Resumen Química 2

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Luisito Valdez

15/3/2024

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RESÚMENES
PARTE II - TEMAS (7-12)
Equipo docente
ASIGNATURA
QUÍMICA
CURSO ACCESO MAYORES 25 AÑOS
2
PARTE II (TEMAS 7-12)
TEMA 7. CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas ocurren a diferentes velocidades, algunas son muy lentas, mientras que
otras pueden ser muy rápidas. En el transcurso de una reacción, los reactivos desaparecen al
mismo tiempo que se forman los productos. Para describir de forma cuantitativa si este proceso
evoluciona de una forma rápida o lenta, es necesario introducir el concepto de velocidad de una
reacción.
La velocidad de una reacción representa la cantidad de uno de los reactivos que desaparece por
unidad de tiempo, o bien la cantidad de uno de los productos que se forman por unidad de
tiempo, es decir, que expresa el cambio de la concentración de un reactivo o un producto con el
tiempo. Se expresa normalmente en: mol.L-1/s-1.
La velocidad de una reacción se puede expresar en función de la concentración de los reactivos
o de los productos:
∆ [reactivo o producto]
Velocidad = ------------------------------------
∆ Tiempo
En el primer caso, la expresión de velocidad tiene signo negativo, debido a que la concentración
de los reactivos disminuye con el tiempo; mientras que en el segundo caso tiene signo positivo,
ya que la concentración de productos aumenta con el tiempo.
En general, las concentraciones de los reactivos y de los productos varían a diferentes
velocidades.
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FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
Los factores que afectan a la velocidad de reacción son: la naturaleza y concentración de las
sustancias reaccionantes, la temperatura y la presencia o no de catalizadores.
 Naturaleza de los reactivos
Como regla general, puede decirse que, a temperatura ordinaria, las reacciones que no implican
un reajuste de enlaces suelen ser muy rápidas. Esto es lo que ocurre en casi todas las
reacciones entre iones. En cambio, cuando se requiere la ruptura y formación de varios enlaces,
las reacciones suelen ser muy lentas (enlaces covalentes), sobre todo si hay enlaces múltiples.
Esta regla es sólo aproximada.
Asimismo, en general, las reacciones homogéneas en las que intervienen líquidos o gases
presentan una velocidad de reacción más elevada que las reacciones en las que intervienen
sólidos. En las reacciones heterogéneas, la velocidad de reacción aumenta cuando crece la
superficie de contacto entre los reactivos o se eleva el nivel de agitación, y son más lentas que
las homogéneas.
 Concentración de los reactivos
La mayoría de las reacciones requieren que sus moléculas choquen entre sí. Esta es una de las
razones por las que las reacciones suelen llevarse a cabo en fase gaseosa o en disolución
líquida, pues en estos medios, las moléculas de los reactivos colisionan con mucha facilidad.
Cuanto más aumente el número de moléculas confinadas en un volumen dado, mayor será la
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frecuencia con que estas colisionan entre sí. Por ello, la velocidad de una reacción,
generalmente, aumenta cuando crece la concentración de los reactivos.

En general, la velocidad de reacción debe ser proporcional al producto de las concentraciones de
los reactivos, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. Esta es la llamada Ley
de acción de masas, que sólo se cumple para las llamadas reacciones elementales. Además,
para aplicarla es necesario que todos los reactivos se encuentren en la misma fase (gaseosa o
en disolución).

v = k [A]α . [B]ß

donde k es una constante de proporcionalidad y α y ß, sendos coeficientes numéricos.
En general, un aumento de la concentración de los reactivos conlleva un aumento de la
velocidad de reacción.

 Efecto de la temperatura

La velocidad de cualquier reacción química aumenta mucho con la temperatura, tanto si se trata
de una reacción exotérmica como endotérmica.
La constante de proporcionalidad k, crece de forma exponencial con la temperatura.

k = A . e-cte/T
donde:
Ea es un parámetro denominado energía de activación característica de cada reacción.
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A es una constante independiente de la temperatura denominada factor de frecuencia, que tiene
en cuenta la frecuencia de las colisiones en la reacción.
e es el número e (base de los logaritmos neperianos)
R es la constante de los gases
T es la temperatura absoluto (K)

 Los catalizadores

Un catalizador es una sustancia (extraña a la reacción) que, incluso en cantidades muy
pequeñas, modifica mucho la velocidad de una reacción, sin sufrir en la misma ninguna
alteración química permanente, es decir, se recupera al final del proceso, sin cambio químico. El
fenómeno se denomina “catálisis”.
Los inhibidores son, por el contrario, sustancias que disminuyen la velocidad de una reacción.

ECUACIÓN DE VELOCIDAD

La velocidad de reacción es función de la concentración de los reactivos. Se denomina ecuación
de velocidad a la expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las
concentraciones molares de todas las sustancias que intervienen en el proceso, según la cual, la
velocidad de reacción es proporcional a las concentraciones de los reactivos.

6
v = k [A]α . [B]ß

La constante de proporcionalidad, k, recibe el nombre de constante de velocidad, y sólo
depende de la naturaleza de los reactivos y de la temperatura, e independiente de las
concentraciones de los reactivos.
Los exponentes α y ß se denominan orden parcial de reacción respecto al reactivo A y orden
parcial de reacción respecto al reactivo B, respectivamente.
La suma de los ordenes parciales, α + ß, se llama orden total de la reacción.
El valor de estos exponentes se calcula experimentalmente y no tienen por qué coincidir
necesariamente con los coeficientes estequiométricos de A y B. En las reacciones elementales,
que tienen lugar en una única etapa, coinciden los coeficientes estequiométricos con los órdenes
parciales de reacción.

TEORIAS SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Es importante conocer, aunque sea cualitativamente, las teorías que explican cómo y por qué se
producen las reacciones químicas, es decir, el mecanismo de una reacción. Desde una óptica
cualitativa se van a considerar la teoría de las colisiones y la teoría del estado de transición para
justificar la influencia de distintos factores en la velocidad de reacción.

 Teoría de las Colisiones

La teoría de las colisiones se basa en la hipótesis de que la reacción ocurre como resultado de
colisiones entre las especies reaccionantes, y supone que la velocidad de reacción es
proporcional al número de colisiones A-B por segundo que ocurran en un volumen dado de la
mezcla de reacción.
Para que una reacción ocurra, las moléculas que chocan entre sí deben tener una energía
cinética total cuando menos a una energía umbral o mínima, a la que denominamos energía de
activación, EA. Las moléculas que en el momento del choque tienen la energía suficiente para
reaccionar, se llaman moléculas activadas. En la Figura se representa, de acuerdo con la teoría
de colisiones, las energías de activación de las reacciones directa e inversa.

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Además debemos considerar que no todos los choques entre moléculas activadas son eficaces.
Las moléculas que reaccionan deben tener una orientación adecuada entre sí para que
reaccionen al ocurrir la colisión, pues aunque los átomos, moléculas o iones tengan la suficiente
energía, puede suceder que el choque no sea eficaz al producirse éste con una orientación
desfavorable.

 Estado de transición

La teoría del estado de transición se fundamenta que cuando dos moléculas chocan, al menos,
con una energía igual a la energía de activación, y con una orientación adecuada, en el choque
las moléculas pueden quedar unidas entre sí, formando un compuesto intermedio, poco estable,
de corta vida. En estecompuesto intermedio algunos de los enlaces de los reactivos se están
rompiendo y, a la vez, se están formando de los productos. A este estado se le llama estado de
transición y al compuesto intermedio se le denomina complejo de transición o complejo
activado.
La Teoría del estado de transición, establece la formación de un compuesto intermedio,
complejo de transición o complejo activado, de alto contenido energético, donde se rompen los
enlaces de los reactivos y forman los enlaces de los productos.

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La teoría del estado de transición nos permite explicar la actuación de los catalizadores e
inhibidores. La presencia de un catalizador actúa proporcionando un camino diferente y más fácil
por el que puede transcurrir la reacción. Cuando el catalizador se presenta en la misma fase que
los reactivos, el proceso catalítico tiene lugar en una única fase y se conoce como catálisis
homogénea. Si el catalizador se encuentra en una fase distinta a los reactivos, el proceso se
denomina catálisis heterogénea.
En la catálisis enzimática el catalizador es una enzima, una macromolécula biológica del tipo
de una proteína. El catalizador está en la misma fase que los reactivos (catálisis homogénea);
pero las moléculas del catalizador son mucho mayores que las de los reactivos, el mecanismo
catalítico es del tipo de contacto (catálisis heterogénea).

MECANISMOS DE REACCIÓN

La mayoría de las reacciones químicas tienen lugar a través de varias etapas, denominadas cada
una de ellas reacción elemental. El conjunto de las reacciones elementales por las que transcurre
una reacción global es lo que se denomina mecanismo de reacción.

El conocimiento del mecanismo de una reacción nos permite seleccionar las condiciones bajo
las que ésta se va a llevar a cabo posibilitando, por ejemplo, que un proceso industrial sea
rentable.

EQUILIBRIO QUÍMICO

En muchas reacciones químicas los productos obtenidos pueden, en parte, combinarse entre sí,
a medida que se van formando, para dar nuevamente las sustancias iniciales. Estas reacciones
se denominan reversibles y se representan con una doble flecha:

aA + bB  cC + dD

En el instante inicial sólo hay reactivos, llamando v1 y v2 a las velocidades en sentido directo e
inverso de la reacción, a medida que transcurre el proceso, las concentraciones de A y B
disminuyen y las de C y D aumentan, es decir, disminuye v1 y aumenta v2, pero llegará un
momento en que las velocidades de reacción en ambos sentidos se igualen, en ese momento se
dice que se ha alcanzado el equilibrio químico.

