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DepartamentoCientífico -Matemático



Con este trabajo se pretende que el alumno que ha superado la materia de Física y Química de 1º de Bachillerato repase todo lo estudiado durante el verano para afrontar la Química de 2º BACH con mayor seguridad.

Las unidades 10-14 han sido desarrolladas completamente durante el curso, por lo que el alumno puede acudir al libro y/o a sus apuntes para repasar los contenidos más importantes y trabajar los ejercicios que se adjuntan.

Las unidades 15 a 17, debido a que sólo se han comentado los aspectos más importantes, están desarrolladas en este documento, de forma que se pueden estudiar los contenidos y después hacer los ejercicios que se proponen.

Es muy importante que todos los que tenéis la materia superada y vais a cursar la Química en 2º de Bachillerato, hagáis un esfuerzo durante este verano (bien organizado, hay tiempo para todo) para llegar a la asignatura del próximo curso con la mayor garantía de éxito. Es por esto que la entrega de este dossier a la profesora de la asignatura será obligatoria.

Que disfrutéis de vuestras merecidas vacaciones y que repaséis nuestra materia.

Feliz verano.

Profesoras de Física y Química.



UNIDAD 10. FUNDAMENTOS DE LA QUÍMICA

1. La composición centesimal en masa del carbonato de calcio es: 40 % de calcio, 12 % de carbono y 48 % de oxígeno. A partir de esta información, completa la siguiente tabla:

Muestra Masa de muestra (g) Masa de calcio (g) Masa de carbono (g) Masa de oxígeno (g)

A 24,5

B 4,8

C 1,7

2. Calcula la masa molecular y la composición centesimal de las siguientes sustancias: nitrato de sodio, ácido clorhídrico, ácido perclórico y sulfuro de cinc

3. ¿Cuántos moles de C hay en 389 g de metano?

4. ¿Qué masa de cada elemento hay en 12,45 g de CaCl2?

5. Indica el número de protones, electrones y neutrones de cada uno de los siguientes elementos neutros: Mg, Pt, Cu, Rb y Ar.

Nota: consulta la tabla periódica para obtener todos los datos que necesitas



UNIDAD 11. GASES Y DISOLUCIONES1. En un recipiente adecuado tenemos 300 L de oxígeno a 27 ºC y 753 mmHg. ¿Qué volumen

ocupará este gas en condiciones normales? ¿Y si se encuentra a 127 ºC y 2 atmósferas de presión?

2. ¿Qué volumen ocupan 2 moles de oxígeno que se encuentran a una presión de 5 atmósferas y una temperatura de 25 ºC?

3. Una disolución saturada ¿puede ser a la vez diluida?

4. Se disuelven 150 mL de etanol en 350 mL de agua.

a. ¿Cuál es el porcentaje en volumen de etanol en dicha disolución?

b. ¿Cuál es el porcentaje en masa del etanol? (nota: la densidad del etanol es de 0,732 g/mL)

5. Un recipiente contiene una mezcla gaseosa cuya composición en masa es del 56 % en nitrógeno (N2) y el resto, hidrógeno (H2). Si la presión es de 4,2 atm, determina la fracción molar y la presión parcial de cada gas.

6. En un laboratorio tenemos dos disoluciones de ácido sulfúrico:

a. Disolución A: 0,25 M

b. Disolución B: 0,75 M

Se prepara una disolución mezclando 700 mL de A con 300 mL de B. Calcula la concentración molar de la mezcla resultante

7. Calcula el volumen de disolución de nitrato de sodio de concentración 0,2 M que se puede preparar partiendo de:

a. Una masa de 20 g de nitrato de sodio

b. Un volumen de 100 mL de disolución de nitrato de sodio 1 M

8. Determina la masa molar de un gas si 0,116 g de dicho gas ocupan 100 cm3 en c.n.

9. Dos depósitos A y B, de 25 dm3 y 30 dm3 respectivamente, contienen 200 g de nitrógeno (N2) el A y 159 g de CO2 el B, ambos a 25 ºC. Si se comunican mediante una llave de paso inicialmente

cerrada, calcula la presión en cada recipiente antes y después de abrir la llave de paso.



UNIDAD 12. LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

1. Un electrón de un átomo de hidrógeno en estado excitado está en el nivel n = 8.

a. ¿Cuántas líneas aparecerán en el espectro de emisión si vuelve directamente al estado fundamental?

b. ¿Y si vuelve pasando de nivel en nivel?

