelen representar con los nombres de los ejes de coordenadas y planos cartesianos hacia los que se orientan: x, y, z, xy, x2-y2, etc.
· El cuarto número cuántico se llama de espín (ms o s) y describe las propiedades magnéticas del electrón. Sólo puede tener valores de +½ y ½ para representar los “giros” contrarios de los electrones apareados.
Los orbitales atómicos se representan empleando números para representar el nivel principal (número n), letras para representar los subniveles (número l) y letras como subíndices para la orientación en los ejes (número m) como se muestra en las figuras siguientes.
l = 1s l = 2px l = 3dxy l = 4fZX2-Zy2
Orbitales atómicos híbridos. Se forman cuando dos orbitales diferentes de un mismo átomo se mezclan (combinan o traslapan) y dan origen a una nueva zona de distribución de electrones, que tienen forma y energía diferentes a la de los orbitales que les dieron origen. En esta hibridación se produce un reacomodo de electrones de valencia en los nuevos orbitales, que permite a los elemento nuevas posibilidades de reaccionar con otros.
· En la hibridación de los orbitales no se gana ni se pierde energía, el número de electrones no varía y tampoco el número de orbitales.
En Química existen tres tipos de hibridación importantes llamadas: sp, sp2, y sp3
· Hibridación tipo sp. Se produce al combinarse un orbital s y un orbital p, obteniéndose dos orbitales híbridos sp nuevos, que poseen igual energía (mismo nivel energético), la misma orientación entre ellosy se rechazan entre sí al máximo, formando ángulos entre ellos de 180º y dan origen a enlaces sencillos sp 
La hibridación sp es la más sencilla y puede originar dos enlaces sencillos como en el Be para combinarse con dos átomos de Cl (Cl—Be—Cl) ó enlaces triples como en la molécula de N2 (N o N). Se presenta en alquinos y rara vez en compuestos de interés bioquímico.
· Hibridación tipo sp2. Se produce al combinarse un orbital s con dos orbitales (pX y pY), obteniéndose tres orbitales híbridos sp2 nuevos, los tres poseen igual valor de energía (mismo nivel energético) y se repelen entre sí al máximo, formando ángulos entre ellos de 120º. sp2
· 
Las cargas en los orbitales son de igual signo y se pueden originar enlaces dobles como en el enlace covalente doble de un átomo de Carbono con un átomo de Oxígeno (C=O) en un grupo cetónico ó carboxilo.
La hibridación sp2 se presenta en compuestos orgánicos de interés bioquímico, en elementos como el C, N, O. 
· Hibridación tipo sp3. Se produce al combinarse un orbital s con los orbitales pX, pY y pZ, originándose cuatro orbitales híbridos sp3, todos poseen igual energía (mismo nivel energético) y se repelen entre sí, formando un tetraedro regular con ángulos entre ellos de 109.5º. sp3
La hibridación sp3 origina únicamente un enlace entre cada par de átomos, como cada uno de los que se forman en:
· La molécula de CH4, entre el carbono y cada uno de los hidrógenos.
· La molécula de NH3, entre el nitrógeno y cada uno de los hidrógenos.
· La hibridación sp3, se presenta en casi todos los compuestos de interés bioquímico.
Orbitales moleculares ó de enlace. En las moléculas los electrones se localizan en orbitales llamados moleculares, que se forman al combinarse orbitales atómicos de átomos diferentes, originándose un orbital nuevo, cuya forma y orientación también son diferentes. Al orbital molecular también se le considera como la zona de energía que envuelve a los núcleos atómicos y a los electrones que forman el enlace.
· Orbital molecular Sigma (enlace Ϭ ) Se forma por el traslape axial entre dos orbitales atómicos puros ó híbridos, formándose enlaces covalentes sencillos ó simples. Los traslapes se pueden formar entre orbitales: s-s, s-p, s-sp, s-sp2.
· Por ejemplo en el caso del gas H2, los orbitales s (de forma esférica) de cada uno de los H, se traslapan formando enlace covalente sencillo y un nuevo orbital 
· Orbital molecular Pi (enlace π ) Se forma por el traslape lateral entre dos orbitales atómicos de tipo p puros ó híbridos, formándose enlaces covalentes dobles ó triples. Por ejemplo en el caso del gas eteno C2H4, los orbitales p (de forma ovoide) de cada uno de los C, se traslapan formando enlace covalente doble y un nuevo orbital π
· Los enlaces π y Ϭ se encuentran en todo los compuestos orgánicos.
La descripción detallada de los valores de los cuatro números cuánticos para cada electrón es la llamada Configuración Electrónica del átomo. 
La configuración electrónica de los primeros átomos se puede obtener siguiendo las tres reglas básicas del
· Principio Aufbau Los orbitales se llenan de menor a mayor energía, cuando se añade un nuevo electrón a un átomo, este ocupará el orbital con el nivel de energía más bajo posible.
· Principio de Exclusión de Pauli. En un átomo cualquiera, no pueden existir dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales.
· Regla de Hund. No se formarán pares de electrones en ningún orbital, mientras existan orbitales vacíos con la misma energía.
La configuración electrónica se puede representar de varias formas:
· En la forma desarrollada, se describen cada orbital mediante números y letras, y se indica el número de electrones como superíndice o mediante flechas que representan el espín de los electrones.
Desarrollada
C 1s2, 2s2 2px 1,2py 1,2pz
En la forma abreviada se puede usar el símbolo de un gas noble para representar los electrones internos y desarrollar solo los electrones de las últimas capas.
Abreviada
C He: 2s2, 2p2
En el diagrama de Lewis, en el que se representan sólo los electrones de valencia como puntos o cruces, alrededor del símbolo del elemento.
H
H C H
H
Las reglas que determinan la configuración electrónica, dan como resultado la repetición de los arreglos electrónicos en los niveles de valencia de los átomos. Los elementos que presentan propiedades químicas semejantes, tienen el mismo número y tipo de electrones en sus niveles de valencia. Esta característica es tan importante, que los elementos químicos también se clasifican según el tipo de subnivel que ocupan sus electrones de valencia. Los orbitales tienen formas geométricas variadas que pueden ser calculadas con la ayuda de ecuaciones matemáticas. Para nuestro estudio, nos basta conocer los orbitales “s” y “p”.
Orbitales s:
Orbitales p
Px: Py: Pz:
Los Orbitales d y f tienen formas más complejas que sería difícil representar en papel, pero existen modelos tridimensionales que permiten su fácil interpretación. Para la formación de orbitales se debe tener en cuenta los enlaces covalentes, tenemos los siguientes tipos de orbitales moleculares:
a) Orbitales sigma (): son uniformemente simétricos en torno del eje intermolecular, la línea que pasa por los centros de los átomos enlazados.
b) Orbitales pi (): No son simétricos en torno del eje internuclear, pero es simétrico a un plano que contiene ese eje.
Primer caso: Molécula de hidrogeno (H2)
1H: 1s1 (un electrón sin par en s)
 + Conclusión:1 (s – s )
Segundo caso: Molécula de fluor (F2)
9F:1s2 2s22p5pxpypz(un electrón sin par en p)
 py
 px
pz + 
Conclusión:1 (p – p )
Tercer caso: Molécula de ácido fluorhídrico (HF)
1H:1s1
9F:1s2 2s22p5
 + 
Conclusion:1 (s – p )
Cuarto caso: Molécula de ácido sulfhídrico (H2S)
1H:1s1
16S:1s2 2s2 2p6 3s23p4
 + + 
 Conclusión: 2 (s – p )
Quinto caso: Molécula de oxigeno O2
8O:1s2 2s22p4 
 + 
	