Una vez alcanzado el punto de equilibrio la composición del sistema no se altera, pero las
reacciones no se detienen, lo que ocurre es que ambas transcurren con la misma velocidad y
simultáneamente, el equilibrio químico no es estático, sino dinámico.

Estado de equilibrio químico de una reacción reversible es el estado final del sistema en el que
las velocidades de reacción directa e inversa son idénticas y las concentraciones de las
sustancias que intervienen permanecen constantes.

 Constante de equilibrio

El equilibrio químico se logra cuando dos reacciones opuestas ocurren simultáneamente con la
misma velocidad. Es decir, la condición de equilibrio es que v1 = v2, por lo tanto como:

v1 = K1[A]a . [B]b
v2 = K2[C]c . [D]d
K1[A]a . [B]b = K2[C]c . [D]d

El cociente entre las constantes de velocidad, para una temperatura determinada, es otra
constante denominada constante de equilibrio (Kc):

c d
1
c a b
2
k [C] [D]K
k [A] [B]
 

Los corchetes,[ ], de la constante de equilibrio indican concentraciones de equilibrio en
mol por litro.
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La constante de equilibrio de una reacción química indica en qué grado los reactivos se
transforman en productos, una vez alcanzado el equilibrio. Así tenemos que:

o Si K es muy grande → La reacción directa progresa hasta que
prácticamente se agota alguno de los reactivos.
o Si K ≈ 1 → En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos
son similares.
o Si K es muy pequeña → La reacción está muy desplazada hacia los
reactivos. Apenas se forman productos.

 Equilibrios Heterogéneos

Los equilibrios homogéneos son aquellos en que todos los componentes presentes se
encuentran en una misma fase, como es el caso de los equilibrios estudiados hasta el momento
y, en general, de los constituidos exclusivamente por gases o por sustancias en disolución.
Los equilibrios heterogéneos son aquellos en los que los sistemas se encuentran en más de
una fase, como gas y sólido, gas y líquido, principalmente, es decir, que las sustancias presentes
en él están en distinta fase.

aA (s) + bB (g)  cC (s) + dD (g)

La expresión de la constante de equilibrio, Kc, en sistemas heterogéneos incluye exclusivamente
las concentraciones de las especies químicas que se encuentran en estado físico gaseoso, ya
que las concentraciones de líquidos y sólidos presentes son, a una determinada temperatura,
esencialmente constantes.

 Cociente de reacción

El cociente de reacción Qr es una función del grado de reacción que indica la proporción
relativa de productos y reactivos presentes en la mezcla de reacción en un momento dado. La
expresión del Cociente de Reacción (Q) de una reacción tiene la misma ecuación que la
expresión de constante de equilibrio para dicha reacción. Sin embargo, el cociente de reacción
se calcula utilizando las concentraciones o presiones en un instante dado, y no las
concentraciones de equilibrio.
El cociente de reacción se da en un instante particular de tiempo, no necesariamente en el
momento en que se alcanza el equilibrio e incluso para cualquier valor de concentraciones ya
sea de reactivos o productos, y se define precisamente para saber qué sentido tomará un
determinado sistema que no esté en equilibrio.
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Para una mezcla química con una cierta concentración inicial de reactivos y productos, es útil
conocer si la reacción evolucionará "hacia la derecha/en sentido de avance" (aumentando las
concentraciones de los productos) o si evolucionará "hacia la izquierda/en sentido inverso"
(aumentando las concentraciones de los reactivos).

De manera que si:
 Si Qr < K : la reacción se desplazará hacia la derecha (es decir, en la dirección de
avance, y se formarán más productos)
 Si Qr > K : La reacción se desplazará a la izquierda (es decir, en la dirección inversa, y
así se formarán más reactivos)
 Si Qr = K : la reacción está en el equilibrio

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FACTORES QUE INFLUYEN EN EL EQUILIBRIO. PRINCIPIO DE LE CHATELIER

El equilibrio de un sistema químico se modifica si cambiamos la concentración de las sustancias
que intervienen en la reacción, la presión (o volumen) y la temperatura. Los catalizadores no
modifican la composición de las concentraciones de las sustancias que intervienen en un
equilibrio químico.

 Principio de Le Chatelier

Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el equilibrio
(temperatura, concentración o presión) el sistema evoluciona de manera que se opone a la
modificación introducida.
A continuación, se verá que ocurre al variar cada uno de los factores citados aplicando el
Principio de Le Chatelier.

 Influencia de la temperatura

El calor es un producto de la reacción directa (exotérmica):

A + B  C + D + calor

Si una vez alcanzado el equilibrio aumentamos la temperatura, el sistema, de acuerdo con el
principio de Le Chatelier, se opone a ese aumento de energía calorífica y el equilibrio se
desplaza en el sentido que absorbe calor. Si desciende la temperatura, el equilibrio se desplaza
en el sentido que desprende calor, oponiéndose al descenso de la temperatura. Resumiendo, si
desciende la temperatura se favorece la reacción exotérmica aumentando la constante de
equilibriode dicha reacción; mientras que si aumenta la temperatura se favorece la reacción
endotérmica aumentando la constante de equilibrio de dicha reacción.

 Influencia de la concentración

Si se añade una cantidad adicional de cualquiera de los reactivos o productos, el estimulo se
anulará y se desplazará el equilibrio en la dirección en que se consuma la especie añadida. Si
aumentamos la concentración de los reactivos el equilibrio se desplaza hacia la derecha, pues
así se consumen parte de las cantidades aumentadas hasta que de nuevo se establece el
equilibrio. Por lo tanto, para que se mantenga Kc constante debe aumentar el numerador y
disminuir el denominador. Si se elimina un reactivo o producto, el equilibrio se desplazará de
manera que se produzca dicha sustancia. Así, si disminuimos las concentraciones de los
reactivos el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, pues debe disminuir el numerador y
aumentar el denominador.

 Influencia del volumen

Cuando disminuye el volumen de una reacción en equilibrio en la que intervienen gases, a
temperatura constante, la reacción evolucionará en la dirección en la que disminuye el número
de mol de sustancias gaseosas. Si el volumen de la reacción aumenta, la reacción tenderá a
producirse en el sentido en el que aumente el número de mol en estado gaseoso.
La variación del volumen en el que se lleva a cabo la reacción, no modifica la constante de
equilibrio, Kc, pero sí cambia, en general, las concentraciones de las sustancias en el equilibrio.
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 Influencia de la presión

Los cambios de presión no afectan significativamente a sólidos ni líquidos, ya que ambos son
casi incomprensibles. La presión influye sobre el equilibrio sólo cuando hay variación de volumen
en las reacciones entre gases, es decir, cuando el número de mol del primer miembro es
diferente al número de mol del segundo miembro. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, si
la presión aumenta a temperatura constante, el equilibrio se desplaza hacia donde ejercería
mayor presión, es decir, en el sentido en que haya disminución de volumen ( o lo que es lo
mismo, hacia donde hay un menor número de mol de especies químicas gaseosas). Y al
contrario, una disminución de presión desplaza el equilibrio hacia el aumento de volumen (hacia
donde hay un mayor número de mol de especies químicas gaseosas). Si en el equilibrio
coexisten gases con líquidos o sólidos, como el efecto de la presión sobre estos últimos es
pequeño, al estudiar la influencia de los cambios de presión sobre el equilibrio sólo deben
tenerse en cuenta los gases.

 Catalizadores

Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no modifica el equilibrio. Afecta
igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a la de la inversa y por ello, lo
único que hace es que el equilibrio se alcance con mayor rapidez.

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TEMA 8. ÁCIDOS Y BASES

DEFINICIÓN CLÁSICA DE ARRHENIUS

Según Arrhenius la mayoría de las sustancias forman iones cuando se disuelven en agua u otros
disolventes. A estas sustancias las llamó electrolitos. Cuando estos electrolitos se disuelven en
agua, sus moléculas se disocian en una parte con carga positiva (catión) y una parte negativa
(anión), lo que justifica la conductividad eléctrica de las disoluciones electrolíticas.

Los electrolitos fuertes se ionizan casi completamente en el disolvente, y los electrolitos débiles
sólo se ionizan en parte. El grado de disociación o de ionización, , da idea de la cantidad de
moléculas que se encuentran disociadas.

inicial iónconcentrac
disociado ion del iónconcentrac


Según la teoría de Arrhenius:
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Ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidrógeno,
H+, o bien iones hidronio, H3O+.
Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidróxido, OH-.

Ejemplos de ácidos y bases:

Con la teoría de Arrhenius se comprende la capacidad de los ácidos y de las bases de
neutralizar sus propiedades características entre sí, lo que se llama por esto reacción de
neutralización, formando una sal y agua:

ACIDO + BASE  SAL + AGUA
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DEFINICIÓN PROTÓNICA DE BRÖNSTED Y LOWRY

Cuando un ácido se disuelve en agua, es lógico suponer que el ion hidronio se forma por la
transferencia de un protón desde la molécula de ácido a una molécula de agua. Estas
consideraciones condujeron a los químicos Brönsted y Lowry a proponer una nueva definición
conceptual de ácidos y bases, más general que la de Arrhenius y que puede aplicarse a
disolventes no acuosos.

 Ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón (a una base)
 Base es toda sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido)

Las reacciones ácido-base, según esta definición son reacciones de transferencia de protones.
Por lo tanto, cuando una molécula de ácido, AH, cede un protón, el resto de la molécula, A-,
puede naturalmente aceptar un protón, es decir, que puede actuar como una base, que se llama
base conjugada del ácido. Análogamente, cuando una base, B, acepta un protón, se convierte en
un ácido, BH+, puesto que puede volver a ceder un protón, y se llama ácido conjugado de la
base.
Una reacción ácido-base se escribe:

ACIDO + BASE  BASE + ACIDO
HA + B  A- + BH+

Las especies de cada pareja, AH/A- y BH+/B, que toman parte en toda reacción ácido-base,
reciben el nombre de pares ácido-base conjugados.
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Las sustancias que pueden comportarse, en muchos casos, como ácidos o como bases se
llaman anfipróticas (anfóteras en la teoría de Arrhenius).

Al(OH)3 + 3H+  Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + OH-  AlO(OH)2- + H2O

A pesar del éxito de la teoría de Brönsted y Lowry, ésta fue ampliada por la Teoría de Lewis.
Según Lewis, en la teoría de Brönsted y Lowry, se confiere al protón una posición excepcional,
así un ácido es una sustancia que suministra el protón que acepta un par electrónico y una base
es una sustancia que comparte un par electrónico con un protón.

Ejemplos:

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

De forma cualitativa, según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base es fuerte cuando en
disolución acuosa se encuentra totalmente disociado, mientras que es débil si el grado de
disociación es pequeño. El grado de disociación, , da idea de la cantidad de moléculas que se
encuentran disociadas
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De manera análoga, en la teoría de Brönsted y Lowry, un ácido será fuerte cuando muestre una
gran tendencia a ceder un protón, mientras que una base fuerte presentará una gran tendencia a
aceptar un protón.

Esta tendencia es relativa y depende de la sustancia con quien se enfrente, por ello hay que
tomar una sustancia de referencia, que normalmente es el agua.
En general, cuanto más fuerte sea un ácido tanto más débil será su base conjugada, y viceversa.

De una manera cuantitativa, la fuerza de un ácido o de una base, puede expresarse mediante el
valor de la constante de equilibrio que resulta de la reacción ácido-base. En general:
AH + H2O  H3O+ + A-

3
e
2
[A ][H O ]K
[HA][H O]
 

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En disoluciones acuosas diluidas, que son las que se manejan corrientemente, la concentración
del agua permanece prácticamente constante, por lo que puede incluirse en la constante de
equilibrio:

HA + H2O  A- + H3O+

[HA]
]O][H[A
K
[HA]
]O][H[A
O][HKK
3
a
3
2ea





Esta constante, Ka, llamada constante de disociación, de ionización o de acidez, mide
cuantitativamente la fuerza del ácido AH. Cuanto mayor sea el valor de Ka, más fuerte será el
ácido (y más débil su base conjugada).
De forma análoga, la fuerza de una base se mide cuantitativamente por la constante de
basicidad, Kb:

B + H2O  BH+ + OH-[B]
]][OH[BH
K
-
b



Cuanto mayor es la Ka más fuerte es un ácido
Cuanto mayor es la Kb más fuerte es la base

Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K a, en la práctica
por razones de comodidad, se suele expresar la constante de acidez mediante la magnitud pKa,
una medida logarítmica de la constante de acidez, definida como cologaritmo de Ka, y que
también suele ser denominada constante de disociación ácida:

pKa = - log Ka

Valores pequeños de pKa equivalen a valores grandes de Ka (constante de disociación) y, a
medida que el pKa decrece, la fortaleza del ácido aumenta.
Un ácido será más fuerte cuanto menor es su pKa y en una base ocurre al revés, que es más
fuerte cuanto mayor es su pKa.

Cuanto menor es el pKa más fuerte es el ácido
Cuanto menor es la pKb más fuerte es la base

IONIZACIÓN DEL AGUA

El agua pura se dice que es una sustancia no conductora de la electricidad, pero, en realidad,
tiene una conductividad muy pequeña, lo que indica que deben existir iones, aunque en
concentraciones extremadamente pequeñas. Esto significa que, en pequeñísima proporción el
agua se disocia en la forma:
22
H2O + H2O  OH- + H3O+

Ácido + Base Base + Ácido

Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante (55,5 mol/L),
puede incluirse en la constante de equilibrio:

Kw = [H3O+]] x [OH-] = 1,0.10-14 (a 25 ºC)

Esta constante se llama producto iónico del agua, Kw.

En agua pura, por cada ion H3O+ que se forme, debe formarse a la vez un ion OH-, es decir,
[H3O+]] = [OH-].
Cualquier disolución acuosa en la que se cumpla esta condición se dice que es neutra. Teniendo
en cuenta la expresión y el valor de Kw resulta que en una disolución neutra:

[H3O+] = [OH-] = 1,0. 10-7 mol/litro (a 25 ºC).

Las disoluciones acuosas son neutras, ácidas o básicas, cuando:

Neutra: [H3O+] = [OH-]; [H3O+] = [OH-] = 1,0. 10-7 mol/litro (a 25 ºC).
Ácida: [H3O+] > [OH-]; [H3O+] > 10-7 y [OH-] < 10-7 mol/litro (a 25 ºC).
Básica: [H3O+] < [OH-]; [H3O+] < 10-7 y [OH-] > 10-7 mol/litro (a 25 ºC).

Teniendo en cuenta las expresiones de Ka y Kb, se deduce inmediatamente que:

Ka . Kb = Kw

DETERMINACIÓN DEL PH Y POH

 Concepto de pH
23
El pH se define como el logaritmo decimal, cambiado de signo, de la concentración de iones
H3O+, esto es:

[H3O+] = 10-pH

Debido al cambio de signo en el logaritmo, la escala de pH va en sentido contrario al de la
concentración de iones H3O+, es decir, que el pH de una disolución aumenta a medida que
disminuye [H3O+], o sea la acidez. De la definición de disolución neutra, ácida o básica, se
deduce que:

Disolución neutra: pH = 7
Disolución ácida: pH < 7
Disolución básica: pH > 7

De la misma forma que el pH se define el pOH como:

[OH-] = 10-pOH

Teniendo en cuenta la expresión del producto iónico del agua, se deduce que a 25 ºC se cumple:

]Olog[H
]O[H
1
logpH 3
3

 
]log[OH
][OH
1
logpOH  
pH + pOH = 14
24

Escala de pH

 Medida del pH

Una medida cualitativa de la acidez y basicidad de una disolución puede ser obtenida utilizando
un papel indicador de pH, papel tornasol o universal. Si el papel indicador vira al rojo la
disolución es ácida, si vira a azul es básica. La mayoría de los papeles indicadores tienen una
escala del 1 al 14.

Otra forma para conocer el pH es la utilización de indicadores ácido-base que cubren todo el
intervalo de pH y permiten la determinación volumétrica de la concentración de ácido o base.

La forma más precisa de medir el pH es mediante un pHmetro que es un sensor utilizado en el
método electroquímico para medir el pH de una disolución.

HIDRÓLISIS

El comportamiento ácido o básico de las disoluciones acuosas de sales neutras se debe a que,
al menos, uno de los iones de la sal reacciona con el agua, lo que recibe el nombre de
hidrólisis.
La hidrólisis de las sales es simplemente una reacción ácido-base que tiene lugar entre los
iones de una sal (cationes o aniones) y el agua.
En la teoría de Brönsted y Lowry, la hidrólisis es simplemente una reacción del tipo ácido-base,
por lo que no recibe un tratamiento especial.

AB + H2O  A- + B+
Sal Agua Anión Catión
B+ + H2O  HB + H3O+
Ácido 1 Base 2 Base1 Ácido 2
A- + H2O  HA + OH-
Base 1 Ácido 2 Ácido1 Base 2

Desde el punto de vista cualitativo, pueden presentarse cuatro casos:

 Sal de ácido fuerte y base fuerte, la disolución será neutra.
 Sal de ácido fuerte y base débil, la disolución tendrá una concentración de iones H3O+
mayor que la del agua pura, y será ácida.
 Sal de ácido débil y base fuerte, la disolución tendrá una concentración de iones OH-
mayor que la del agua pura y, por tanto, será básica.
 Sal de ácido débil y base débil, la disolución será ácida o básica, según el grado de
hidrólisis de cada uno de estos dos iones, que puede expresarse por la correspondiente
constante de equilibrio de las reacciones anteriores, que se llama Kh, constante de
hidrólisis:

Kh = Kb = Kw / Ka

Kh = Ka = Kw / Kb

27
TEMA 10. OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

 Concepto tradicional de oxidación y de reducción

 Oxidación es cualquier proceso donde una sustancia gana oxígeno
 Reducción es cualquier proceso donde una sustancia pierde oxígeno

 Concepto electrónico de oxidación y de reducción

 La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos pierden
electrones, aumentando sus cargas positivas
 La reducción es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan
electrones, disminuyendo sus cargas positivas

 La sustancia o especie química (átomo, ion o molécula) que capta o gana electrones es
el agente oxidante, y se reduce.
 La sustancia o especie química (átomo, ion o molécula) que cede o pierde electrones es
el agente reductor, y se oxida.

