Capitulo 1

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Unidad temática I 
 
1.- Base molecular de la materia viva. 
La materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene una masa. Los 
estados de la materia son: sólido, líquido y gaseoso. Los sólidos tienen formas y volumen 
definidos. Los líquidos tienen volumen definido pero su forma es indefinida toman la forma 
del recipiente que lo contiene. Los gases no tienen forma ni volumen definido, estos 
ocupan cualquier espacio cerrado en donde se encuentren. 
Las sustancias es lo que constituye la materia, generalmente la materia podría tener 
dos o más sustancias, pero existen dos tipos importantes de sustancias: los elementos 
atómicos y los compuestos. 
Los elementos atómicos no se pueden transformar en sustancias más simples, 
ejemplo: el Oxígeno, el Carbono, el Hidrogeno, el agua no es un elemento, pues se puede 
descomponer en Hidrogeno y Oxígeno, en una tabla periódica se puede apreciar que existen 
más de cien elementos atómicos. 
 En una formula química se pude apreciar que elementos están presentes en una 
sustancia y en que relación están sus átomos, para construirlas a cada elemento se le ha 
asignado un símbolo atómico que consta de una a dos letras, entre los más comunes están: 
Na Sodio Ni Niquel Al Aluminio Sn Estaño 
K Potasio Ca Calcio Au Oro Pt Platino 
Li Litio Ba Bario Bi Bismuto Ir Iridio 
Ag Plata Mg Magnesio N Nitrogeno C Carbono 
Cs Cesio Sr Estroncio B Boro Si Silicio 
Rb Rubidio Mn Manganeso P Fosforo 
H Hidrogeno Zn Zinc As Arsénico 
Cl Cloro Hg Mercurio Sb Antimonio 
Br Bromo Ra Radio I Yodo 
Cu Cobre F Flúor Cd Cadmio 
Pb Plomo Fe Hierro O Oxigeno 
S Azufre Se Selenio Te Teluro 
 
Para entender la Bioquímica es necesario tener bases fundamentales de Química 
Inorgánica y Química Orgánica ciencias que estudian las estructuras de las sustancias de 
tipo inorgánico y orgánico así como sus composiciones y la capacidad que tienen de 
transformarse en otras. 
Los estudiantes que ingresan a una Licenciatura de Ciencias de la Salud y que no 
han llevado un curso de Química en el bachillerato tienen dificultad para reconocer las 
estructuras de las macromoléculas que forman parte de los componentes biológicos, esto 
dificulta la comprensión de la asignatura de Bioquímica, por lo que se requiere reforzar los 
conocimientos previos necesarios para que los estudiantes tengan un resultado positivo en 
su nivel de aprendizaje, debido a lo anterior este capítulo se enfoca a analizar la 
composición de los compuestos inorgánicos como: Ácidos, Sales y Bases debido a que 
forman parte de soluciones reguladores en los organismos vivos en donde las 
concentraciones adecuadas dan un equilibrio electrolítico y sus variaciones pueden afectar 
nuestra salud. 
Para iniciar este tema debemos recordar cómo está compuesta la estructura del 
átomo, no se puede hablar de macromoléculas cuando no se conoce que son los átomos, 
veamos un poco de historia acerca de esta serie de descubrimientos importantes realizados 
hacia finales del siglo XIX que dejó claro que el átomo no era una partícula de materia 
sólida e indivisible. 
John Dalton (1766-1844) un científico Ingles en 1808 público su teoría atómica 
basándose en una serie de experiencias científicas de laboratorio: 
- La materia está formada por átomos que son partículas indivisibles e indestructibles. 
- Todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales en masa y 
propiedades, pero diferentes de los átomos de cualquier otro elemento. 
- Los compuestos se forman por combinaciones de átomos de diferentes elementos. 
 