2. Un átomo de hidrógeno tiene un único electrón. ¿Podría ocurrir que su configuración electrónica fuera 2s1 en lugar de 1s1? ¿En qué caso?

3. Escribe todos los conjuntos posibles de los cuatro números cuánticos para un electrón situado en el nivel 3s y para otro situado en el 4p

4. Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos. Para ello, utiliza la tabla periódica para obtener su número atómico: O2- , F, Ne, Li, Al, Fe3+

5. En el átomo de Bohr se decía que los electrones describían órbitas; en el modelo mecánicocuantico decimos que los electrones están en orbitales. ¿Qué se pretende expresar con esto?

6. Las primeras energías de ionización del flúor y del sodio son, respectivamente, 1681 y 496 kJ/mol. Escribe la configuración electrónica en estado fundamental de cada uno de ellos y explica por qué es más fácil arrancarle un electrón al sodio que al flúor

7. ¿Qué es la afinidad electrónica? ¿Y la electronegatividad? ¿Cómo varían en el sistema periódico? Justifica esta última respuesta



UNIDAD 13. EL ENLACE QUÍMICO1. ¿Qué fundamento químico tiene la regla del octeto?

2. Observa el sistema periódico. ¿Qué tipo de enlace cabe esperar entre los elementos Z = 19 y Z =17? Indica alguna propiedad de este tipo de enlace ¿Y en el caso de Z = 55 y Z = 9? ¿Por qué? Indica también alguna propiedad del tipo de enlace en este caso

3. ¿Por qué es más estable la molécula de oxígeno que el oxígeno monoatómico? Justifica tu respuesta basándote en la configuración electrónica del elemento

4. Representa mediante diagramas de Lewis: Cl2, NO, CCl4, NH3, HCl

5. ¿Qué relación existe entre la conductividad eléctrica de una sustancia y el tipo de enlace existente entre sus átomos?

6. ¿Por qué las sustancias covalentes, en líneas generales, suelen ser gaseosas, líquidas, o sólidos blandos?

7. Los compuestos iónicos ¿son polares o apolares? ¿y los covalentes?

8. Indica la geometría de las siguientes moléculas y justifica si son polares o apolares: Cl2, HCl, CCl4, H2O, CH3Cl

9. Completa la tabla del ejercicio 42 de la página 268



UNIDAD 14. FÓRMULAS Y NOMBRES

Recordemos que las sustancias se representan mediante fórmulas químicas. Según la información que estas proporcionan se clasifican en:

FÓRMULA MOLECULAR : Indica el número exacto de átomos de cada elemento que hay en una molécula de una determinada sustancia. Por ejemplo, la fórmula molecular del butano es C 4H10, lo que indica que una molécula de butano contiene cuatro átomos de carbono y diez de hidrógeno

FÓRMULA EMPÍRICA : Indica los elementos que se combinan en una molécula y la relación mínima que existe entre los átomos que forman la sustancia. Así, para el butano, su fórmula empírica es C2H5 (proporción entera mínima en la que se combinan los átomos en esta molécula: cada 2 átomos de carbono tenemos cinco átomos de oxígeno).

Las sustancias que no forman moléculas se representan sólo por su fórmula empírica (por ejemplo, las sustancias iónicas)

FÓRMULA ESTRUCTURAL : Indica cómo están unidos entre sí los átomos que forman un compuesto

La determinación de la fórmula empírica de una sustancia se hace siguiendo los siguientes pasos:

1. Se establece la proporción en masa de los elementos que forman el compuesto

2. Se convierte la información de proporción en masa a proporción en átomos

3. Se obtiene la relación mínima entre átomos de cada elemento (expresada en números enteros). Esto se consigue dividiendo el número mayor entre el menor

La determinación de la fórmula molecular se determina una vez conocida la fórmula empírica de la sustancia y su masa molecular. Sabemos que la fórmula molecular es un múltiplo de la empírica, por lo que podemos despejar n: masa molecular = n·masa fórmula empírica dividiendo la masa molecular entra la masa de la fórmula empírica hallamos n, pudiendo determinar así la fórmula molecular.

Fórmula molecular = n·fórmula empírica

EJEMPLO: Tenemos un compuesto que contiene el 80 % de carbono y el 20 % de hidrógeno y su masa molecular es 30. ¿Cuál es la fórmula empírica? ¿Y la molecular?