La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente ya que el número de electrones
perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción. Es
decir, existe una trasferencia de electrones desde la sustancia que se oxida hasta la que se
reduce, por ello, este tipo de reacciones recibe el nombre de reacciones de oxidación-
reducción o, simplemente, reacciones redox.

Ejemplos:

29
NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se define número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto, como la
carga que tendría un átomo de ese elemento si el compuesto del que forma parte estuviese
constituido por iones.
Cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, debido a los electrones
ganados o perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en los covalentes) con
respecto al átomo aislado. Esto da lugar a la aparición de valores positivos y negativos para los
números de oxidación:

Para las especies químicas monoatómicas el número de oxidación coincide con la carga real del
átomo o ion. Pero el número de oxidación de cada átomo de una especie poliatómica es menos
definido y no representa ya una carga eléctrica real.
El número de oxidación de un átomo en un compuesto es la carga eléctrica que tendría dicho
átomo si los electrones de los enlaces covalentes se asignasen al átomo más electronegativo.

En general, para asignar los números de oxidación se emplea un conjunto de reglas, que
podemos resumir del modo siguiente:

1. El número de oxidación de todos los elementos libres es cero, tanto si es atómico comomolécula.
2
000
2 Cl,Zn,H

2. El número de oxidación del hidrógeno en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros
metálicos que es –1 (combinado con elementos electronegativos +1 y combinado con
elementos electropositivos –1).
3. El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es –2, excepto en los peróxidos
que es –1, en los superóxidos que es –1/2 y en sus combinaciones con el fluor que es
+2 y +1.

30
4. El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre +1 y el de los metales
alcalinotérreos es siempre +2.

5. En los haluros el número de oxidación del halógeno es –1.
6. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de una molécula es
cero, y si se trata de un ion, igual a la carga del ion.

NH4
+  n.o.:
1
4
-3
HN

 Suma algebraica = 1×(-3) + 4×(+1) = +1

Los números de oxidación permiten establecer la definición más general de oxidación-reducción:
oxidación es la reacción en la que un átomo aumenta su número de oxidación y reducción como
la reacción en la que un átomo disminuye su número de oxidación.

OXIDANTES Y REDUCTORES. PARES REDOX

Los procesos de oxidación-reducción siempre son simultáneos, pues para que una sustancia
acepte electrones (el oxidante o sustancia que se reduce) es necesario que otra sustancia ceda
electrones (el reductor o sustancia que se oxida).

 Oxidación: Proceso en el que se aumenta el número de oxidación como resultado de la
pérdida de electrones
 Reducción: Proceso en el que el número de oxidación disminuye como resultado de una
ganancia de electrones

 Oxidante es la especie química que captando electrones (aumentando su carga negativa
o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de otra, llamada agente
reductor o simplemente reductor. El oxidante para oxidar al otro compuesto tiene que
robarle electrones, pero entonces aumentará su carga negativa, esto es, disminuirá su
número de oxidación y, por lo tanto, se reduce el mismo.
 Reductor es la especie química que cediendo electrones (aumentando su carga positiva
o disminuyendo su carga negativa) produce la reducción de otra y, por lo tanto, se oxida.

El oxidante se reduce y el reductor se oxida por lo que las reacciones redox ocurren entre
parejas de oxidación reducción, llamadas pares redox o pares de oxidación-reducción. El
proceso redox global es:

OXIDANTE1 + REDUCTOR2  REDUCTOR1 + OXIDANTE2
Oxidante1 + n e-  Reductor1
Reductor2  Oxidante2 + n e-

Ejemplos de pares redox:

Esta reacción global puede escribirse como suma de dos reacciones parciales llamadas
semirreacciones:

Oxidante1 + electrones  Reductor1
Reductor2  Oxidante2 + electrones

AJUSTE DE REACCIONES REDOX

El número total de electrones que cede el agente reductor debe ser igual al número total de
electrones que gana el agente oxidante. Esta equivalencia proporciona la base para el ajuste de
reacciones redox. Existen dos métodos: método del número de oxidación y método del ion-
electrón, que es el que vamos a ver en este curso.
En el esquema siguiente se muestran los términos a manejar en un ajuste de una reacción de
oxidación-reducción:

34
 Método del ion-electrón

Muchas de las reacciones de oxidación-reducción tienen lugar en disolución acuosa y son, en
general, reacciones entre iones. En este caso la reacción global de oxidación-reducción puede
separarse en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción. El método del ion-
electrón consiste en separar la reacción total en dos semirreacciones donde intervienen especies
iónicas, una de las cuales cede electrones que son captados por la otra. En disoluciones
acuosas, dependiendo de que la reacción transcurra en medio ácido o en medio básico el
comportamiento de un elemento puede ser diferente, por ello para comprender mejor la
utilización de este método de ajuste sistemático, se diferencia el ajuste cuando transcurre en
medio neutro, medio ácido y medio básico.
En general, siempre hay que aplicar unas Reglas principales que son:
a) escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo
las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox y comprobando que
toda la reacción queda ajustada.
b) el número de moléculas de las sustancias que no interviene en la reacción redox se
obtienen por tanteo
c) si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del
problema
d) si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos
coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación. Es decir, se
pasa a forma molecular la ecuación iónica ajustada y se realiza el balance de materia, ajustando
las especies que no aparecen anteriormente.

Ajustar por el procedimiento del ión-electrón es una operación que consta de varios pasos
generales, que pueden resumirse en: a) separar la reacción total en dos semirreacciones donde
intervienen especies iónicas, una de las cuales cede electrones que son captados por la otra; b)
escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el número de electrones de
ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

Ejemplo:

Zn + AgNO3 → Zn(NO3)2 + Ag

Zn → Zn(NO3)2
AgNO3 → Ag

1.- Identificar los átomos que cambian su número de oxidación

Zn n.o.(0) → Zn (+2)

Ag n.o (+1) → Ag (0)

2.- Escribir las semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución,
ajustando el nº de átomos: Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag

Oxidación ⇒ Zn → Zn2+ + 2e–

Reducción ⇒ Ag+ + 1e– → Ag

35
3.- Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan. En este caso es necesario multiplicar la 2ª semirreacción por 2

Oxidación ⇒ Zn → Zn2+ + 2e–
Reducción ⇒ 2Ag+ + 2e– → 2Ag
________________________________________________
R. global: Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–

4.- Escribir la reacción química completa, utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las
moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox, y comprobando que
toda la reacción queda ajustada. En este caso se utiliza el ión NO3–

Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–

Zn + 2 AgNO3 → Zn(NO3)2 + 2 Ag

Como hemos comentado, muchas reacciones redox tienen lugar en disolución acuosa por lo
que:

Aparecen iones H+, OH- y moléculas de H2O

- Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua
- Los átomos de O que se ganen en la oxidación provienen del agua
- Los átomos de H provienen del ácido

 Ajuste redox en medio ácido.
En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los
que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.
Ejemplo:
KMnO
4
+ H
2
SO
4
+ KI → MnSO
4
+ I
2
+ K
2
SO
4
+ H
2
O.

Primera Etapa: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+1+7 –2 +1 +6 –2 +1–1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO
4
+ H
2
SO
4
+ KI → MnSO
4
+ I
2
+ K
2
SO
4
+ H
2
O

Moléculas o iones existentes en la disolución:
• KMnO
4
→ K
+
+ MnO
4
–

• H
2
SO
4
→ 2 H
+
+ SO
4
2–

• KI → K
+
+I
–

36
• MnSO
4
→ Mn
2+
+ SO
4
2–

• K
2
SO
4
→ 2K
+
+ SO
4
2–

• I
2
y H
2
O están sin disociar.

Segunda Etapa: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos:
Oxidación: 2 I
–
→ I
2
+ 2e
–
Reducción: MnO
4
–
+ 8 H
+
+ 5e
–
→ Mn
2+
+ 4 H
2
O
Los 4 átomos de O del MnO
4
–
han ido a parar al H
2
O, pero para formar ésta se han necesitadoademás 8 H
+
.

Tercera Etapa: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones,
éstos desaparezcan:
Oxidación → 5 x (2 I
–
→ I
2
+ 2e
–
)
Reducción→ 2 x (MnO
4
–
+ 8 H
+
+ 5e
–
→ Mn
2+
+ 4 H
2
O)
Reacción global → 10 I
–
+ 2 MnO
4
–
+ 16 H
+
→ 5 I
2
+ 2 Mn
2+
+ 8 H
2
O

Cuarta Etapa: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y aña-
diendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

2 KMnO
4
+ 8 H
2
SO
4
+10 KI → 2 MnSO
4
+ 5 I
2
+ 6 K
2
SO
4
+ 8 H
2
O

Las 6 moléculas de K
2
SO
4
(sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por
tanteo.

 Ajuste redox en medio básico
En medio básico los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierden en la
reducción) provienen de los OH
–
(en doble número), formándose o necesitándose tantas
moléculas de H
2
O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan, respectivamente.