En 1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen profesor de la Universidad 
de Würzburg haciendo experimentos con los rayos catódicos y observo que cuando ellos 
chocan contra una lámina de Platino con una inclinación de 45o surgían los rayos X, se dio 
cuenta al trabajar con fluorescencia que los rayos podían atravesar la materia. El recibió el 
premio Nobel de Física en 1901. 
En 1897, el físico inglés Joseph J. Thomson descubrió el electrón, una partícula con 
una masa muy inferior a la de cualquier átomo, dedujo que los rayos catódicos no estaban 
cargados ni eran átomos sino fragmentos de átomos o partículas subatómicas a las que 
nombro electrones. 
En 1896, el físico francés Antoine Henri Becquerel comprobó que determinadas 
sustancias, como las sales de Uranio al colocarlas sobre una placa fotográfica en una zona 
oscura comprobó que esa placa se ennegrecía. Las sales de Uranio emitían una radiación 
capaz de atravesar papeles negros y otras sustancias opacas a la luz ordinaria, generaban 
rayos penetrantes de origen misterioso esa nueva propiedad de la materia se denominó 
radiactividad. 
En 1896 Bequerel descubrió que los compuestos de Uranio producen ciertas 
radiaciones que atraviesan con gran facilidad las hojas de Estaño y son capaces de imprimir 
las placas fotográficas. 
En 1903 compartió el premio nobel de física con el matrimonio de científicos 
franceses Pierre y Marie Curie ellos aportaron una contribución adicional a la comprensión 
del origen atómico de la radioactividad y el descubrimiento de dos elementos químicos el 
Polonium y el Radium. Los esposos Curie siguieron los estudios de Bequerel y 
descubrieron el metal radio el cual al desintegrarse se desprendían 3 clases de rayos: Rayos 
alfa (a), Rayos Beta (b) y Rayos gama (g). Como resultado de las investigaciones del 
físico-químico Neozelandés Ernest Rutherford, se demostró que el uranio y algunos otros 
elementos pesados, como el Torio o el Radio emiten tres clases diferentes de radiación, 
inicialmente denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Las dos primeras, 
formadas por partículas eléctricamente cargadas, se denominan actualmente partículas alfa 
y beta respectivamente. Posteriormente se comprobó que las partículas alfa son núcleos de 
helio y las partículas beta son electrones. Estaba claro que el átomo se componía de partes 
más pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados como ondas 
electromagnéticas, similares a los rayos X, pero con menor longitud de onda. Se halló que 
la radioactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos, lo que le valió 
ganar el Premio Nobel de Química en 1908. A él se debe un modelo atómico con el que 
probó la existencia del núcleo atómico en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda 
la masa del átomo. 
Para Ernest Rutherford el modelo atómico puede resumirse de la siguiente manera. 
• El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva que contiene casi 
toda la masa del átomo. 
• Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en orbitas circulares. 
• La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga 
positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. 
El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos 
profundizar en el átomo, se vio que consistía principalmente en un espacio vacío. 
Rutherford no solo explico cómo está organizado el átomo, sino que cálculo también su 
tamaño tiene un tamaño del orden de 10 -10 m y el de su núcleo 10-14, el hecho de que el 
núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran 
cantidad del espacio vacío en la organización atómica de la materia, el centro de ese 
espacio se encuentra el núcleo. Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada 
en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte 
del átomo, se movían en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica 
positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es 
igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es 
neutro. 
Al inicio de la década de 1930 James Chadwick quien fuese alumno de Rutherford, 
descubrió lapresencia de una partícula sin carga de masa aproximadamente igual a la del 
protón, la cual fue llamada neutrón comprobando la hipótesis de su profesor sobre la 
existencia de dicha partícula. 
El modelo atómico planteado por Rutherford tenia ciertas conceptos que hacían dudar 
de su veracidad según la física clásica un cuerpo con carga en movimiento liberaría energía 
por lo cual el electrón iría perdiendo energía en su movimiento circular alrededor del 
núcleo, lo que conllevaría a que, en un determinado momento, la fuerza de atracción 
electrostática entre el núcleo y el electrón provocaría que este último se precipitara contra el 
núcleo destruyendo el átomo. 
Cuando los elementos se combinan para formar compuestos algunos electrones de los 
átomos de los elementos se reacomodan respecto al núcleo atómico, hay que entender que 
los electrones de un átomo no se encuentran dentro del núcleo, están fuera pero muy cerca. 
El número de electrones que como se sabe son de carga negativa es igual también al 
número de protones con carga positiva e igual al número atómico de un átomo lo que le 
confiere una carga neutra. 
Los electrones de un átomo no están en el espacio cercano a su núcleo, están confinados 
en patrones definidos; el arreglo especifico de los electrones alrededor del núcleo se llama 
configuración electrónica de los átomos, cuando se conoce esto se puede comprender más 
las propiedades químicas de un elemento. 