En primer lugar determinamos la fórmula empírica:



1. Establecer la proporción en masa de los elementos Tomamos una base de 100 g y sabemos que, en esta cantidad, tenemos 80 g de carbono y 20 g de hidrógeno

2. Se convierte la información de proporción en masa a proporción en átomos teniendo en cuenta que C: 12 g y H: 1g, podemos calcular el número de átomos de cada elemento:

C:80/12 = 6,67

H: 20/1 = 20

Tenemos que reducir a la unidad:

C: 6,67/6,67 = 1

H: 20/6,67 = 3

Por tanto, la fórmula empírica es CH3

3. Para determinar la fórmula molecular tenemos en cuenta que la masa molecular es 30 y que la masa de la fórmula empírica es 12 + 3 = 15. Por tanto, n = masa molecular/masa fórmula empírica = 2

4. Así, la fórmula molecular es 2· CH3 = C2H6

EJERCICIOS

1. La composición en masa de un compuesto orgánico es del 54,5 % en carbono, 9,1 % en hidrógeno y 36,4 % en oxígeno. ¿Cuál es la fórmula molecular de dicho compuesto si se ha determinado experimentalmente que su masa molar es de 88 g/mol?

2. El hierro puede formar dos cloruros: uno con un contenido en masa de hierro del 44,2 % y el otro con un 34,4 %. Determina la fórmula empírica de ambos compuestos

3. Formula y nombra:

1. Trioxosulfato (IV) de hidrógeno

2. Fosfato diácido de amonio

3. Cloruro básico de mercurio (I)

4. H2CO3



5. Sulfito doble de oro (I) y potasio

6. Na2SO4

7. Bromuro de níquel (III)

8. Hidróxido de estroncio

9. Ácido perclórico

10. KLiNaPO4

11. Dicromato de sodio

12. Ácido sulfhídrico

13. KBr

14. Ácido sulfúrico

15. NH4H2PO4

16.Ácido disulfuroso

17.H2SiO3

18.Hidruro plumboso

19.Fe3+

20. HNO4

21. CoO2

22. Al2(SO3)3

23. Anhídrido selénico

24. NH4Cl

25. CO32-

26. N2

27. Ni2O3

28. Be(ClO3)2

29. Metano



30. SbH3



UNIDAD 15. REACCIONES QUÍMICAS

LA HIPÓSTESIS DE AVOGADRO Y EL CONCEPTO DE MOL

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 partículas (moléculas, átomos, iones, …). La masa molar de cualquier sustancia equivale a su masa atómica o molecular expresada en gramos, tal y como demostramos en clase utilizando la equivalencia de mol y sabiendo que 1 u = 1,66·10 -24 g. Veamos esto con el agua:

1 molécula de agua tiene una masa molecular de 18 u. Sabemos que 1 mol de agua contiene 6,022·10 23

moléculas de agua. Por tanto:

CÁLCULOS CON MASAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Se realizan distinguiendo dos casos (pgs 297 y 298 del libro):

A) Nos dan la masa de uno de los reactivos y nos piden la de otro o la de algún producto

B) Nos dan la masa de dos reactivos y nos piden la masa de otro reactivo o de algún producto, siendo necesario en primer lugar calcular el reactivo limitante

LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES

pV = nRT

donde

p es la presión, medida en atmósferas

V es el volumen, medido en litros

n es el número de moles

R es la constante universal de los gases (R = 0,082 atm·L/(molK)

T es la temperatura medida en K



CÁLCULOS CON GASES

Hay que tener en cuenta que si los gases están en las mismas condiciones de presión y temperatura, los cálculos pueden realizarse tanto en moles como en litros.

Si los datos vienen en masas, hay que trabajar de la misma forma que en el apartado “CÁLCULOS CON MASAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS”.

Si los datos vienen en volumen, hay que usar la ley de los gases ideales para pasar de volumen a moles y, una vez obtenido el número de moles, trabajar como en el apartado “CÁLCULOS CON MASAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS”, teniendo la precaución de pasar los moles de producto a litros si me piden volumen en el enunciado.

FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

La fórmula empírica es aquella que expresa la proporción en la que están los átomos en una sustancia y no siempre coincide con la composición real del compuesto.