Ejemplo:
Cr
2
(SO
4
)
3
+ KClO
3
+ KOH → K
2
CrO
4
+ KCl + K
2
SO
4
+ H
2
O

37
Primera Etapa: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+3 +6 –2 +1+5 –2 +1–2+1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2
Cr
2
(SO
4
)
3
+ KClO
3
+ KOH → K
2
CrO
4
+ KCl + K
2
SO
4
+ H
2
O

Moléculas o iones existentes en la disolución:
• Cr
2
(SO
4
)
3
→ 2Cr
3+
+ 3 SO
4
2–

• KOH → K
+
+ OH
–

• KClO
3
→ K
+
+ClO
3
–

• K
2
CrO
4
→ 2 K
+
+ CrO
4
2–

• KCl → K
+
+ Cl
–

• K
2
SO
4
→ 2K
+
+ SO
4
2–

• H
2
O está sin disociar.

Segunda Etapa: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en
disolución, ajustando el nº de átomos:
Oxidación: Cr
3+
+ 8 OH
–
→ CrO
4
2–
+ 4 H
2
O + 3e
–
.
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO
4
–
provienen de los OH
–
existentes en el
medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H
2
O junto con todos
los átomos de H.
Reducción: ClO
3
–
+ 3 H
2
O + 6e
–
→ Cl
–
+ 6 OH
–
.
Se precisan tantas moléculas de H
2
O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O
e H.

Tercera Etapa: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Oxidación → 2 x (Cr
3+
+ 8 OH
–
→ CrO
4
2–
+ 4 H
2
O + 3e
–
)
Reducción → ClO
3
–
+ 3 H
2
O + 6e
–
→ Cl
–
+ 6 OH
–

Reac. global→ 2 Cr
3+
+ 16 OH
–
+ ClO
3
–
+ 3 H
2
O → 2 CrO
4
2–
+ 8 H
2
O + Cl
–
+ 6 OH
–

Eliminando 6 OH
–
de ambos miembros:
2 Cr
3+
+ 10 OH
–
+ ClO
3
–
→ 2 CrO
4
2–
+ 5 H
2
O + Cl
–

38
Cuarta Etapa: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y
añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

1 Cr
2
(SO
4
)
3
+ 1 KClO
3
+ 10 KOH → 2 K
2
CrO
4
+ 5 H
2
O + 1 KCl + 3 K
2
SO
4

Las 3 moléculas de K
2
SO
4
(sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por
tanteo.

TEMA 10. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS

La Química orgánica es la química de las sustancias que contienen enlaces de carbono-
hidrógeno. La química orgánica o química del carbono existe gracias a las propiedades únicas
del átomo de carbono. En combinación con unos pocos elementos (H, O y N sobre todo, también
halógenos y a veces S y P) se le conocen, en la actualidad, varios millones de compuestos
diferentes.

 El átomo de carbono y los compuestos orgánicos

La estructura del átomo de carbono explica la enorme multiplicidad de sus compuestos.
El átomo de carbono posee una configuración electrónica 1s22s2p2.

Al combinarse, dispone sus cuatro electrones de valencia en sus cuatro orbitales de valencia.
Puede formar enlaces de distinto tipo: sencillo, doble o triple

 Clasificación y funcionalidad de los compuestos de carbono

Los compuestos orgánicos, en función del tipo de átomos que contienen, se pueden agrupar en
dos grandes bloques:
o Hidrocarburos → Compuestos constituidos por átomos de carbono e hidrógeno
exclusivamente.
o Compuestos orgánicos con heteroátomos → Compuestos orgánicos que contienen
además de carbono e hidrógeno, otros átomos como nitrógeno, oxígeno, azufre y
halógenos.

Además, los compuestos orgánicos se pueden clasificar en familias atendiendo al Grupo
Funcional que contienen.
En los compuestos orgánicos el carbono forma enlaces del tipo covalente, ya que la diferencia
de electronegatividad con los otros elementos no es muy grande.
Los compuestos orgánicos más sencillos son los hidrocarburos, que están constituidos por
carbono e hidrógeno. El resto de los compuestos orgánicos está constituido, fundamentalmente,
por una cadena hidrocarbonada y una agrupación característica de átomos, con enlaces polares
o múltiples, que introduce un punto reactivo en la molécula.
De estos puntos reactivos depende la conducta química de todo el compuesto y se llaman
grupos funcionales. Es decir, las propiedades físicas y químicas de las moléculas orgánicas
dependen, generalmente, de los grupos funcionales, y el resto de la molécula (que se representa
por R) suele tener poca influencia en estas propiedades. Por tanto, en Química Orgánica se
conoce como grupo funcional al átomo, o grupo de átomos, que define la estructura de una
familia particular de compuestos orgánicos y al mismo tiempo determina sus propiedades.

En Química Orgánica también se suele hablar de las llamadas Series Homólogas que están
formadas por compuestos que contienen un mismo grupo funcional, pero que difieren sólo en la
longitud de la cadena, pudiéndose todas representar por una fórmula general, como por ejemplo
en los hidrocarburos saturados, CnH2n+2.

 Cadenas carbonadas y Tipos de átomos de carbono

 Cadenas carbonadas

Esta peculiar configuración, que explica su conocida tetravalencia y la estabilidad de sus
compuestos, es la que le permite formar fuertes enlaces covalentes con otros átomos de
carbono, lo que posibilita la existencia de largas cadenas de carbono estables, denominadas
cadenas carbonadas, que pueden ser lineales o ramificadas (abiertas) y cíclicas (cerradas).
42

o Los compuestos con un esqueleto carbonado de cadena abierta se denominan
alifáticos o acíclicos. Pueden ser lineales o ramificadas.
o Los compuestos con un esqueleto carbonado de cadena cerrada se denominan
cíclicos, y pueden ser de dos clases: alicíclicos y aromáticos. Los compuestos
alifáticos se diferencian de los alicíclicos en que estos últimos la cadena cerrada, y
también puede presentar ramificaciones. Los compuestos aromáticos presentan
estructuras especiales y se consideran derivados del benceno.

Cuando todos los enlaces que forman parte de una cadena carbonada son sencillos, se dice que
ésta es una cadena saturada. Por el contrario, si existe algún doble o triple enlace se dice que
es una cadena insaturada.

 Tipos de átomos de carbono

Los átomos de carbono que intervienen en las cadenas carbonadas pueden ser: primarios,
secundarios, terciarios y cuaternarios, según el número de átomos de carbono a los que estén
unidos. En una misma molécula, pueden existir átomos de carbono primarios, secundarios,
terciarios y cuaternarios

 Nomenclatura

El sistema de nomenclatura orgánica utilizado es el recomendado por la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada (IUPAC). Se basa en los hidrocarburos saturados (o alcanos), los
compuestos orgánicos más sencillos por tener todos los enlaces carbono-carbono simples.

 El nombre de cualquier compuesto orgánico está formado por un prefijo, indicativo del
número de átomos de carbono que tiene la que se denomina cadena principal, yuna
terminación o sufijo, que nos indica el grupo funcional que contiene.

 Los prefijos, por su parte, indican el número de átomos de carbono y se emplean con el
mismo significado para cualquier compuesto orgánico. Cuando el hidrocarburo es cíclico
se nombra anteponiéndole el prefijo –ciclo.

 La cadena carbonada se numera por el extremo más próximo al grupo funcional. Esta
regla es válida para cualquier compuesto orgánico.

 La presencia de sustituyentes o funciones orgánicas se señalan en la cadena mediante
números localizadores: 1, 2, 3…etc. A veces se utilizan letras cursivas: o-, m-, p-, cis-,
trans-, etc. Los localizadores se separan entre sí mediante comas, y del resto del
nombre con un guión.

44
 El término saturado quiere decir que sólo tiene enlaces covalentes sencillos, y la
nomenclatura de todos ellos termina (sufijo) en –ano.

 Cuando se trata de nombrar un compuesto con varias cadenas ramificadas, se elige
una de ellas como cadena principal, nombrándose el resto como sustituyentes.
La elección de la cadena principal resulta un poco complejo, aquí sólo tenemos en
cuenta que debe contener:

o La función principal (existe un orden de preferencia), o el mayor número de
ellas.
o El mayor número posible de dobles o triples enlaces.
o El mayor número de átomos de carbono
o El mayor número de sustituyentes
o Los números localizadores más bajos para el grupo funcional y los
sustituyentes.

A la hora de aplicar estas normas se sigue el orden indicado hasta que una de ellas señale de
manera inequívoca cuál es la cadena principal, prescindiendo, en ese momento, de las normas
restantes.

 Una vez elegida la cadena principal, ésta se numera de forma que se asignen los
números localizadores más bajos a:

1. Los grupos principales.
2. Las insaturaciones (dobles y triples enlaces).
3. Los sustituyentes designados con prefijos (sin tener en cuenta el orden
alfabético).
4. Los sustituyentes designados con prefijos, ordenados alfabéticamente.

 Si el hidrocarburo pierde un H resulta un grupo o radical, que se caracteriza por tener un
electrón desapareado, una valencia libre. Se nombra sustituyendo la terminación –ano
por –ilo o –il. Se emplean números para indicar dónde está la valencia libre. Los
47
radicales alquílicos (alifáticos o de cadena abierta) se representan por R y los arílicos
(derivados del benceno) por Ar.

 El nombre de los sustituyentes o ramificaciones de la cadena principal se obtienen
cambiando la terminación que tenga la cadena carbonada de la que proceda por el sufijo
(terminación) –ilo.

 En los hidrocarburos con cadenas ramificadas, se toma como principal la cadena más
larga, se numera por el carbono más próximo a la ramificación y se nombran, en primer
lugar, los radicales por orden alfabético. El prefijo n- se emplea cuando la cadena es
lineal y se utilizan los prefijos iso- o neo- cuando al final de una cadena lineal hay dos o
tres grupos metilo, respectivamente.