De las disposiciones de los electrones en el átomo dependen casi todos las propiedades 
físicas y químicas del mismo, en cambio de la estructura del núcleo define la masa del 
elemento o su peso atómico y sus propiedades radioactivas. 
Los átomos de las diferentes sustancias se diferencian exclusivamente de la cantidad y 
distribución de los protones, neutrones y electrones. 
Niels Bohr un físico danés ganador del premio nobel de física en el año 1922, partía 
conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las ideas sobre cuantización que 
habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. 
Bohr propuso en 1913 un modelo que se basó en el átomo de Hidrógeno para hacer el 
modelo que lleva su nombre. Describió el átomo de Hidrogeno con un protón en el núcleo 
y girando a su alrededor un electrón. En este modelo los electrones giran en orbitas 
concéntricas alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible o la órbita 
más cercana al núcleo. El electromagnetismo dice que una partícula cargada moviéndose 
de forma circular emitiría energía, por lo que los electrones se colapsarían sobre el núcleo 
en poco tiempo. Por lo que supuso que los electrones solamente se podían mover en orbitas 
específicas, cada una de las cuales caracterizaba un nivel energético diferente, cada orbita 
la identifico mediante números enteros n que toma valores desde uno en adelante, este 
número n recibe el nombre de número cuántico principal, Bohr propuso dos postulados: 
El primer postulado dice que los electrones están encerrados en lo que llego a llamarse 
estados de energía permisibles llamados también niveles energéticos, los más bajos son sitios 
más estables que los estados más altos, por lo que cada estado de energía permisible o nivel 
energético en un átomo corresponde a un valor de energía diferente. 
El segundo postulado de Bohr establece que mientras los electrones de los átomos 
permanecen en los estados de energía permisibles, el átomo no irradia ni absorbe ninguna 
energía asociada con el movimiento de los electrones. 
La cantidad exacta de energía que se emite cuando un electrón pasa de un estado 
energético alto a uno con menor energía se llama cuanto de energía y algunas veces fotón 
de energía. Para ayudar a entender a la gente este postulado Bohr hizo una analogía, 
represento los electrones de un átomo con movimiento rápido alrededor del núcleo 
siguiendo ciertas trayectorias llamadas órbitas, semejantes a los planetas que también giran 
en órbitas alrededor del sol. El modelo atómico de Bohr se conoce como sistema solar, la 
imagen del átomo como sistema solar ya no es aceptada, pero sus dos postulados 
fundamentales aún están firmemente arraigados a la teoría atómica. 
Peso y número atómico. 
El peso atómico de un átomo es el número de veces que ese átomo contiene el peso 
unidad, siendo el peso unidad el peso de un protón o el de un neutrón, el peso atómico será 
entonces la suma de protones y neutrones contenidos en el núcleo atómico. De lo anterior 
podemos deducir que el número de protones de un átomo es igual a su número atómico. El 
número de electrones de un átomo es igual al número de protones que a la vez es igual al 
peso atómico menos el número atómico. 
Ejercicio. Calcula el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes 
elementos. 
Elemento No. atómico Masa atómica Protones Electrones Neutrones 
Aluminio (Al) 13 27 
Estroncio (Sr) 38 88 
Bromo (Br) 35 80 
Silicio (Si) 14 28 
Cobre (Cu) 29 64 
1.2.2. Configuración electrónica por orbitales K, L, M, N, O, P, Q 
Actualmente se dice que los electrones giran alrededor del núcleo siguiendo 
trayectorias variables, de modo que parecen formar una nube, sin embargo, en el estudio 
elemental de la química es mejor considerar que los electrones se localizan en cada uno de 
los niveles de energía o capas. Un átomo de hidrogeno solo tiene 1 nivel de energía, mientras 
el átomo de Uranio tiene 7 niveles de energía. 
Por conveniencia las 7 capas de electrones o niveles de energía se designan con 
letras. El nivel más cercano al núcleo es K, el siguiente es L y así sucesivamente hasta Q. 
El máximo número posible de electrones en cada nivel es el doble del cuadrado de su 
número. 
De acuerdo con la Ley de Ridberth, el número máximo de electrones es igual a 2n2, 
donde n es el número del nivel de energía. 
Primer nivel de Energía K= 2 x 1 = 2 Segundo nivel de Energía L= 2 x 2 = 
8 
Tercer nivel de Energía M= 2 x 3 =18 Cuarto nivel de Energía N= 2x4= 32 
Esta regla no se aplica para calcular el número de electrones en los niveles de energía 
superiores y tiene excepciones: 
Quinto nivel de energía O= Numero variable . 
Sexto nivel de energía P= Numero variable 
Séptimo nivel de energía Q= Ocho electrones como máximo. 
Para la distribución de los electrones en los distintos niveles de energía existen los 
siguientes postulados. 
1. El número máximo de electrones en cada nivel es: K=2, L= 8, M=18, N=32. 
2. El nivel exterior o de máxima energía de un átomo no puede contener más de ocho 
electrones 
3. El nivel penúltimo de energía de un átomo no puede contener más de 18 electrones 
4. El nivel exterior o de máxima energía no puede contener más de dos electrones si el 
anterior o penúltimo no ha alcanzado su máximo dentro de los límites impuestos por los 
postulados uno y dos. 
Ejercicios: 
*Helio (He)=2 *Neón (Ne)=10 *Argón(Ar)=18 *Criptón 
(Kr)=36 
 K K L K L M K L M N 
O 2 O2 8 O2 8 8 O 2 8 18 8 
* 
Xenón(Xe)= 54 Hidrogeno (H)=1 Litio (Li)=3 Sodio (Na)=11 
 K L M N K K L K L M 
O 2 8 18 8 O 1 O 2 1 O 2 8 1 
 