La fórmula molecular indica el número total de átomos que componen la molécula y es un múltiplo de la empírica

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

Nos indica el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. Se calcula teniendo en cuenta los gramos de cada elemento que hay en la masa total de compuesto.

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO

Un hidrato es un compuesto iónico que incorpora agua en su red cristalina. Si calentamos el hidrato, el agua se evapora y queda sólo la sal anhidra. Para determinar el número de moléculas de agua de un hidrato se procede como se muestra en el siguiente ejemplo:

Se calientan 15 g de un hidrato de cobalto de fórmula CoCl 2.xH2O, donde el número de moléculas de agua (x) es desconocido, hasta obtener un residuo seco de fuerte color azul que pesa 8,2 g. Halla la fórmula del hidrato.

En primer lugar, calculamos la masa molar de la sal anhidra (sin agua); es decir, la masa molar del CoCl 2: 58,9 + 2·35,5 = 129,9 g.



Si calculamos la masa molar de la sal hidratada CoCl2.xH2O, ésta será igual a la suma de la masa molar de la sal anhidra (129,9 g) más la suma de las moléculas de agua (x·18). Por tanto, la masa molar de CoCl2.xH2O es igual a 129,9 + 18x.

Si cuando caliento los 15 g hasta evaporar toda el agua, me queda una masa de 8,2 g, esto quiere decir que en esos 15 g de hidrato tenía 8,2 g de CoCl2, puesto que todo lo que he evaporado es agua.

Sabiendo que en 129,9 + 18x g de hidrato (1 mol), tengo 129,9 g de CoCl 2 y que en 15 g de hidrato tengo 8,2 g de CoCl2, se puede establecer la siguiente relación de proporcionalidad, donde la única incógnita es x:

Despejamos x, cuyo valor es de 6. Por tanto, la fórmula del hidrato es CoCl2.6H2O.

REACCIONES EXOTÉRMICAS Y REACCIONES ENDOTÉRMICAS

Una reacción endotérmica es aquélla que absorbe energía.

A + B + energía C + D

Una reacción exotérmica es aquella que desprende energía.

A + B C + D + energía



Hay que tener en cuenta que la rotura de enlaces de los reactivos consume energía mientras que la formación de enlaces nuevos la libera.

REACCIONES DE COMBUSTIÓN

Son aquellas en las que un combustible (material rico en energía) reacciona con un comburente (oxígeno). Sus características son las siguientes:

1. Transcurren de forma rápida

2. Desprenden una gran cantidad de calor

3. Si son completas, producen CO2 y H2O.

4. Si no hay suficiente oxígeno para que se produzca la combustión completa, se produce CO además de CO2. El CO es un gas muy tóxico que se une a la hemoglobina de la sangre e impide el transporte de oxígeno. En bajas dosis produce somnolencia y dolor de cabeza y en dosis altas puede producir la muerte.

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO-BASE

Los ácidos son sustancias que, en disolución acuosa, se disocian dando lugar a iones H+

Las bases son sustancias que, en disolución acuosa, dan lugar a iones OH-

Los ácidos reaccionan con las bases anulando ambos sus propiedades en un proceso que se conoce como “reacción de neutralización”. El punto de neutralización se alcanza cuando los iones H+ y los iones OH- están exactamente compensados. El resultado de esta reacción es una sal y agua:

ÁCIDO + BASE --> SAL + AGUAEJEMPLO:

HCl (aq) + NaOH (aq) --> H2O (l) + NaCl (aq)

En este caso, el HCl es el ácido y el NaOH la base, que reaccionan dando una sal binaria (cloruro sódico) y agua.

LA VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

La cinética es la rama de la Química que estudia la velocidad a la que transcurren las reacciones químicas. Dada una reacción química genérica:

REACTIVOS PRODUCTOS



La velocidad de la reacción se mide en función de la rapidez con que aparecen los productos o de la rapidez con que desaparecen los reactivos. Es decir, mide el cambio de concentración de reactivos o productos en la unidad de tiempo:

LA ENERGÍA DE ACTIVACIÓN EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Hay reacciones químicas que no comienzan de forma inmediata al poner en contacto los reactivos debido a que necesitan superar una barrera energética denominada energía de activación.

La energía de activación determina la velocidad de la reacción puesto que, según el modelo de colisiones, para que éstas sean eficaces han de producirse con una cierta energía. La energía de activación varía mucho de unas reacciones a otras.