 Conclusión:1 (p – p )
 1
Sexto caso:Molécula de nitrógeno N2
7N:1s2 2s22p3 
 +
Conclusión: 1 (p – p )
2 
ACTIVIDADES
1-Demostrar la formación de orbitales moleculares en las siguientes moléculas, siendo dados los números atómicos Cl=17 ; H=1 ; N=7 ; Br=35 ; O=8 ; I=53 ;S=16
a)Cl2
b)HCl
c)NH3
d)HBr
e)H2O
f)O2
g)I2
Unidad III
Enlaces Quimicos
3- Enlaces Químicos e Interacciones moleculares
3.1- Enlaces químicos. Definición y Tipos
Enlaces Químicos. Formación de moléculas.
Una molécula está formada por dos o más átomos que se mantiene unidos por interacciones llamadas
Enlaces Químicos. Las moléculas pueden tener diversos tipos de enlaces químicos.
· Si un átomo cede un electrón a otro átomo, entonces se forma un enlace iónico.
· Si los átomos comparten electrones, entonces el enlace es covalente.
La poca reactividad de los gases nobles, condujo a los químicos a la conclusión de que su configuración electrónica debe ser estable. Con excepción del Helio, estos elementos, tiene 8 electrones en su último nivel de energía, por esta razón, la tendencia de los átomos al reaccionar para igualar la configuración electrónica de los gases nobles se conoce como 
Regla del Octeto
	Estudios revelan que solamente los gases nobles (He, Ar, Kr, Xe, y Rn), en condiciones ambientes poseen átomos estables aislados, esto es, no unidos a otros átomos.
	Para entender cómo funcionan los enlaces químicos entre átomos, comenzaremos analizando la electrosfera de los gases nobles:
	Gas noble
	K
	L
	M
	N
	O
	P
	Helio
	2
	
	
	
	
	
	Neón
	2
	8
	
	
	
	
	Argón
	2
	8
	8
	
	
	