 Cuando una determinada función o sustituyente se repite varias veces en un compuesto
se utilizan prefijos de cantidad: di-, tri-, tetra-, etc. Estos prefijos se usan cuando es
necesario, pero se ignoran cuando se alfabetizan, es decir, que el compuesto se
alfabetiza de acuerdo con su primera letra sin tener en cuenta los posibles prefijos de
cantidad.

 La posición de los sustituyentes en la cadena se indica además de con números
localizadores, con letras en cursiva (o–, m–, p–, cis–, trans–, etc.). Tanto en un caso
como en otro, se separan por comas, y se finaliza con un guión para separarlos del resto
del nombre del compuesto. No existen espacios libres en la nomenclatura, excepto en el
caso de los ácidos, anhídridos, éteres, ésteres y cetonas.

 Los hidrocarburos insaturados se nombran con la terminación –eno, si el enlace es
doble, y con la terminación –ino, si es triple, y se numera la cadena por el extremo más
cercano al enlace múltiple. El número del primer carbono que lleva el enlace múltiple es
el que se pone delante del nombre: CH2=CH-CH=CH2  1,3-butadieno. Si se trata de
un hidrocarburo insaturado con cadena ramificada, se elige como cadena principal la
que tenga el enlace múltiple.
48

 Los compuestos aromáticos se nombran como derivados del benceno, naftaleno, etc., y
si hay más de un sustitúyete se indican sus posiciones mediante números y prefijos. De
forma análoga se nombran los derivados halogenados de los hidrocarburos: CH3-CHBr-
CH3  2-bromopropano.

 En los alcoholes se añade la terminación –ol al nombre del hidrocarburo
correspondiente. La posición del grupo alcohol se designa con números y las cadenas
comienzan a contarse por el extremo más cercano a tal grupo: CH3-CH2-CHOH-CH3 
2-butanol.

 Los éteres se nombran añadiendo a los nombres de los dos radicales que los
constituyen la palabra –éter.

 Las terminaciones características de aldehídos y cetonas son –al y –ona,
respectivamente. Los más corrientes suelen tener nombres propios.

 Las aminas reciben el nombre del radical o radicales que las componen seguidos por la
palabra –amina. Los nitrocompuestos se nombran empleando el prefijo –nitro:
CH3NO2nitrometano.

 El nombre de los ácidos se obtiene cambiando la –o final de los hidrocarburos saturados
por –oico. El grupo ácido define la cadena principal y se le asigna el número 1.

 Los nombres de los nitrilos se derivan de los de los ácidos del mismo número de átomos
de carbono empleando la terminación –nitrilo.

 Los ésteres también se derivan de los ácidos, y toman la terminación –ato seguida del
nombre del radical correspondiente.

 Las amidas se nombran sustituyendo la terminación –oico de los ácidos por –amida. Los
sustituyentes en el nitrógeno se designan poniendo una N antes de su nombre:
CH3CH2CONHCH3  N-metil-propanamida.

TIPOS DE ENLACE DEL CARBONO

 Configuración electrónica del átomo de carbono

El átomo de carbono posee un número atómico Z=6, es decir, su corteza contiene 6 electrones
distribuidos según la configuración electrónica 1s2 2s2 2p2. Gráficamente, estos electrones
podrían distribuirse en los orbitales mediante las configuraciones electrónicas:

 Teoría de hibridación

Esta teoría propone la combinación o mezcla de orbitales puros de un átomo para formar el
mismo número de orbitales nuevos denominados orbítales híbridos, todos ellos equivalentes,
con orientaciones determinadas en el espacio. Estos orbitales híbridos son utilizados por los
átomos para formar enlaces covalentes. Así, el átomo de carbono presenta tres tipos de
hibridación, sp3, sp2 y sp, lo que explicaría los enlaces simples, dobles y triples que forma con
otros elementos.

o Hibridación sp3

La hibridación sp3 tiene lugar cuando se combina un orbital s con tres orbitales p del átomo de
carbono, obteniéndose cuatro orbitales híbridos sp3 (proceden de un orbital s y 3 orbitales p),
cada uno de ellos con un electrón. La hibridación sp3 es propia de los átomos de carbono que
forman cuatro enlaces sencillos. Cada uno de los cuatro orbitales moleculares formados contiene
dos electrones, constituyendo un enlace covalente denominado enlace tipo .

o Hibridación sp2
Se produce al combinarse un orbital s con dos orbitales p del mismo átomo, dando lugar a tres
orbitales híbridos sp2 (proceden de un orbital s y 2 orbitales p). El orbital 2pz se mantiene sin
hibridar. Los orbitales así formados, conteniendo cada uno de ellos un electrón. Este tipo de
hibridación es propia de los átomos de carbono que forman un doble enlace y dos enlaces
sencillos. Un ejemplo es la molécula de eteno, en la que dos de los orbítales sp2 de cada uno de
los átomos de carbono que componen la molécula se combinan con dos orbitales 1s del
hidrógeno (un electrón),originando enlaces covalentes tipo σ. El solapamiento de los dos
orbitales sp2 libres de cada átomo de carbono da lugar a un nuevo enlace covalente carbono-
carbono de tipo σ. Finalmente, el solapamiento lateral de los dos orbitales pz (contienen un
electrón), origina un enlace carbono-carbono tipo π.

o Hibridación sp
La hibridación sp se da cuando se combina sólo un orbital p con el orbital s, originando dos
orbitales híbridos sp, cada uno de ellos ocupado por un electrón, y dejando sin hibridar los
orbitales py y pz, con un electrón cada uno. Este tipo de hibridación es propia de los átomos de
carbono que forman un triple enlace y un enlace sencillo. La molécula más sencilla en la que el
átomo de carbono sufre hibridación sp es la molécula de etino o acetileno. El solapamiento de los
orbitales sp de los dos átomos de carbono da lugar a un enlace covalente carbono-carbono tipo
σ. Los dos orbitales p puros que no se han hibridado se solapan lateralmente para formar dos
enlaces carbono-carbono tipo π. Cada uno de los orbitales sp de los dos carbonos que quedan
51
sin combinar se unen a dos átomos de hidrógeno (un electrón 1s), formando enlaces covalentes
tipo σ.

Como hemos visto, los átomos de carbono tienen la posibilidad de unirse entre sí, por enlaces
sencillos, dobles y triples.

52
REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS ORGÁNICAS

 Fórmulas Químicas

Como hemos visto anteriormente, la fórmula química de un compuesto constituye la
representación simbólica de los elementos que forman dicho compuesto.
Se puede distinguir distintos tipos de fórmulas químicas:
Fórmula empírica → Indica la relación numérica más sencilla en la que se encuentran los
átomos constituyentes de una molécula o compuesto químico.
Fórmula molecular → Indica el número exacto de átomos que componen la molécula.
Fórmula estructural → Las fórmulas moleculares de los compuestos no suelen utilizarse en
química orgánica, puesto que es frecuente encontrar muchas sustancias que responden a la
misma fórmula. Se utilizan las fórmulas estructurales, en todas sus variantes, que muestran
cómo están unidos los átomos, es decir, los enlaces entre los átomos que forman la molécula.

Lo habitual es efectuar la representación mediante la fórmula semidesarrollada, en la que sólo
se especifican los enlaces entre carbonos, pero a veces también se utiliza la fórmula
desarrollada, en la que se especifican todos los enlaces en el plano entre los diferentes átomos
de la molécula. Es muy frecuente combinar en una misma representación los dos tipos,
simplificando unas partes y desarrollando las de mayor interés.

Fórmula tridimensional → Al ser las moléculas orgánicas tridimensionales, la representación
plana de ellas no es la más adecuada. Por eso, muchas veces se emplean las fórmulas
tridimensionales, en las que se marcan los enlaces con trazos triangulares con línea continua
(está en el plano, ) y línea discontinua (entra en el plano), los que van hacía delante se
marcan en forma de cuña o triángulo sólido ( ), y los que van hacia atrás con una cuña o
triángulo rayado o discontinuo ( ).. Para poder visualizar la configuración geométrica de
las moléculas orgánicas se utilizan los modelos moleculares (modelo de varillas, modelo de
casquetes).

 Modelos Moleculares

El modelo molecular de un compuesto es una representación de la molécula que nos ayuda a
visualizar la estructura tridimensional de la misma.
o Modelo de bolas y varillas. Los átomos se representan con una esfera, de tamaño
proporcional al del átomo y los enlaces con varillas muy distanciadas.
o Modelo compacto o de esferas interpenetradas. Los átomos se representan, de
forma proporcional, en forma de casquetes esféricos interpenetrados

REACCIONES ORGÁNICAS: NATURALEZA Y CLASIFICACIÓN

Toda reacción química implica, siempre, una ruptura de los enlaces existentes en las moléculas
o compuestos que reaccionan (reactivos) y la formación de otros enlaces nuevos en las
moléculas o compuestos que se forman (productos). Debido al carácter covalente de los
compuestos orgánicos no aparecen en la química orgánica reacciones iónicas. Como además,
los enlaces son fuertes, normalmente las energías de activación son elevadas y las velocidades
de reacción lentas.

 Ruptura de los enlaces: Reacciones homolíticas y heterolíticas

La ruptura de estos enlaces covalentes puede ser de dos tipos, homolítica o heterolítica.