- Las reacciones son lentas cuando su energía de activación es muy alta

- Las reacciones son rápidas cuando su energía de activación es baja

FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Además de la naturaleza de los reactivos, hay otros factores que afectan a la velocidad de la reacción. Entre ellos están la temperatura, la concentración de los reactivos, la superficie de contacto y la presencia de catalizadores.

1. TEMPERATURA . Al aumentar la temperatura aumenta la velocidad y la energía cinética de las partículas. Por ello:

a. Aumenta la frecuencia de los choques

b. Aumenta el número de moléculas con energía suficiente como para dar lugar a colisiones eficaces

Por tanto, en general, la velocidad de las reacciones aumenta con la temperatura.

2. CONCENTRACIÓN . La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones eficaces que se producen. Por tanto, si aumenta la concentración de los reactivos, aumenta el número de choques y, por tanto, la velocidad de la reacción.



3. SUPERFICIE DE CONTACTO . Al aumentar el área de contacto entre reactivos, el número de moléculas expuestas a colisiones con otras es superior. Por tanto, al aumentar la superficie de contacto entre los reactivos aumenta la velocidad de reacción.



LOS CATALIZADORES

Los catalizadores son sustancias que, en pequeñas cantidades, aumentan la velocidad de la reacción. Los catalizadores no se consumen en la reacción, por lo que al finalizar esta se recuperan.

Su forma de actuar consiste en disminuir la energía de activación de la reacción, haciendo que ésta transcurra por etapas intermedias que requieren menos energía.

Los catalizadores son muy importantes en la industria química, puesto que pueden favorecer de forma determinante la producción de los productos deseados. Por ejemplo, la síntesis del amoníaco es una reacción lenta aún trabajando a altas presiones y temperaturas. El químico alemán Fritz Haber descubrió que la presencia de hierro finamente dividido acelera el proceso y permite obtener amoníaco a gran escala. Por tanto, en esta reacción, el hierro actúa como catalizador.

Nuestro cuerpo también posee catalizadores específicos llamados enzimas que se encargan de que cada reacción ocurra a la velocidad que necesita. Los enzimas son catalizadores producidos por los seres vivos para aumentar la velocidad de los procesos químicos biológicos. En realidad, son proteínas con centros activos que actúan como cerraduras donde encajan como llaves las sustancias que reaccionan y sobre las que actúa el enzima.



EJERCICIOS

1. A partir de las siguientes energías de enlace en KJ/mol, calcula:

a. El balance energético del proceso de obtención del agua

b. ¿Qué energía se intercambia en la formación de 50 g de agua?

H-O : 463 ; H-H: 436; O=O: 496

2. De las siguientes reacciones químicas, indica cuáles son exotérmicas y cuáles endotérmicas:

a. C2H4 + 3O2 2CO2 + 2H2O E = -1386,1 kJ

b. C2H2 + 2H2 C2H6 + 312 kJ

c. 2CO2 2CO + O2 – 1132 kJ

d. C2H4 + H2 – 132 kJ C2H6

3. Explica los siguientes fenómenos:

a. Los alimentos se conservan más tiempo en el frigorífico que fuera de él

b. A un trozo de carbón le cuesta arder, pero si está pulverizado arde con facilidad

4. El plomo puede actuar como veneno de un catalizador de automóvil. Explica qué significa eso y cómo podríamos remediarlo.

5. La reacción entre el cloro y el hidrógeno es la siguiente:

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)

a) Halla el balance energético del proceso y dibuja el diagrama energético

b) ¿Qué energía se intercambia en la formación de 200 g de HCl?

Datos de energías de enlace (en kJ/mol): H-Cl: 431; H-H: 436; Cl-Cl: 242

6. La oxidación del hierro produce trióxido de dihierro. Si en un recipiente cerrado tenemos un tornillo de hierro de 32 g y 20 g de oxígeno, ¿habrá suficiente oxígeno para oxidar totalmente el hierro?

7. Ajusta las siguientes reacciones:

a. N2O5 + H2O HNO3

b. C6H12 + O2 CO2 + H2O

c. NH3 + O2 N2O5 + H2O



d. Una vez ajustada esta última reacción, si disponemos de 78 g de amoníaco, ¿cuánto oxígeno necesitaremos para que reaccione todo el amoníaco? ¿qué masa de agua se formará?