Rubidio (Rb)=37 Magnesio (Mg) Plata (Ag)=47 Mercurio(Hg)=80 
 K L M N O K L M N O P K L M N O K L M 
N O P 
O 2 8 18 8 1 O 2 8 18 32 18 2 O 2 8 18 18 1 O 2 8 18 32 18 2 
 
Radio (Ra)= 88. Bismuto (Bi) = 83 Oro (Au) = 79 Potasio (K)= 19 
 K L M N O P Q K L M N O P K L M N O P K L M N 
O 2 8 18 32 18 8 2 O 2 8 18 32 18 5 O 2 8 18 32 18 1 O 2 8 8 1 
 
Concepto de valencia. Es el número de electrones ganados o perdidos por un átomo durante 
un cambio químico. Es la capacidad de un átomo para combinarse con otros.Gases nobles o Inertes. Sus capas o niveles de energía están completos, es decir contienen 
8 electrones a excepción del Helio que contiene 2. Estos elementos son He, Ne, Ar, Rr Xe, 
como tienen una configuración estable carecen de valencia. 
Metales. Se consideran a aquellos elementos cuyos átomos tienen 1, 2 o 3 electrones en su 
capa externa, los cuales representan el número de sus valencias positivas y las ceden al 
formar compuestos. Los metales son los donadores de electrones. 
No metales. Son los elementos que tienen 5,6 o 7 electrones en la última capa de sus 
átomos. Las valencias que les corresponde son; -3,-2 o-1 o sea los electrones que pueden 
aceptar para completar 8 al constituir los compuestos. Los no metales son receptores de 
electrones. 
Elementos metálicos agrupados según la valencia: 
Valencia +1 Valencia+2 Valencia+3 Valencia+4 
Na Ni Al Sn 
K Ca Au Pt 
Li Ba Bi Ir 
Ag Mg 
Cs Sr 
Rb Mn 
 Zn 
 Hg 
 Ra 
 Cu 
 Cd 
 Pb 
 Fe 
 
Elementos no metálicos agrupados según la valencia: 
 
Valencia -1 Valencia-2 Valencia-3 Valencia-4 
H O N C 
Cl S B Si 
Br Se P 
I Te As 
F Sb (antimonio) 
 
1.3. Division de los componentes inorganicos 
Los cuerpos inorganicos han sido divididos en cinco funciones que son: a) Acidos, 
b) Sales, c) Bases o Hidróxidos, d) Anhidridos, e) Oxidos. 
1.3.1. Ácidos 
Resultan de la combinacion de un no metal con el Hidrogeno o de un nometal con 
el Hidrogeno y el oxigeno. Los acidos inorganicos se dividen en acidos Hidraxidos y 
acidos Oxacidos. (acido tambien se define como una sustancia que por electrolisis dejan 
libres los iones de Hidrogeno). 
1.3.1.1. Ácidos Hidrácidos 
Resultan de la combinación binaria de Hidrogeno con no metal. Se nombran 
haciendo seguir la palabra acido el nombre apocopado del no metal terminado en hídrico. 
Existen excepciones cuando reacciona el Hidrogeno con el Oxigeno se forma el agua, 
cuando reacciona con el Nitrógeno se forma amoniaco y cuando reacciona con el Carbono 
el Metano. 
1a. familia 2a. familia 3a. familia 4a. familia 
HCl (ác. Clorhídrico) H2O (agua) H3N (amoniaco) H4C (metano) 
HBr (ác. Bromhídrico) H2S ác. (Sulfhídrico) H3B (ác. Borhídrico) H4Si (ác. silishídrico) 
HI (ác. Iodihídrico) H2Se ác. (Selenhídrico) H3P ác. (Fosfihídrico) 
HF (ác. Fluorhídrico) H2Te ác. (Telurhídrico) H3As (ác. arsenhídrico) 
 H3Sb (ác. antimonhídrico) 
1.3.1.2. Ácidos Oxácidos 
Son los compuestos que poseen por nucleo un no metal, ademas de Hidrogeno y 
Oxigeno por lo tanto son ácidos terciarios. 
Nomenclatura. Para la escritura de los ácidos oxácidos no existen reglas fijas o definidas. 
 
1a. Familia 
HClO ácido hipocloroso HIO ácido hipoyodoso HBrO ácido hipobromoso 
HClO2 ácido cloroso HIO2 ácido yodoso HBrO2 ácido bromoso 
HClO3 ácido clorico HIO3 ácido yodico HBrO3 ácido bromico 
HClO4 ácido perclorico HIO4 ácido peryódico HBrO4 ácido perbromico 
 
2a. Familia 
H2 SO3 ácido sulfuroso H2 S 2O3 ácido tiosulfurico 
H 2SO4 ácido sulfurico H2 S 2O4 ácido hidrosulfuriso 
H 2SeO3 ácido selenioso H2 S 2O5 ácido disulfuroso 
H 2SeO4 ácido selenico H2 S 2O7 ácido pirosulfurico 
H 2TeO3 ácido teluroso H2 S 2O8 ácido persulfurico 
H 2TeO4 ácido telurico 
 