	Kriptón
	2
	8
	18
	8Xenón
	2
	8
	18
	18
	8
	
	Radón
	2
	8
	18
	32
	18
	8
	Al contrario de todos los otros elementos, los gases nobles presentan el último nivel con ocho electrones, a excepción del Helio, que presenta solo dos electrones. Esto indica que tener una electrosfera igual al de un gas noble hace que un átomo quede estable.
	En 1916, Willian Kossel y Gilbert Lewis propusieron, independientemente, una teoría para explicar el enlace entre átomos, conocido como Regla del octeto que afirma:
	“Un átomo estará estable cuando su último nivel de energía posee ocho electrones (o dos, en el caso del nivel K).Los átomos no estables se unen a otros para adquirir la configuración electrónica de un gas noble”.
	La unión entre átomos es llamada de enlace químico. Estudiaremos tres maneras por las cuales los átomos se unen para adquirir estabilidad: enlace iónico, covalente y metálico.
· Un átomo puede alcanzar la configuración con ocho electrones en su último nivel si gana o pierde electrones.
· Al ganar o perder electrones los átomos se convierten en partículas cargadas llamadas iones.
· Los iones con carga positiva se llaman cationes y los de carga negativa aniones.
· Las atracciones iónicas resultan de la fuerza de atracción electrostática entre dos grupos ionizados de carga opuesta, como carboxilo (-COO-) y amino (-NH3 +). En agua, estos enlaces son débiles.
Valencia
La carga de los iones se denomina electrovalencia, y es igual a su número de oxidación. Iones de carga contraria se agrupan, en relaciones constantes que dependen de la cantidad de cargas positivas y negativas de cada ion, para formar los compuestos iónicos.
· En las fórmulas de los compuestos iónicos se escribe el número mínimo de cada átomo, necesario para lograr que el número de cargas positivas sea igual al de cargas negativas.
· Los nombres de los compuestos bi-iónicos se forman añadiendo al nombre del no metal un sufijo relacionado con su electrovalencia (-uro, -ato, -ito, etc.), seguido del nombre del metal, con un sufijo que también indica su electrovalencia (-ico, -oso, etc.).
Anión Nombre Catión Nombre sistemático Nombre común
H- Hidruro Fe2+ Fierro (II) ión ferroso
F- Fluoruro Fe3+ Fierro (III) ión férrico
Cl- Cloruro Cu+ Cobre (I) ión cuproso
Br- Bromuro Cu2+ Cobre (II) ión cúprico
I- Yoduro Hg2
2+ Mercurio (I) ión mercuroso
O2- Óxido Hg2+ Mercurio (II) ión mercúrico
S2- Sulfuro Pb2+ Plomo (II) ión plumboso
Electronegatividad
Los elementos que tiene electronegatividad elevada como los no metales y los halógenos, tiene
poca tendencia a perder electrones y cuando se combinan entre sí, alcanzan la configuración de
gases nobles compartiendo electrones.
· Los pares de electrones compartidos se localizan en zonas de probabilidad electrónica específicas llamadas orbitales moleculares, que ejercen atracción sobre los núcleos de los dos átomos que los están compartiendo. La fuerza que mantiene unidos los átomos que comparten electrones es un enlace covalente.
· La fuerza con que los átomos unidos por enlaces covalentes atraen los electrones se llama electronegatividad.
Las fórmulas de Lewis son muy útiles para representar la forma como se comparten los electrones, pero las moléculas covalentes se pueden representar de muchas formas.
Tipos de enlaces
Los pares de electrones de enlace se pueden compartir de manera homogénea, o pueden ser atraídos con más fuerza por uno de los átomos que enlazan. 
· Los pares electrónicos compartido en forma desigual dan lugar a la formación de enlaces covalentes polares. El grado de polaridad de los enlaces está determinado por la diferencia de electronegatividad entre los átomos; mientras mayor es la diferencia, mayor es la polaridad del enlace.
· Los enlaces covalentes polares, hacen que en las moléculas se formen cargas pequeñas, también llamadas Cargas Parciales, que pueden ser positivas (+) y negativas (-). Cuando las cargas parciales están distribuidas en forma simétrica la molécula es no polar. Si la distribución es asimétrica la molécula es polar.
Los nombre de los compuestos covalentes binarios se forman usando el nombre del elemento más electronegativo seguido de la terminación -uro, y después el nombre del elemento menos electronegativo con el sufijo -ilo. Para indicar el número de cada tipo de átomo en la molécula del compuesto se usan prefijos en griego.
La forma de muchas moléculas se puede predecir usando la teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (VSEPR). En forma simplificada, esta teoría establece que los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central de una molécula, se repelen entre sí debido a su carga eléctrica, y tratan de maximizar la distancia que los separa. El acomodo que resulta define la forma de la molécula.
· Algunas moléculas covalentes se pueden representar mediante dos o más fórmulas electrónicas equivalentes. Las moléculas que presentan esta propiedad se dice que tienen resonancia.
Interacciones Débiles
· Además de los enlaces iónicos y covalentes, se conocen otras fuerzas que mantienen las sustancias en estado sólido o líquido. Estas interacciones débiles incluyen los enlaces metálicos, puentes de Hidrógeno, fuerzas de van der Waals e interacciones hidrófobas.
· El tipo de interacción predominante en una sustancia se puede inferir a partir de sus puntos de fusión y ebullición.
· Los enlaces no covalentes y otras fuerzas débiles son importantes en la estructura de las moléculas biológicas.
· Los átomos de elementos metálicos tienen baja electronegatividad y comparten sus electrones de valencia en forma deslocalizada.
· El enlace metálico resulta de la atracción entre los átomos y los electrones deslocalizados por todos los átomos del cristal. La deslocalización de los electrones explica las propiedades típicas de los metales.
· Los enlaces de Hidrógeno o puentes de Hidrógeno se forman por la atracción electrostática entre un átomo electronegativo (O ó N) y un átomo del Hidrógeno unido en forma covalente a un segundo átomo electronegativo.
 NHOC OHOC
 Las interacciones de van der Waals son fuerzas de atracción de corto alcance, que se dan entre grupos químicos en contacto. Son debidas a desplazamientos momentáneos de los electrones compartidos.
· Las interacciones hidrófobas, hacen que grupos no polares como los hidrocarburos, se asocien entre sí, cuando se encuentran en ambiente acuoso.
· Los enlaces o interacciones débiles, cuando son múltiples, pueden causar interacciones fuertes. El reconocimiento biológico depende de una estructura tridimensional que permita múltiples interacciones débiles entre las moléculas.
Reacciones Químicas
El metabolismo de los seres vivos es un conjunto de transformaciones moleculares o reacciones químicas. Las reacciones químicas implican el rompimiento y/o formación de enlaces químicos, debido a que se transfieren o comparten electrones. 
· Las reacciones químicas se pueden representar mediante ecuaciones en las que las substancias que se combinan, llamadas reactivos y las que se forman, llamadas productos, se representan escribiendo sus fórmulas, separadas con flechas que indican la dirección de la reacción.
3.2-Enlace iónico
	Ocurre cuando hay transferencia de electrones, es decir, cuando un átomo pierde electrones y otro gana electrones.
	Tomaremos como ejemplo átomos neutros de los elementos sodio y cloro:
11Na:1s2 2s2 2p6 3s1			17Cl:1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
No están estables, pues no tienen 8 electrones en el último nivel.
	La estructura de Lewis,utiliza o X para representar a los electrones de valencia, así tenemos:
Na + Cl Na+ Cl- NaCl
Cátion anión
 Fórmula electrónica Fórmula molecular
Los iones Na+ y Cl- poseen cargas eléctricas opuestas, por lo tanto, se atraen mutuamente. Esa atracción mantienea los iones unidos, formando una sustancia muy conocida, la sal de cocina, representada por la fórmula NaCl.Esta unión es llamada de enlace iónicoo electrovalente. 
Vamos a observar más un ejemplo:
*Unión entre calcio (2A) y fluor (7A):
Ca + F Ca+2 F CaF2
Cátion anión 
 F 
 Fórmula electrónica
Propiedades de los compuestos iónicos
a) Son sólidos, cuando puros en condiciones ambiente de presión y temperatura.
b) Altos puntos de fusión y ebullición.
c) No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero sí al estado líquido.
ACTIVIDADES
1-Completo los espacios en blanco 
a) Enlaces químicos son formados en la tentativa de que los átomos adquieran 		 electrones y se asemejen a los elementos conocidos como					
b) Átomos de metales tienen tendencia a			 electrones, transformándose en 		.Átomos de no metales tienen tendencia a 			 electrones, transformándose en 			.El enlace iónico se forma por la 			 entre 			 y 			
2-Indico la fórmula más probable del compuesto resultante de la unión entre los elementos indicados.Justifico con el uso de las estructuras de Lewis:
a) 19K y 8O 
b) 13Al y 16S
c) 11Na y 35Br
d) 12Mg y 16S
3-Un elemento X de la familia 2A se combina con un elemento Y de la familia 5A . Se pregunta:
a) ¿Cuál es la fórmula del compuesto formado? Demuestra la estructura de Lewis. 
b) ¿Cuál es el catión y cuál el anión?
4- Escribo las propiedades de los compuestos iónicos.
5-¿Cuál es la fórmula del compuesto resultante de la unión de los elementos 16X e 20Y?
6- El elemento X se une a un átomo Y de número atómico igual a 20 por enlace iónico.El elemento X ¿es un metal o no metal?
7- La configuración electrónica de dos elementos X e Y terminan, respectivamente, en 2p4 y 3p1. ¿Cuál es la fórmula del compuesto iónico formado por ellos?
3.3-Enlace covalente
	En este tipo de enlace los electrones son compartidos, de manera que cada átomo adquiera la estabilidad de los gases nobles.Pueden ser simples, dobles o triples.
	Este tipo de enlace ocurre entre no metales y entre el hidrogeno con un no metal
	Veamos algunos ejemplos:
*Molécula del cloro
 Cl Cl ClCl Cl2
Fórmula electrónica Fórmula estructural Fórmula molecular
*Molécula del oxigeno
 O OOO O2
 Fórmula electrónica Fórmula estructural Fórmula molecular
*Molécula del ácido clorhídrico (HCl)
 H Cl H Cl HCl
 Fórmula electrónica Fórmula estructural Fórmula molecular
	En el enlace covalente, al contrario de lo que ocurre en el iónico, ninguno de los participantes desea donar electrones. Asi, los elementos que forman enlaces covalentes son los no metales. 
Enlace covalente coordinado
	Consideremos el compuesto de fórmula molecular SO2, un contaminante atmosférico común en las grandes ciudades. Estudios llevaron a los químicos a concluir que sus moléculas pueden ser representadas de la siguiente manera:
 O S O O O S O SO2
Fórmula electrónica Fórmula estructural Fórmula molecular
	Como podemos ver, uno de los enlaces fue formado de una manera un poco diferente del enlace covalente normal, este tipo de enlace se llama enlace covalente coordinado, en el cual uno de los átomos entra con dos electrones para compartir y el otro con ninguno. Este tipo de enlace es representado por una flecha.
Algunas excepciones de la regla del octeto
	Algunas moléculas no obedecen la regla del octeto como por ejemplo BeF2, BF3, el primero tiene 4 electrones de valencia y el segundo tiene 6. 
	Tres excepciones más interesantes a la regla del octeto son los compuestos NO, NO2 y ClO2, cuyos átomos aparecen con número impar de electrones de valencia. Estos tres compuestos presentan alta tendencia a reaccionar químicamente, transformándose en compuestos más estables.
Propiedades de los compuestos moleculares
a) Se presentan en los tres estados: sólido, líquido y gaseoso a temperatura ambiente.
b) Presentan puntos de fusión y ebullición bajos.
c) No conducen la corriente eléctrica en ningún estado. 
ACTIVIDADES
 