Ruptura Homolítica → Es propia de átomos que no tienen una gran diferencia en
electronegatividad. Se produce cuando cada átomo que se separa retiene o "se lleva" un
electrón de los dos que constituyen el enlace, formando radicales libres.

Ruptura Heterolítica → Es propia de átomos cuya electronegatividad es diferente. El átomo
electronegativo "se lleva" los dos electrones de enlace: da lugar a iones, formándose un anión y
un catión.

Las reacciones heterolíticas, a su vez, se pueden dividir en dos tipos principales: nucleófilas y
electrófilas, según que el reactivo atacante sea una especie nucleófila (ataca a las zonas con
deficiencia electrónica) o electrófila (zonas con alta densidad de electrones).

 Clasificación de las reacciones orgánicas
Principalmente, las reacciones orgánicas se pueden clasificar en:
 Reacciones de sustitución o desplazamiento  son aquellas en que un
átomo o grupo enlazado a un átomo de carbono se sustituye por otro que entra
en su lugar.

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 Reacciones de eliminación  se caracterizan por la pérdida de una molécula
pequeña del seno de una molécula mayor y la consiguiente formación de un
enlace múltiple en está última.

 Reacciones de adición  inversas a las de eliminación, aquí se adiciona una
molécula al enlace doble de otra, convirtiéndolo en uno sencillo, y si es triple lo
convierte en uno doble.

 Otras reacciones orgánicas
Además de las reacciones mencionadas, cabe destacar otras reacciones orgánicas importantes,
tales como:

 Reacciones de condensación  son aquellas en las que se unen dos
moléculas complejas con eliminación de una molécula sencilla como H2O, NH3,
etc.

Cuando la reacción de condensación se produce entre un ácido carboxílico y un alcohol, se
forma un éster, y la reacción que tiene lugar se denomina reacción de esterificación:

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 Reacciones de combustión

 Reacciones de oxidación-reducción  suponen la transferencia de
electrones o un cambio en el número de oxidación. Reacciones redox sin
ruptura de enlace

ISOMERÍA

La isomería es una propiedad característica de ciertos compuestos químicos.
Los isómeros son compuestos que teniendo la misma fórmula molecular, por ello la misma
composición centesimal, y misma masa molecular, presentan diferentes propiedades. Se debe a
que los mismos átomos están reagrupados de modo distinto y constituyen, por lo tanto,
moléculas distintas. Los isómeros tienen igual fórmula molecular, pero diferente fórmula
estructural.

Existen distintos tipos de isomería, que se agrupan en dos grandes bloques, isomería
estructural o plana e isomería espacial o estereoisomería.
La isomería plana puede explicarse con fórmulas planas y la del espacio hay que tener en
cuenta que las moléculas son tridimensionales (estereoisomería).
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 Isomería estructural

 Isomería de cadena  poseen el mismo grupo funcional, pero la estructura de
la cadena es diferente, pudiendo ser lineal, ramificada, etc.

 Isomería de posición  compuestos que tienen el mismo grupo funcional
colocado en posición diferente en una misma cadena carbonada.

 Isomería de funciónse da entre moléculas que presentan distintos grupos
funcionales.

 Isomería espacial o estereoisomería

Se presentaen aquellos compuestos que poseen los mismos átomos, las mismas cadenas y los
mismos grupos funcionales, pero la disposición espacial de los átomos en la molécula es
diferente. La estereoisomería espacial puede ser isomería conformacional o isomería
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configuracional, dependiendo de que los isómeros se puedan convertir uno en otro por simple
rotación de enlaces simples, o no, respectivamente.

 Isomería conformacional
Los estereoisómeros son interconvertibles uno en otro mediante simple rotación de un enlace
sencillo carbono-carbono. A estos isómeros se les denomina confórmeros o rotámeros, pues a
cada una de las disposiciones espaciales que puede adoptar un compuesto como consecuencia
de la rotación de uno de sus enlaces se denomina conformación. Un giro de 60ºC da lugar a dos
conformaciones límite, una conformación con los hidrógenos alternados (conformación alternada
o escalonada), y una conformación con los hidrógenos enfrentados (conformación eclipsada).

 Isomería configuracional
Los estereoisómeros no son interconvertibles uno en el otro, por lo que además es posible su
aislamiento o separación.
Dentro de la isomería configuracional se puede distinguir entre:

o Isomería geométrica (cis-trans)  estereoisómeros que no son imágenes
especulares entre sí, es decir, se diferencian en la ordenación espacial de los
átomos con respecto al átomo central. Es característica de los compuestos
orgánicos que poseen dos átomos de carbono unidos por un doble enlace y, que a
su vez, tienen dos sustituyentes diferentes. Pueden ser isómeros cis y trans. Cis
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significa “junto a” (los dos sustituyentes están situados al mismo lado del doble
enlace) y trans “en el lado opuesto de”.

o Isomería óptica  poseen idénticas propiedades tanto físicas como químicas,
diferenciándose únicamente en el distinto comportamiento frente a la luz polarizada.
Un isómero desvía el plano de polarización de la luz hacia la derecha (isómero
dextro o (+)) y el otro hacia la izquierda (levo ó (-)) en igual magnitud. La isomería
óptica suele presentarse en aquellos compuestos que poseen uno o más átomos de
carbono asimétricos o quirales, es decir que poseen los cuatro sustituyentes
distintos. Una molécula quiral se caracteriza porque presenta dos isómeros cuyas
estructuras superpuestas no coinciden, son como un objeto y su imagen en el
espejo, son imagen especular uno del otro, y se llaman enantiómeros. Una mezcla
equimolecular de los dos isómeros se denomina racémica y no presenta actividad
óptica

TEMA 11.- HIDROCARBUROS

HIDROCARBUROS: DEFINICIÓN Y CLASIFICACIÓN

 Hidrocarburos. Definición

Los hidrocarburos son los compuestos de carbono más sencillos y comunes, formados por
carbono e hidrógeno.
Los enlaces carbono-hidrógeno son enlaces covalentes sencillos, de tipo σ, de similares
características en todos los hidrocarburos. En cambio, los átomos de carbono pueden unirse a
otros átomos de carbono mediante enlace sencillo, doble o triple.

 Clasificación

Los hidrocarburos se pueden clasificar de diferentes maneras: según sea la cadena carbonada
(abierta o cerrada), distinguiendo así entre hidrocarburos lineales o cíclicos, según tengan o no
dobles y triples enlaces (saturados o insaturados), o según sean o no aromáticos.

HIDROCARBUROS SATURADOS: ALCANOS Y CICLOALCANOS

 Alcanos

 Características y Propiedades

Los alcanos o hidrocarburos saturados son aquellos que solamente tienen enlaces covalentes
sencillos, por lo que se dice que los enlaces de estos compuestos son saturados. Los átomos de
carbono presentan hibridación sp3.
Los alcanos con estructura de cadena tienen la fórmula CnH2n+2 y se denominan hidrocarburos
alifáticos.
El punto ebullición de los alcanos lineales aumenta a medida que aumenta el peso molecular.
Los alcanos ramificados presentan menor punto de ebullición que los alcanos lineales con el
mismo número de átomos de carbono.
El punto de fusión de los alcanos, tanto lineales como ramificados, no varía gradualmente
Los hidrocarburos saturados muestran poca afinidad por la mayor parte de los reactivos
químicos. Son sustancias no polares, insolubles en agua y no reaccionan con los ácidos, las
bases o los agentes oxidantes.
La fuente principal de los alcanos es el petróleo, pero también hay varios métodos de obtención
en el laboratorio. Todos son combustibles.

 Nomenclatura

Las principales reglas son:
.- Los alcanos se nombran con la raíz que indica el número de átomos de carbono de la
cadena carbonada principal, seguida de la terminación o sufijo –ano.
.- Los cuatro primeros compuestos de la serie de los alcanos tienen nombres no
sistemáticos, que se indican con los prefijos met- (1 átomo de C), et- (2 átomos de C), prop- (3
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átomos de C) y but- (4 átomos de C), seguidos del sufijo –ano. Los demás compuestos se
nombran empleando el prefijo griego que indica el número de átomos de carbono de la cadena
principal, seguido del sufjijo –ano.

.- Los alcanos que poseen ramificaciones Se selecciona la cadena carbonada más larga.
Esta será la cadena principal y la que da nombre al compuesto. En el caso de que haya dos o
más cadenas con el mismo número de átomos de carbonos, se selecciona la cadena que tenga
mayor número de ramificaciones.
.- La numeración de la cadena principal se lleva a cabo empezando por el extremo que
tenga más próximo algún carbono con sustituyentes.

4-etil-2-metilheptano

.- Los sustituyentes se nombran antes que la cadena principal, precedidos de su número
localizador asignado (indica su posición en la cadena), seguido de un guión, y con la terminación
–ilo o –il.

.- Cuando hay dos o más sustituyentes diferentes, se pueden nombrar siguiendo dos
criterios diferentes, por orden de complejidad, o por orden alfabético. Generalmente, se nombran
por orden alfabético.