Serie tionica: 
H2 S2 O6 ácido ditionico 
H2 S3 O6 ácido tritionico 
H2 S4O6 ácido tetrationico 
H2 S5 O6 ácido pentationico 
 
3a. Familia. 
HNO ácido hiponitroso H3SbO2 ácido hipoantimonioso 
HNO2 ácido nitroso H 3Sb O3 ácido antimonioso 
HNO3 ácido nitrico H 3Sb O4 ácido antimonico 
H3BO 3 ácido borico H 4Sb O7 ácido piroantimonico 
HBO2 ácido metaborico 
H2B4O 7 ácido tetraborico 
 
HPO3 ácido metafosforico H3AsO 2 ácido hipoarsenioso 
H3PO2 ácido hipofosforoso H3 As O3 ácido arsenioso 
H3PO3 ácido fosforoso H3AsO4 ácido arsenico 
H3PO4 ácido fosforico 
H4P2O7 ácido pirofosforico 
 
4a. Familia 
H2CO3 ácido carbonico 
H2 Si O3 ácido metasilisico 
H4SiO4 ácido ortosilisico 
 
1.3.2. Sales 
Son los cuerpos que resultan de la sustitucion de los hidrogenos basicos de los 
acidos por metales, se dividen en: Halogenas y Anfigenas. 
 
1.3.2.1.-Sales Halogenas 
 Resultan de la sustitución de los hidrogenos de los acidos hidraxidos por metales. 
Se dividen en Sales halogenas neutras y Sales halogenas acidas. 
Sales Halogenas neutras. Se forman cuando se sustituyen totalmente los hidrogenos de 
los acidos hidraxidos por metales. Por lo tanto son combinaciones binarias de metal y no 
metal. 
Para nombrarlos se hace seguir el nombre apocopado del no metal la terminación uro, 
seguido de la preposicion de y por ultimo el nombre del metal. 
Escritura de las sales halogenas neutras. Para escribirlas se pone el simbolo del metal 
seguido por el no metal y se permutan las valencias persistiendo como subindices si son 
indivisibles. 
Ejemplos: 
Teluro de Bismuto Bi2Te3 
Cloruro de Sodio NaCl 
Bromuro de Calcio CaBr2 
Yoduro de Aluminio Al I3 
Fluoruro de Estaño Sn F4 
Sulfuro de Potasio K2 S 
Seleniuro de Bario Ba2 Se2 
Antimoniuro de Cobre Cu3Sb2 
 