1-Represento las fórmulas electrónicas y estructurales de los compuestos que presentan las fórmulas moleculares indicadas:
a) CH4 			f) H2S
b) NH3				g) HCN
c) PCl3				h) SO2
d)CHCl3			i) CO2
e) HBr				j) SO3
(Siendo: C=6 ; H=1 ; N=7 ;P=15 ; Cl=17 ;Br=35 ;S=16 ;O=8) 
2-Dos elementos uno del grupo 4A y el otro del grupo 7 A forman un compuesto. ¿cuál es la fórmula del compuesto formado?
3-Justifica cada una de las frases a seguir, por medio de las fórmulas electrónicas y estructurales:
a)En el H2CO3, existe un átomo de oxigeno unido al carbono por un doble enlace.
b)En el H2SO3 existe un átomo de oxigeno unido al azufre por un enlace covalente coordinado.
c) En el HNO3 existen tres átomos de oxigeno unidos directamente al átomo de nitrógeno. Uno de ellos forma enlace covalente simples, otro enlace doble y el tercero enlace covalente coordinado.
4-Escribe las propiedades de los compuestos moleculares.
3.3.1-Geometria Molecular y Polaridad
	Para determinar la geometría de una molécula, usamos la teoría de la repulsión de los pares electrónicos de los electrones de valencia que propone la siguiente secuencia:
1ºPaso: Escribe la fórmula electrónica de la sustancia y cuenta cuantos pares de electrones existen alrededor del átomo central. Entiende como par de electrones:
-Un enlace covalente simples, doble, triple o coordinado.
-Par de electrones no usado en el enlace.
2ºPaso: Escoge la disposición geométrica que distribuya esos pares de electrones asegurando la máxima distancia entre ellos.
	Número de pares de electrones
	2
	3
	4
	Distribución escogida
	Segmento de recta
	Triangulo equilátero
	Tetraedro
3ºPaso: Apesar de que los pares de electrones son los que determinan la distribución geométrica alrededor del átomo central, la geometría molecular es una expresión de la posición relativa de los núcleos de los átomos presentes en la molécula.
	Para entender mejor, analizaremos los siguientes ejemplos:
	Fórmula molecular
	1º Paso
	2º Paso
	3º Paso
	p.e. p.m. F.I
	
HCl
	**
H* *Cl**
**
	Toda molécula biatómica es linear
	
Linear
	p.e. : polar
p.m.: polar
F.I.: 
	
CO2
	
2 pares
	
Segmento de recta
	
Linear
	p.e. :
p.m.: 
F.I.:
	
H2CO
	
3 pares
	
Triángulo equilátero
	
Trigonal plana
	p.e. :
p.m.: 
F.I.:
	
SO2
	
3 pares
	
Triángulo equilátero
	
Angular
	p.e. :
p.m.: 
F.I.:
	
CH4
	
4 pares
	
Tetraedro
	
Tetraédrica
	p.e. :
p.m.: 
F.I.:
	
NH3
	
4 pares
	
Tetraedro
	
Piramidal
	p.e. :
p.m.: 
F.I.:
	
H2O
	
4 pares
	
Tetraedro
	
Angular
	p.e. :
p.m.: 
F.I.:
	