5-n –butil-4,7-dietildecano

.- Si existen dos sustituyentes en el mismo átomo de carbono, se repite el localizador, se
disponen seguidos de una coma, y detrás de un guión se colocan los nombres de los radicales.
.- Cuando hay dos o más sustituyentes iguales, se debe indicar separando los números
localizadores por comas y seguidos de un guión el prefijo di, tri, tetra, penta, …que precede al
nombre del radical.
.- Cuando existe una cadena lateral compleja, que también posee ramificaciones o
sustituyentes, esta cadena se nombra como una cadena sustituida, comenzando la numeración
a partir del carbono de la cadena principal al que está unida.
.- La IUPAC admite los nombres tradicionales para algunos radicales, lo que simplifica la
nomenclatura de los compuestos.

 Reactividad.

Son poco reactivos. Sus reacciones las realizan por sustitución y son la mayoría de tipo radical.
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 Reacciones de combustión.
Reaccionan con el oxígeno, dando dióxido de carbono y agua. Son reacciones muy exotérmicas.

 Reacciones de sustitución.
Pueden sufrir la sustitución de uno o varios átomos de hidrógeno por otros átomos o grupos de
átomos. Las principales son: halogenación, nitración, sulfonación.

 Reacciones de pirolisis
Se produce cuando se calientan alcanos a altas temperaturas en ausencia de oxígeno. Se
rompen enlaces C-C y C-H, formando radicales, que se combinan entre sí formando otros
alcanos de mayor número de C.

 Cicloalcanos

Los alcanos pueden tener también estructuras de anillo o cíclicas, son los alcanos denominados
cicloalcanos o alicíclicos.

 Características y propiedades
Responden a la fórmula general CnH2n, siendo n el número de átomos de carbono. Tienen
enlaces sencillos carbono-carbono y carbono-hidrógeno covalentes tipo σ. Los átomos de
carbono presentan hibridación sp3.
El ciclopropano, el primer miembro de la familia delos cicloalcanos, es un gas, los demás son
líquidos. Los puntos de ebullición y de fusión son ligeramente más elevados que los de los
correspondientes alcanos abiertos de igual número de átomos de carbono

 Nomenclatura

La nomenclatura de los cicloalcanos es análoga a la de los hidrocarburos lineales del mismo
número de átomos de carbono, precediendo siempre el prefijo ciclo- al nombre del compuesto.

Los ciclos pueden contener ramificaciones o cadenas laterales, entonces se considera el
compuesto como un derivado del compuesto cíclico y se enumeran las cadenas con los números
localizadores más bajos posibles.
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Cuando existen varios ciclos en la molécula, o varias cadenas laterales y ciclos, es más
adecuado considerar el compuesto como un derivado de un alcano lineal, de forma que los ciclos
se nombran como un sustituyente más, pero sustituyendo la terminación –ano por –ilo o –il.

 Reactividad

Los cicloalcanos pueden sufrir reacciones muy similares a los de los alcanos de cadena abierta,
aunque son más reactivos.

 Reacciones de adición
Son propias de los ciclos de 3 y 4 átomos de carbono, ya que pueden abrir su anillo con
facilidad. En estas reacciones, se produce la ruptura de un enlace carbono-carbono para formar
el compuesto de cadena abierta.

 Reacciones de sustitución
Las reacciones de sustitución se dan sin apertura de anillo y necesitan ser activadas con un
aporte energético.

HIDROCARBUROS INSATURADOS: ALQUENOS Y ALQUINOS

Los hidrocarburos cuyas moléculas tienen enlaces múltiples entre los átomos de carbono se dice
que son no saturados o insaturados.

 Alquenos
Los cicloalquenos se representan mediante la fórmula general CnH2n-2.

 Características y Propiedades

Los alquenos u olefinas, también llamados hidrocarburos etilénicos, presentan un doble enlace
en su molécula. La fórmula general de los alquenos sencillos, con un solo doble enlace, es
CnH2n.
Los enlaces sencillos carbono-carbono y carbono-hidrógeno son enlaces covalentes tipo σ,
mientras que en los dobles enlaces carbono-carbono, existe uno tipo σ y otro tipo π. Los átomos
de carbono del doble enlace presentan hibridación sp2.
Los alquenos de hasta cuatro átomos de carbono son gases en condiciones normales. Hasta
aproximadamente los de 16 átomos de carbono son líquidos, y a partir de ahí, son todos sólidos.
Son poco polares. Son insolubles en agua y solubles en disolventes orgánicos.

 Nomenclatura
.- Se nombran empleando la misma raíz que para los alcanos, pero con la terminación –
eno, en lugar de –ano.
.- Se toma como cadena principal la cadena más larga que contiene el doble enlace.

.- La numeración de la cadena debe hacerse comenzando por el extremo que tenga más
cercano el doble enlace.

.- Si existen cadenas laterales, se toma como cadena principal la que contiene el doble
enlace, aunque ésta sea más corta y la numeración de la cadena se comienza por el extremo
que tiene más cercano el doble enlace.

4-etil-5-isopropil-2,7-dimetil-2-octeno

.- Si la cadena contiene más de un doble enlace, se emplean las terminaciones –dieno, -
trieno,… precedidas por los localizadores que indican la posición de los dobles enlaces.

.-Si existen ramificaciones y más de un doble enlace, la numeración debe realizarse de
forma que los dobles enlaces contengan los números localizadores más bajos posibles.

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 Reactividad

Los alquenos son muy reactivos.

 Reacciones de adición

Debido a la presencia del doble enlace que constituye por una parte un punto de instauración
haciendo posible las reacciones de adición, y por otra parte un punto de menor resistencia a la
cadena carbonada, diversos reactivos pueden romper fácilmente el enlace adicionándose en
cada carbono del doble enlace.
Estas reacciones pueden ser reacciones de hidrogenación, de halogenación, de adición de
halogenuros de hidrógeno, de adición de agua o incluso de algún ácido, como puede ser el ácido
hipocloroso.
Cuando al menos uno de los reactivos es simétrico, es sencillo predecir el producto de la
reacción, sin embargo es difícil predecir cuando los dos reactivos son asimétricos. Se utiliza la
Regla de Markownikoff: Cuando un reactivo asimétrico (HX, HOH, HSO3H, etc.) se adiciona a un
alqueno o alquino asimétrico, el fragmento más positivo (generalmente el H) se une al átomo de
carbono al que ya están unidos un número mayor de átomos de H. Una excepción a esta regla
es en presencia de peróxidos.

 Reacciones de Oxidación.

Según las condiciones de reacción se forman dioles o ácidos carboxílicos.

 Reacciones de combustión
Los alquenos sufren reacciones de combustión en presencia de oxígeno, para formar dióxido de
carbono y agua, con un gran desprendimiento de calor.

 Alquinos

 Características y propiedades

Los alquinos o hidrocarburos acetilénicos, contienen enlaces triples carbono-carbono y tienen la
fórmula general CnH2n-2. Se denominan diinos a los que tienen dos triples enlaces y poliinos a los
que tienen más de dos triples enlaces.
Los enlaces sencillos carbono-carbono y carbono-hidrógeno son enlaces covalentes tipo σ,
mientras que en los triples enlaces carbono-carbono, uno de ellos es tipo σ, y los otros dos son
enlaces π. Los carbonos del triple enlace presentan hibridación sp
Sus propiedades, debidas al triple enlace, son muy similares a las de los alquenos, pero tienen
mayor tendencia a la adición y polimerización, ya que la existencia de dos enlaces  les da una
mayor reactividad y permite adiciones numerosas.
Los compuestos de bajo peso molecular, que contienen hasta cuatro átomos de carbono, son
gases en condiciones normales, Los siguientes, hasta aproximadamente los compuestos con 14
átomos de carbono son líquidos, y a partir de ahí, son todos sólidos.
Son poco polares. Son insolubles en agua y solubles en disolventes orgánicos.

 Nomenclatura

.- Se nombran cambiando la terminación –ano del hidrocarburo saturado
correspondiente por la terminación –ino.

.- La IUPAC da preferencia a los dobles enlaces frente a los triples, por ello son los
dobles enlaces los que dan el nombre al compuesto. Así, un hidrocarburo que contenga dobles y
triples enlaces se denomina alquenino.

.- La cadena principal será la cadena más larga que contenga todos los enlaces múltiples, ya
sean dobles o triples, o en su caso, el mayor número de ellos. La numeración de la cadena se
comienza de forma que se dé los números más bajos a los dobles y triples enlaces. Si es posible
elegir la forma de numerar, a los dobles enlaces se les asigna los números más bajos. Se toma
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como cadena principal la que tiene más insaturaciones, aunque no sea la más larga, asignándole
los localizadores más bajos a las insaturaciones.

5-metil-3-propiloct-1-en-6-ino 4-metil-5-propilhepta-3,5-dien-1-ino
(5-metil-3-propil-1-octen-6-ino) (4-metil-5-propil-3,5-heptadien-1-ino)

.- Cuando los números localizadores son iguales por los dos extremos de la cadena, la posición
de los radicales (número más bajo) indicará la numeración de la misma. También, se le dan los
más bajos a los dobles enlaces.

hept-2-en-5-ino
(2-hepten-5-ino)

.- Los radicales con un doble enlace se nombran con la terminación –enilo o –enil y los
que tienen un triple enlace con la terminación –inilo o –inil.

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 Reactividad
Presentan una gran reactividad, debido a los enlaces π de sus moléculas. Sus principales
reacciones son similares a las de los alquenos.

 Reacciones de Adición

Las reacciones de adición al triple enlace son similares a las reacciones de adición al doble
enlace y pueden ser reacciones de hidrogenación,