Ejercicios. Escribe sus formulas: 
1. Bromuro de Zinc 
2. Fosfuro de Hierro 
3. Siliciuro de Litio 
4. Antimoniuro de Manganeso 
5. Teluro de Aluminio 
Sales halogenas ácidas. 
Se nombran con el nombre apocopádo del no metal terminado en uro seguido de la 
palabra acido, la preposicion de y el nombre del metal. Cuando un mismo acido puede 
dar lugar a varias sales, para distinguirlas entre si se les nombra con no metal terminado 
en uro seguido por el nombre del metal terminado en ico, adicionando un prefijo que 
indique el numero de atomos de hidrogeno sustituidos. Para escribirlas es necesario 
referirse al acido correspondiente. Un ácido hidráxido cualquiera puede generar tantos 
radicales como subindices de sus hidrogenos menos uno. Asi en el caso de los siliciuros 
acidos de platino se tendran tres radicales. 
Ejemplo: 
Escribir todas las sales que se generen del Siliciuro ácido de Platino. 
H4Si 
-H3Si Pt (H3Si)4 Siliciuro monoplatinico 
=H2Si Pt2 (H2Si)4 Siliciuro diplatinico 
ºHSi Pt3 (HSi)4 Siliciuro triplatinico 
Ejemplo con el otro tipo de nomenclatura cuando el ácido solo tiene dos hidrogenos: 
Seleniuro ácido de Bismuto 
H2Se 
-HSe Bi3(Hse)1 
Ejercicios. Escribe las siguientes formulas: 
1. Seleniuro acido de Iridio+4 
2. Fosfuro bicalcico+2 
3. Arseniuro monoaurico+3 
4. Siliciuro biargentico+1 
5. Antimoniuro bipotasico+1 
1.3.2.2.-Sales Anfigenas. 
Resultan de la sustitución de los hidrogenos de los acidos oxacidos por metales. Se 
dividen en Sales anfigenas neutras, anfigenas ácidas y anfigenas basica. 
Sales anfígenas neutras 
Resultan de la sustitucion total de los hidrogenos de los ácidos oxácidos por metales. 
Se nombran según la terminacion del ácido, si termina en ico, la sal terminara en ato , si 
termina en oso la sal terminara en ito. Ejemplo: 
La sal Hipoclorito se deriva del ácido Hipocloroso . 
Tiosulfato (sal) se deriva del ác. Tiosulfúrico . 
Ejemplos de sales anfigenas neutras: 
Tiosulfato de Sodio H2S2O3 Na2 S2O3 
Persulfato de Estaño. H2S2O8 Sn2 (S2O8)4 
Pirofosfato de Bismuto H4P2O7 Bi4(P2O7)3 
Nitrato de Plata HNO3 AgNO3 
Pentationato de Iridio. H2S5O6 Ir2(S5O6)4 
Fosfato de Platino H3PO4 Pt3(PO4)4 
Carbonato de Calcio H2CO3 Ca2 (CO3) 2 
Sales Anfigenas ácidas. 
Resultan de la sustitución parcial de los hidrogenos de los ácidos oxácidos por 
metales. Se nombran intercalando la palabra acido entre el nombre de la sal y la 
preposición de seguido del metal, un ácido puede dar una o mas sales y para nombrarlos 
se siguen las mismas reglas de las halogenas ácidas. Para escribir la formula de las sales 
anfigenas es necesario referirse al ácido correspondiente: Un ácido cualquiera genera 
tantos radicales hidrogenados como el subindice de sus hidrogenos menos uno. 
Ejemplo: 
Sulfato ácido de Calcio+2. 
H2 SO4 
-HSO4 Ca(HSO4)2 
Fosfato monoaluminico+3 
H3PO4 
-H2PO4 Al(H2PO4)3Pirofosfato triestroncico+2 
H4P2O7 
-H3P2O7 
=H2P2O7 
≡HP2O7 Sr3(HP2O7)1 
Pirofosfato triaurico+3 
H4P2O7 
-H3P2O7 
=H2P2O7 
≡HP2O7 Au3(HP2O7)3 
Metasilicato ácido de Cadmio+2 
H2SiO3 
-HSiO3 Cd(HSiO3)2 
Sales Anfígenas Básicas 
Es necesario para poder escribir las fórmulas de estas sales conocer los Hidróxidos 
los cuales deben de ser considerados como combinaciones binarias de metal con oxhidrilo 
(OH), adoptando este la valencia del metal. 
Nomenclatura. Se nombra haciendo seguir al nombre hidrato o hidróxido, la 
preposición de y el nombre del metal. 
Se prefiere la nomenclatura anterior, sin embargo, existen hidróxidos que tienen 
nombres particulares como: Hidróxido de Sodio llamado Sosa Caustica, Hidróxido de 
Potasio llamado Potasa Caustica, Hidróxido de calcio llamado cal 
Hidróxido de Bario llamado Barita. 
Ejemplos: 
Hidróxido de Cadmio Cd(OH)2 
Hidróxido de Platino Pt(OH)4 
Hidróxido de Amonio NH4 OH 
Hidróxido de Zinc Zn (OH)2 
Hidróxido de Plata Ag OH 
Hidróxido de Oro Au(OH)3 
Hidróxido de Manganeso Mn(OH)2 
Hidróxido de Potasio KOH 
Hidróxido de Cobre Cu(OH)2 
Hidróxido de Iridio Ir (OH)4 
Cuando el Hidróxido que corresponde a estas sales solo tiene dos Oxhidrilos solo 
se sustituye uno que generara la sal al combinarse con el ácido al que fue sustituido todos 
los hidrógenos, para nombrarla solo se utilizara el nombre del ácido terminado en ato o 