Átomos de diversos elementos químicos presentan diferentes tendencias para atraer electrones.
	Se denomina electronegatividad a la capacidad que los átomos de un determinado elemento posee para atraer electrones. A seguir tenemos la variación de electronegatividad:
F > O > N = Cl >Br> I = S = C > P = H > METALES
Polaridad de enlaces 
	Conclusión:
-Un enlace será polar cuando los átomos que se unen por enlace covalente tienen electronegatividades diferentes.
-Un enlace será apolar cuando los átomos que se unen por enlace covalente tienen la misma electronegatividad.
	La polaridad de una molécula con más de dos átomos depende del vector momento del dipolo resultante ( ).Si se anula la molécula es apolar si es diferente de cero la molécula es polar. Este se representa por una flecha y es orientado del más negativo para el positivo.
Polaridad de moléculas 
	La polaridad de una molécula depende de la geometría molecular:
*Geometría linear
-Átomos iguales: apolar Ej.:H2
-Átomos diferentes: polar Ej.:HF*Geometría angular
-Siempre polar
*Geometría piramidal y Trigonal plana
-Siempre polar
*Geometría Tetraédrica
-Cuatro átomos iguales unidos al átomo central: apolar. Ej.:CH4
-Tres iguales y uno diferente unido al átomo central: polar. Ej.:CH3Cl
	Fuerzas intermoleculares
	Son fuerzas que mantienen unidas las moléculas en estado sólido y líquido. Son fundamentalmente de tres clases:
a) Dipolo-dipolo o dipolo permanente: ocurre en moléculas polares.
b) Puentes de hidrogeno: ocurre cuando el hidrogeno se une a F, O, N
c) Dipolo-inducido o de London: ocurre en moléculas apolares y en los gases nobles.
ACTIVIDADES
1-Respondo 
a) ¿A qué se llama electronegatividad?
b) ¿Cómo se forma un enlace polar? Y un apolar?
c) ¿Cuándo una molécula es polar y cuando es apolar?
d) ¿Qué son fuerzas intermoleculares?
e) Define cada clase de fuerzas intermoleculares
2-Indico el tipo de fuerza intermolecular que hay en los siguientes compuestos:
a)H2O					
b)CH4			
c)PH3
d)CH3Cl
e)Ar
3-Completo el siguiente cuadro:
	
Sustancia
	
Fórmula
Electrónica 
	
Geometria molecular
	Polaridad de enlace y molécula
	
Fuerza intermolecular
	
O2
(O=6 A)
	
	
	
	
	
PH3
(P=5 A;H=1 A)
	
	
	
	
	
HI
(H=1 A;I=7 A)
	
	
	
	
	
NH3
(N=5 A;H=1A)
	
	
	
	
	
CF4
(C=4 A;F=7 A)
	
	
	
	
	
H2O
(H=1 A;O=6 A)
	
	
	
	
	
BCl3
B=3 A ;Cl=7 A 
	
	
	
	
	
CO2
C=4 A ; O=6 A
	
	
	
	
	
HF
H=1 A ; F=7 A
	
	
	