ito seguida por la palabra básico y después el nombre del metal que forma parte del 
hidróxido. Cuando un hidróxido da lugar a varias sales anfígenas básicas para designarlas 
se utilizará una nomenclatura especial, el prefijo Sub se antepondrá al nombre del ácido 
terminado en ato o ito y después al metal del hidróxido se le colocará el prefijo mono, bi o 
tri según el número de oxhidrilos sustituidos en el hidróxido. 
Ejemplos: Carbonato Básico de Bario 
1. Se escribe la fórmula del Hidróxido correspondiente: Hidróxido de Bario Ba 
(OH)2 
2. Se sustituye un Oxhidrilo del Hidróxido y se puede señalar la sustitución con un 
guíon -BaOH 
3. Se escribe la fórmula del ácido correspondiente: Acido carbónico H2CO3 
4. Se sustituyen totalmente todos los hidrógenos del ácido quedando: CO3 
5. Se colocan los residuos de ambas partes y el número de Oxhidrilos perdidos se le 
coloca al residuo del ácido y el número de hidrógenos sustituidos al residuo del 
hidróxido: (BaOH)2 (CO3)1 
Subfosfato bialuminico: 
1. Se escribe la fórmula del Hidróxido de Aluminio y se sustituyen 2 oxhidrilos 
ya que su nomenclatura lleva el prefijo bi: 
Al(OH)3 
-Al(OH)2 (mono) 
=Al OH (bi) 
2. Se coloca la fórmula del ácido fosfórico: H3PO4 y se sustituyen todos sus 
hidrógenos quedando el residuo PO4 
3. Se combina el residuo del hidróxido con el residuo del ácido, el número de 
hidrógenos perdidos se le coloca al residuo del hidróxido y el número de 
oxhidrilos sustituidos se le coloca al residuo del ácido quedando la formula así: 
(Al OH)3 (PO4)2 
Subpirofosfato monobismutico. 
Hidróxido de Bismuto ácido pirofosfórico H4P2O7 
Bi (OH)3 
-Bi (OH)2 
[Bi(OH)2 ]4 P2O 
Ejercicios resueltos. Escribe las siguientes formulas: 
Hipofosfórito básico de Estroncio. 
Sr(OH)2 
-Sr(OH)1 H2PO3 
[Sr (OH)1]2 PO3 
Metasilicato básico de Magnesio 
Mg(OH)2 
Mg(OH)1 H2SiO3 
[Mg(OH)1]2 (SiO3)1 
Subortosilicato triplatinico 
Pt(OH)4 H4SiO4 
-Pt(OH) 
=Pt(OH)2 
≡Pt(OH)1 
[Pt(OH)1]4SiO4 
Subarsenito di-iridico 
Ir(OH)4 H3AsO3 
-Ir(OH)3 
=Ir(OH)2 
[Ir(OH)2]3(AsO3)2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Componentes orgánicos 
Alcanos 
Es la rama de la química en la que se estudian el carbono, sus compuestos y 
reacciones. Existe una amplia gama de sustancias (medicamentos, vitaminas, plásticos, fibras 
sintéticas y naturales, hidratos de carbono, proteínas y grasas) formadas por moléculas 
orgánicas. Los químicos orgánicos determinan la estructura de las moléculas orgánicas, 
estudian sus reacciones y desarrollan procedimientos para sintetizar compuestos orgánicos. 
Esta rama de la química ha afectado profundamente a la vida en el siglo XX: ha perfeccionado 
los materiales naturales y ha sintetizado sustancias naturales y artificiales que, a su vez, han 
mejorado la salud, han aumentado el bienestar y han favorecido la utilidad de casi todos los 
productos empleados en la actualidad. 
Los químicos modernos consideran compuestos orgánicos a aquéllos que contienen carbono 
y otros elementos (que pueden ser uno o más), siendo los más comunes: hidrógeno, oxígeno, 
nitrógeno, azufre y los halógenos. Por ello, en la actualidad, la química orgánica tiende a 
denominarse química del carbono. 
Alcanos. El compuesto más sencillo de la serie de los alcanos es el metano (CH4), los 
siguientes miembros de la serie son: 
Etano CH3-CH3 
Propano CH3-CH2-CH3 
 Butano CH3-CH2-CH2 -CH3 
Pentano CH3-CH2-CH2 -CH2 -CH3 
Hexano CH3-CH2-CH2 -CH2-CH2 -CH3 
Heptano CH3-CH2-CH2 -CH2-CH2-CH2 -CH3 
Nonano CH3-CH2-CH2 -CH2- CH2-CH2-CH2 -CH2-CH3 
Decano CH3-CH2-CH2 -CH2- CH2-CH2-CH2 -CH2 - CH2-CH3 
Practica escribiendo las fórmulas de los siguientes hidrocarburos: Undecano (11 
Carbonos). Dodecano (12 Carbonos), Eicosano (20 Carbonos) 
Radicales alquilos. 
La substracción de un Hidrogeno de un Alcano da un grupo Alquilo que ordinariamente se 
representa por el símbolo R. Los nombres de los grupos alquilo se forman simplemente 
sustituyendo la terminación “ano” del nombre del alcano correspondiente la terminación 
“il” o “ilo”. Los grupos alquilo más importantes son: 
Metil o Metilo CH3- 
Etil o Etilo CH3-CH2- 
Propil o Propilo CH3-CH2-CH2- 
 CH3 
Isopropil o isopropilo. CH3-CH 
Butil o butilo. CH3-CH2-CH2 -CH2 
 CH3 
Isobutil o Isobutilo. CH3-CH-CH2 
Secbutil o Secbutilo CH3-CH-CH2 -CH3 
 