	
Reactivos + Productos
· Antes de la fórmula de cada producto y reactivo, se escribe un número o coeficiente tal que el número de átomos de cada elemento en las fórmulas de los reactivos, sea igual al número de átomos correspondiente en los productos. Este balance de ecuaciones, debe satisfacer la Ley de la Conservación de la Materia.
Las reacciones químicas se clasifican en: reacciones de óxido-reducción o redox, y no redox.
Dentro de estas categorías hay subdivisiones: eliminación, adición, substitución simple, y substitución doble.
· Las reacciones Redox son aquellas en las cuales los reactivos sufren procesos de Oxidación y Reducción. La oxidación y reducción se indican usando el cambio en el número de oxidación.
Los números de oxidación de los elementos se asignan empleando reglas simples.
· En los compuestos iónicos, el número de oxidación es igual a la valencia del ion.
* En un enlace covalente, el número de oxidación del átomo más electronegativo es negativo (- 1) y el del menos electronegativo es positivo (+1); si son átomos iguales, es cero.
* El número de oxidación de un átomo que forma varios enlaces covalentes es igual a la suma de los números de los enlaces individuales que forma.
* Una sustancia se oxida cuando el número de oxidación de alguno de los elementos que la forman se hace más positivo, y se reduce cuando se vuelve más negativo.
* En las reacciones de eliminación o descomposición, un reactivo forma dos o más productos.
Las reacciones de eliminación pueden ser redox o no redox.
· En las reacciones de adición, también llamadas combinaciones o síntesis, dos o más reactivos se unen para formar un solo producto. Las reacciones de adición pueden ser redox o no redox.
· En las reacciones de substitución simple o desplazamientos simples, un elemento reacciona con un compuesto y substituye o desplaza a otro que sale del compuesto. Todas las reacciones de substitución siempre son redox.
· Las reacciones de substitución doble se caracterizan porque dos compuestos intercambian elementos. Las reacciones de substitución doble siempre son no redox.
· Muchas substancias solubles en agua al disolverse se disocian, liberando los iones que las constituyen. En las ecuaciones de las reacciones en que intervienen compuestos ionizados, se pueden representar reactivos y productos usando fórmulas completas, o usando la lista de todos los iones que forman reactivos y productos, o mostrando únicamente los iones que realmente reaccionan.
Se llama reactivo limitante, aquel cuya cantidad determina la máxima cantidad de productos que se puede formar. La masa de productos que se obtienen después de una reacción, con frecuencia es menor que el máximo posible teóricamente. El rendimiento de una reacción es el cociente que resulta de dividir la cantidad de producto que se forma en realidad, entre la cantidad que en teoría debía formarse, expresado en por ciento.
Reacción química
	Es un proceso químico en el cual unas sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otras nuevas sustancias, denominadas productos. Ej:
HCl + NaOH NaCl + H2O
Reactivos Productos
Ecuación química
	Es la representación de una reacción química por medio símbolos y fórmulas.
Clases de reacciones
Combinación o síntesis: Ocurre cuando se unen dos o más sustancias para formar una sola sustancia, cuyas moléculas son el resultado de una regulación de los átomos de los reactivos. Una ecuación general de este tipo es :
 A+ B AB
Las sustancias A y B pueden ser elementos o compuestos; AB siempre será un compuesto.
Descomposición o análisis: Se presenta cuando a partir de un compuesto se producen dos o más sustancias. Su ecuación general es:
 AB A+ B
Desplazamiento o sustitución: En este tipo de reacciones, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto. Su ecuación general es:
 A + BC AC + B
De intercambio o doble sustitución: En éstas generalmente participan dos compuestos iónicos, que se encuentran en solución acuosa. Su ecuación general es:
 AB + CD AC + BD
Equilibrio de ecuaciones
Método de ensayo y error
Para el balanceo de ecuaciones por el método de ensayo y error se deben seguir los siguientes pasos , salvo algunas excepciones:
1-Equilibrar los metales (si los hay)			2-Equilibrar los no metales (si los hay)
3-Equilibrar el hidrogeno				4-Equilibrar el oxigeno
ACTIVIDADES
1-Clasifico y equilibro las siguientes ecuaciones químicas por el método de ensayo y error:
a) Al(OH)3 Al2O3 + H2O 
b)H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O
c) KClO3 KCl + O2
d) Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr
e) C3H8 + O2 CO2 + H2O
f) ZnCO3 + H3PO4 Zn3(PO4)2 +H2O
g) Fe(SO4)3+ Mg Mg(SO4) + Fe
h) Cu3As2 + I2 CuI2 + As4
Método de óxido reducción (redox)
Reacciones redox: Son reacciones que implican transferencia de electrones, o sea hay cambios en los números de oxidación de los átomos al reaccionar.
Número de oxidación: Está determinado por el número de electrones que gana o pierde un átomo durante una reacción química. Es la carga formal que se le asigna a un átomo.
Oxidación: Se aplica a todo proceso en que una sustancia cede electrones a otra, sea o no oxigeno. Implica en un aumento en el número de oxidación.
Reducción: Se aplica a todo proceso en que una sustancia gana electrones de otra. Implica en una disminución en el número de oxidación.
Agente oxidante: Es la sustancia o o elemento que sufre reducción.
Agente reductor: Es la sustancia o elemento que sufre oxidación.
Reglas para determinar el número de oxidación
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.
1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre es cero. Por ejemplo: Cl20.; O20
2. El  número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1).Por ejemplo:HNO2-2 , Na2O2 -1
3. El número de oxidación del hidrogeno es +1 , excepto en los hidruros metálicos , en los cuales su número de oxidación es -1.Por ejemplo:H2+1S , NaH-1
4. El número de oxidación para algunos elementos es:
Nox +1:Li – Na – K – Rb – Cs – Fr –Ag 
Nox +2: Ca – Ba – Ra – Sr –Be – Mg – Zn
Nox+3:Al
En compuestos binariossiempre que se encuentre a la derecha de la fórmula
Nox – 1:Cl – Br – I – F 
Nox– 2: S – Se – Te
Nox – 3: N – P – As – Sb
Nox – 4:C
5. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero.Por ejemplo:
H+1ClX O4-2
1 + x -8 = 0
x= 8 – 1 
x=7 
6.Cuando se trata de un ión poliatómico  es una partícula cargada que contiene más de un átomo , Por ejemplo: (CxO3-2)-2
x – 6 = -2
x = 6 – 2
x= 4
7. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el número de oxidación es +2)
Para equilibrar una ecuación por el método redox se siguen los siguientes pasos:
· Se determina el Nox de cada elemento que participan en la reacción.
· Se establece cuáles átomos sufren variación en su Nox.
· Se establece el agente oxidante y agente rewductor.
· Se determina la variación total del Nox , que servirá como coeficiente del agente oxidante y reductor de forma intercambiada.
· Se equilibra por el método de ensayo y error.
Ejemplo:Equilibrar por el método de óxidoreducciòn la ecuación:
KClO3 + KI + H2O KCl + I2 + KOH
ACTIVIDADES
I-Equilibrar por el método de redox las ecuaciones siguientes:
a)As2S5 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3AsO4 + NO
b) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
c) PbO +NH3 Pb + N2 + H2O
d) I2+ HNO3 HIO3 + NO + H2O
e) MnO4-1 + NO2-1 + H+1 Mn+2 + NO3-1 + H2O 
f) PH3+ KMnO4+H2SO4 KHSO4 + MnSO4 + H3PO4 + H2O
g)Cr2O7-2 + H+1 + Cl-1 Cr+3 + H2O + Cl2
QUÍMICA ORGÁNICA
La química orgánica estudia las sustancias de origen natural o sintético que contienen carbono.
	Los compuestos orgánicos están constituidos, generalmente, por unos pocos elementos, entre los cuáles los principales son carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. En menor proporción se hallan el cloro, bromo, yodo, azufre, fosforo, arsénico y flúor.
FUENTES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
a) Petróleo es la primera fuente de compuestos orgánicos, sus principales derivados son la gasolina, aceites, lubricantes, así como materia prima en la síntesis de colorantes, polímeros, medicamentos, etc.
b) Carbón es la principal materia prima tradicional y la segunda fuente de compuestos orgánicos.
c) Organismos animales y vegetales a partir de estos se obtienen vitaminas, hormonas y alcaloides.
d) Residuos vegetales y animales mediante la fermentación de melazas y mostos se obtienen alcoholes, ácidos, entre otros; por destilación de la madera se obtiene ácido acético, acetona y alcohol metílico.
e) La síntesis orgánica es la obtención de un compuesto a partir de procesos químicos.
CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS
	Estos compuestos presentan características comunes que permiten distinguirlos de los compuestos inorgánicos:
a) En los compuestos orgánicos el carbono forma enlaces covalentes. Los compuestos inorgánicos, en cambio, presentan una naturaleza iónica.
b) Puntos de fusión y ebullición bajos debido a su formación mediante enlaces covalentes. Presentan gran solubilidad en solventes orgánicos y baja o nula en el agua.
c) Sus reacciones por ser moleculares son lentas y transcurren a temperaturas no muy elevadas. En los compuestos inorgánicos las reacciones son más rápidas.
d) Son combustibles y casi todos los compuestos se descomponen a temperaturas inferiores a los 300 ºC.
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO DE CARBONO
Las propiedades fundamentales del carbono son:
a) Tetra Valencia: el carbono forma cuatro enlaces covalentes que pueden ser simples, dobles o triples. Ejemplos:
 H3C —CH3		H2C = CH2		 HC ≡CH
		 Simples		 Doble 		 Triple
b) Estabilidad de los enlaces: por el reducido volumen del átomo de carbono los enlaces covalentes son fuertes y estables, lo que permite la formación de cadenas con número de átomos de carbono ilimitado.
HIBRIDACIÓN DEL ÁTOMO DE CARBONO
	Cuando el átomo de carbono está en el estado fundamental, es decir, cuando la distribución electrónica se presenta con el átomo en estado libre 6C: 
 1s2 2s2 2p2
	Cuando el carbono está excitado, sus cuatro electrones de valencia se hallan disponibles para formar enlace dado que se encuentran despareados:
	La excitación del átomo de carbono es simultánea con una reestructuración en las características energéticas de los electrones que permite una alteración en la forma y orientación de los orbitales, s p, por cuanto los electrones están en continuo movimiento en los orbitales.	
	La hibridación del átomo de carbono se realiza en tres formas, dependiendo del tipo de compuesto que se va formar:
a) Hibridación tetraedral o sp3: su denominación indica que en su formación participaron 1 orbital s y 3 orbitales p, lo que permite la formación de enlaces covalentes simples.
b) Hibridación trigonal o sp2: su denominación indica que en su formación participaron 1 orbital s y 2 orbitales p, lo que permite la formación de enlaces covalentes dobles.
c) Hibridación diagonal o sp: su denominación indica que en su formación participaron 1 orbital s y 1 orbital p, lo que permite la formación de enlaces covalentes triple.
ORBITALES MOLECULARES
a) Orbitales sigma (): son uniformemente simétricos en torno del eje intermolecular, la línea que pasa por los centros de los átomos enlazados. En enlaces simples son orbitales sigmas ocupadas por dos electrones. Los orbitales sigma se forman por orbitales hibridados o sin hibridación s, p, sp, sp2 y sp3
b) Orbitales pi (): No son simétricos en torno del eje intranuclear, pero es simétrico a un plano que contiene ese eje. El segundo trazo del doble enlace y los trazos segundos y tercero del triple enlace en la fórmula representan cada uno un orbital pi.
ACTIVIDADES
1- ¿Qué estudia la química orgánica?
2- ¿De qué elementos están constituidos los compuestos orgánicos?
3- Escribo sobre las principales fuentes de compuestos orgánicos
4- ¿Cuáles son las características de los compuestos orgánicos?
5- Describo las propiedades fundamentales del átomo de carbono
6- Explico:
a) Cuándo el átomo de carbono está en estado fundamental
b) Cuándo el átomo de carbono está en estado excitado
7- ¿Cuáles son las formas de hibridación de átomo de carbono?
8- Defino orbital sigma y orbital pi.
9- Predigo la hibridación de cada átomo y la cantidad de orbitales sigma y pi en los siguientes compuestos:
a) — C — C — C = C — C — N — 
b) — C — C — C — N — 
c) H — C — C — C C — C — I — 
d) H — C — C = C — Cl
e) H — C — C = C — C — C — H
g) — C = C — C = C — C — C
CLASIFICACIÓN DE CARBONOS
	Primario 
	Un carbono es primario se está unido solo a un átomo de carbono.
	