 CH3 
Terbutil o terbutilo CH3-CH 
 CH3 
Pentil o Pentilo. CH3-CH2-CH2 -CH2 -CH2 
 CH3 
Isopentil CH3-CH2-CH2 -CH2 -CH2 
Secpentil o secpentilo CH3-CH -CH2 -CH2 -CH3 
 
Terpentil o terpentilo CH3 
 CH3 C CH2 
 CH3 
Nomenclatura para alcanos arborescentes. 
En el sistema de nomenclatura de la IUPAC se siguen los siguientes pasos: 
1. Se numera la cadena más larga de átomos de carbono. 
2. El Carbono número uno será el que tenga la arborescencia más cercana 
3. Se nombran los radicales alquilo y se indican las posiciones sobre la cadena progenitora 
mediante números antepuestos al nombre del sustituyente. 
4. Si el mismo sustituyente o arborescencia se presenta más de una vez se utilizarán los 
prefijos di, tri, tetra o penta etc. separándolos con comas los números que indican las 
posiciones. 
5. Se nombra la cadena principal. 
CH3 CH CH CH CH2 CH CH CH2 CH2 CH2 CH2 CH3 
 
 CH3 CH-CH3 CH3 CH3 CH-CH3 
 CH3 CH2 
 CH3 
2,4,6, Trimetil;3, Isopropil,7 Secbutil Dodecano 
Ejercicios. Escribe la estructura de los alcanos arborecentes: 
1) 3,5 dietil; 5,4, di-isopropil, Decano. 
2) 3. metil, 4 terbutil, 6 isobutil, Nonano 
 
 
 
 
 
1.4.2.-Alquenos. 
Los Hidrocarburos que contienen doble enlace Carbono-Carbono se llaman 
alquenos u olefinas. Pertenecen a la clase de los Hidrocarburos insaturados. 
 
R R H H 
 C=C C=C 
R R* H H 
 
Alqueno Eteno 
*R, represena un radical alquilo. 
 
Nomenclatura. De acuerdo al sistema de la UIQPA, la presencia de un enlace doble 
Carbono-Carbono se indica con la terminación “eno” que substituye a la terminación “ano” 
del nombre del alcano correspondiente. 
CH3-CH3-CH3 CH2=CH-CH3 
Propano Propeno 
Los nombres de los alquenos con cadenas mas largas y arborescentes se derivan de 
la cadena continua mas larga que contiee el doble enlace. Esta cadena se numera de tal 
manera que se considera el extremo mas cercano doble enlace. 
CH3-CH2-CH=CH-CH3 
Penteno-2 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.4.3. Alcoholes. 
Se representanpor la fórmula general R-OH en donde R representa cualquier grupo 
alquilo. El número de Carbonos unidos al Carbono que lleva el hidroxilo (OH), determina 
la clase de los alcoholes ya que se clasifican en: alcoholes primarios, secundarios y 
terciarios. 
 
 H R’ R’’ 
 
R C OH R C OH R C OH 
 
 H H R 
Primario Secundario Terciario 
 
Nomenclatura. El nombre de un alcohol según la IUPAC se deriva de la cadena 
continua de carbonos mas larga que contenga el grupo hidroxilo. La terminación “o” del 
nombre del alcano, alqueno o alquino es substituida por “ol”. Las posiciones del grupo 
hidroxilo, cadenas laterales son indicadas por los números arábigos. 
CH3-CH2-CH-CH3 
 
 OH 
Butanol-2. 
 
El grupo funcional de los alcoholes (OH), tiene preferencia sobre los dobles y triples 
enlaces. 
 
 4 3 2 1 
CH3=CH-CH-CH3 
 
 OH 
3-Buten-2-ol 
 
 
 
 
1.4.4.Aldehidos, Cetonas y acidos carboxilicos. 
Los ácidos carboxílicos, aldehídos y cetonas, se conocen como compuestos 
carboxílicos ya que los tres tienen el mismo grupo funcional. El aldehído contiene un 
hidrógeno unido al carbono carbonílico ya que este grupo funcional se encuentra en un 
extremo de la cadena. 
 R=C=O 
 
 H 
Las cetonas tiene como grupo funcional el carbono carbonilico en un carbón intermedio: 
 O 
 
 R1 C R2 
Nomenclatura. Según la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), 
los nombres de aldehídos y cetonas se relacionan con la cadena de carbono continua más 
larga que contiene los grupos carbonilo. La terminación “ano” del alcano correspondiente 
es substituida por “al” para aldehídos y “ona” para las cetonas. 
Los ácidos carboxílicos se caracterizan por presentar el grupo funcional -COOH, se 
nombran cambiando la terminación ano de los alcanos por oico. Ejemplo de Etano a 
Etanoico 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aminas 
Son derivados alquil o aril sustitutos del amoníaco. Se les clasifica como aminas 
primarias, secundarias y terciarias de acuerdo con el número de grupos alquilo o arilo 
unidos al nitrógeno. 
NH2 R1 NH R1 N R1 
 R2 R2 
Amina primaria Amina secundaria Amina terciaria R3 
R representa cualquier grupo alquilo. A continuación se presentan unos ejemplos: 
NH2 CH3 NH CH3 N CH3 
 CH2 CH3 CH2 CH3 
 CH2 CH2 CH3 
Metil amina Metil, etil, amina Metil, etil, propil, amina. 
(Amina primaria) (Amina secundaria) (Amina terciaria)