Los dos átomos de carbono son primarios
	Secundario
	Si está unido a dos átomos de carbono.
	
El átomo de carbono central es secundario.
	Terciario 
	Si está unido a tres átomos de carbono.
	
El átomo de carbono (3) é terciario.
	Cuaternario
	Se está unido a cuatro átomos de carbono.
	
El átomo de carbono (3) é cuaternario.
  		Para facilitar utilizamos la siguiente notación:
Primario
Secundario
Terciario
Cuaternario *
Ejemplos:
 C 		C
C CC			CC-- CCCC		C C
			 				 C C
ACTIVIDADES
1-Clasifica los carbonos de las siguientes cadenas carbónicas:
a) C CCC= C
 C 
b) C CCCCCC
 C C
c) C C= C CCC
d) C CCCCCCC
 C
e) C CC
f)C = C C
g) C — C — C
 C — C 
h)C C
2-Representa cadenas que contenga las siguientes clases de carbonos:a) Dos primarios y un secundario
b) Cuatro carbonos secundarios
c) Seis primarios, dos secundarios, un terciario y un cuaternario 
d) Dos carbonos primarios
e) Un primario , tres secundarios , un terciario 
HIDROCARBUROS
Son compuestos constituidos exclusivamente por carbono e hidrógeno.
Pueden ser:
a) Acíclicos: Son hidrocarburos de cadenas carbonadas abiertas. Existen dos tipos de cadenas abiertas:
-Cadenas lineales: los átomos de carbono pueden escribirse en línea recta.
Ejemplo:
-Cadenas ramificadas: están constituidas por dos o más cadenas lineales enlazadas. La cadena lineal más importante se denomina cadena principal; las cadenas que se enlazan con ella se llaman radicales.
Ejemplo:
b) Cíclicos:Son hidrocarburos de cadenas carbonadas cerradas, formadas al unirse dos átomos terminales de una cadena lineal. Las cadenas carbonadas cerradas reciben el nombre de ciclos.
Ejemplo:
Existen hidrocarburos policíclicos, constituidos por varios ciclos unidos entre sí.
Ejemplo:
 Los hidrocarburos correspondientes se llaman, respectivamente, alcanos, alquenos y alquinos.
HIDROCARBUROS SATURADOS, PARAFINAS O ALCANOS
Se llaman hidrocarburos saturados o alcanos los compuestos constituidos por carbono e hidrógeno, que son de cadena abierta y tienen enlaces simples.
Alcanos de cadena lineal
Su fórmula empírica es CnH2n+2, siendo n el número de átomos de carbono. Forman series homólogas, conjuntos de compuestos con propiedades químicas similares y que difieren en el número de átomos de carbono de la cadena.
Ejemplo:
La nomenclatura orgánica solo depende del número de carbono que contiene la molécula, así tenemos:
	Número de carbonos
	Prefijo
	1
	Met
	2
	Et
	3
	Prop
	4
	But
	5
	Pent
	6
	Hex
	7
	Hept
	8
	Oct
	9
	Non
	10
	dec
Según las normas IUPAC, para nombrar los alcanos lineales se consideran dos casos:
Los cuatro primeros compuestos reciben los nombres siguientes:
Los compuestos siguientes se nombran utilizando como prefijos los numerales griegos que indican el número de átomos de carbono de la cadena, añadiéndoles la terminación ano, que es genérica y aplicada a todos los hidrocarburos saturados (de ahí el nombre de alcanos).
Ejemplos:
Los compuestos siguientes de la serie se llaman tetradecano (14), pentadecano (15), hexadecano (16), heptadecano (17), octadecano (18), nonadecano (19), eicosano (20), eneicosano (21), docosano (22), tricosano (23), tetracosano (24)..., triacontano (30)..., tetracontano (40), etc.
Radicales univalentes de los hidrocarburos lineales saturados
Los radicales son grupos de átomos que se obtienen por pérdida de un átomo de hidrógeno de un hidrocarburo.
Los radicales derivados de los alcanos por pérdida de un átomo de hidrógeno de un carbono terminal se nombran sustituyendo la terminación anoporiloilo.
Se prefiere la terminación ilo cuando se considera el radical aislado; la terminación ilse usa cuando el radical está unido a una cadena carbonada.
Ejemplos:
Y así sucesivamente. 
Para nombrar un radical ramificado como éste, 
 CH3
 CH3—CH2—CH—CH2— CH2
Se considera que hay un grupo metilo unido a la cadena del radical, y para señalar el número que corresponde al átomo de carbono al que está unido, se numera la cadena más larga, asignando el número 1 al átomo de carbono que ha perdido el átomo de hidrógeno. Dicho número, llamado localizador, se escribe delante del nombre del radical, separado de él por un guión.
Ejemplo: En el caso indicado anteriormente, el grupo metilo podría estar de las formas que indicamos a continuación y sus nombres serían los siguientes:
Existen unos radicales con nombres tradicionales admitidos por la IUPAC. Son, entre otros, los siguientes:
Obsérvese que los prefijos iso y neo forman parte del nombre, mientras que los prefijos sec (de secundario: el carbono 1 está unido a dos carbonos) y terc (de terciario: el carbono 1 está unido a tres carbonos) son localizadores literales, es decir, desempeñan el papel de números. 
Por esta razón, los prefijos iso y neo no se separan del resto del nombre por medio de un guión y sí los prefijos sec y terc, que se escriben, además, en letra cursiva.
Si los nombres de los radicales que se citan tuvieran que ir con mayúscula, se escribirían así: Isobutilo, Neopentilo, sec-Pentilo y terc-Pentilo.
Alcanos de cadena ramificada
Según las normas IUPAC, para nombrar alcanos de cadena ramificada se procede de la forma siguiente:
• Se elige como cadena principal la que contenga el mayor número de átomos de carbono.
• Se numera la cadena elegida de un extremo a otro, de tal forma que se asignen los números más bajos a los carbonos que posean cadenas laterales. Los radicales se nombran delante de la cadena principal por orden alfabético, o por orden de posición.
Ejemplos:
Observemos que:
• Primero numeramos la cadena principal, empezando la numeración según el criterio indicado.
• Si al numerar la cadena principal, empezando por cualquiera de sus extremos, los sustituyentes están en los mismos números, se asigna el localizador menor a la primera cadena lateral que se cita en el nombre.
• Los localizadores se escriben delante del nombre del radical, separados de él por un guión.
• Sólo se pueden acumular localizadores que se refieren a radicales idénticos. En este caso, los localizadores se separan entre sí y los nombres de los radicales llevan los prefijos di, tri, tetra, etc.
• Los radicales se nombran en orden alfabético o de posición, figurando en último lugar el nombre de la cadena principal.
Si los nombres de los radicales que se citan tuvieran que ir con mayúscula, se escribirían así: Isobutilo, Neopentilo, sec-Pentilo y terc-Pentilo.
En este caso se pueden elegir tres cadenas de igual número de átomos de carbono; cuando esto ocurre, se elige como cadena principal la que tenga mayor número de cadenas laterales. Por tanto, la numeración y el nombre serán:
En los radicales sencillos (no ramificados) no se tienen en cuenta los prefijos multiplicativos para el orden alfabético*. En el caso anterior nos fijamos en but y en met, prescindiendo del di.
Los radicales complejos (ramificados) se nombran según el orden alfabético, teniendo en cuenta en dicho orden los prefijos multiplicativos de los radicales complejos. Éstos se escriben poniéndolos entre paréntesis.
En este caso existen tres cadenas con el mismo número de carbonos (9) e igual número de radicales (5); elegimos como cadena aquella cuyos sustituyentes posean localizadores más bajos:
Cadena (a): numeración de localizadores empezando por la izquierda: 2, 3, 5, 6,7.
Cadena (b): numeración empezando por la derecha abajo: 2, 4, 5, 6, 7.
Cadena (c): numeración empezando por la izquierda: 2, 3, 5, 6, 8.
Elegimos, por tanto, la cadena (a).
* Para la ordenación alfabética, tampoco se tienen en cuenta los prefijos que se escriben en letra cursiva, tales como secyterc.
ACTIVIDADES
1-Escribe la fórmula de los siguientes alcanos:
a) 3 metil hexano
b) 4 etil, 2,4-dimetil octano
c) Butano
d) 4 propil- heptano
e) 3,5 dietil-nonano
f) etano
g) 4 etil 2,3,5- trimetil decano
h) metano
i) hexano
j) 2 metil 3 etil 4 propil octano
2-Nombra correctamente los siguientes alcanos:
. CH3
a) H3C CCC — CH3
 H H2 H2
 H H2 H2 C H3
b) H3C C C — CCCCH3
 C2H5 H H2
 H2 H2 H2 H2
c) H3C C—C CCCH3
 H H2 C2H5 H2 H2
d) H3 C CCCC—C CCH3
 C H3 CH3 H2 
e) H3C CH3
 H2
f) H3C C CH3
 CH3
g)H3 C CCCC CH3
 H2 H H2 H2
HIDROCARBUROS CON DOBLES ENLACES, OLEFINAS O ALQUENOS
Son hidrocarburos que presentan uno o más dobles enlaces entre los átomos de carbono. 
La fórmula general, para compuestos con un solo doble enlace,