8. Calcula el volumen de oxígeno necesario para quemar 400 L de propano (C 3H8) medidos en condiciones normales de presión y temperatura

9. Escribe y ajusta la reacción de combustión del H2 (g)

a. ¿Qué volumen de oxígeno hace falta para quemar 12 moles de hidrógeno (medido en condiciones normales)?



UNIDAD 16. QUÍMICA ORGÁNICATambién conocida como química del carbono, es la rama de la Química que estudia los compuestos de este elemento (el carbono).

Los átomos de carbono tienen gran capacidad para formar enlaces. Por esto, la mayoría de los millones de compuestos químicos que se conocen en la actualidad contienen átomos de carbono. Este elemento está situado en el período 2 y el grupo 14 de la tabla periódica. Su número atómico es 6 y puede formar iones positivos C4+ o negativos C4-, de forma que el átomo de carbono cede o capta cuatro electrones para adquirir la configuración de gas noble.

LOS ENLACES DEL ÁTOMO DE CARBONO

El átomo de carbono puede unirse a otros elementos formando enlaces sencillos, dobles o triples. El átomo de carbono forma enlaces covalentes, compartiendo sus cuatro electrones de valencia.

Las cadenas que pueden formar son abiertas (lineales y ramificadas) o cerradas (cíclicas).

PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS DEL CARBONO

- Se disuelven en todo tipo de disolventes orgánicos

- Se descomponen a temperaturas relativamente bajas

- Tienen menos densidad que el agua en general

- Son compuestos moleculares, por lo que a temperatura ambiente suelen ser gases o líquidos con bajo punto de ebullición, y los que son sólidos tienen un punto de fusión bajo

- Gran parte de estos compuestos experimentan reacciones de combustión

- Las reacciones químicas de estos compuestos suelen ser lentas

ISÓMEROS

Llamamos isómeros a los compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero distinta fórmula desarrollada y estructural. Como ejemplo, veremos las diferentes estructuras de la fórmula molecular del C5H12:



- Pentano (pentane): Cadena lineal de cinco carbonos

- Metilbutano (methylbutane): Cadena lineal de cuatro carbonos y ramificación de un carbono

- Dimetilpropano(dimethylpropane): Cadena lineal de tres carbonos y dos ramificaciones de un carbono cada una.

Cada una de las sustancias anteriormente nombradas tiene la misma fórmula molecular (C 5H12) pero diferente estructura y propiedades. Por ello se llaman isómeros.

LOS HIDROCARBUROS

Son compuestos de carbono que sólo contienen átomos de carbono e hidrógeno. Su obtención es a partir del petróleo o del gas natural. Pueden formar diferentes tipos de enlace, según los cuales se clasifican en:

1. Alcanos (enlace C-C): Los átomos de carbono están unidos por enlaces sencillos. Su fórmula molecular es CnH2n+2, donde n es el número de átomos de carbono de la cadena.

Se nombran a partir de prefijos que indican el número de carbonos que contiene el compuesto. Al eliminar un hidrógeno (H), se forma un radical cuyo nombre es el del hidrocarburo del que procede, acabado en –ilo.

Alcanos Radicales de alcanos

Metano CH4 Metilo CH3-

Etano CH3-CH3 Etilo CH3-CH2-

Propano CH3-CH2-CH3 Propilo CH3-CH2-CH2-

Butano CH3-CH2-CH2-CH3 Butilo CH3-CH2-CH2-CH2-

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2. Alquenos (enlace C=C): Al menos hay dos átomos de carbono unidos por un enlace doble. Su fórmula molecular es CnH2n, donde n es el número de átomos de carbono de la cadena. Su nombre termina en –eno.

3. Alquinos (enlace C≡C): Al menos hay dos átomos de carbono unidos por un enlace doble. Su fórmula molecular es CnH2n-2, donde n es el número de átomos de carbono de la cadena. Su nombre termina en –ino.

Tanto en el caso de los alquenos como en el caso de los alquinos, cuando sea necesario, hay que especificar mediante un localizador en qué carbono se halla el doble o el triple enlace. Para ello, se numera el hidrocarburo desde el extremo que permita el número más bajo para las posiciones de los dobles y triples enlaces. Cuando haya más de un enlace doble o triple, se sustituye la terminación –eno o –ino por –dieno o –diino si hay dos, o por –trieno o –triino si hay tres.

Alquenos Alquinos

Eteno o etileno H2C=CH2 Etino o acetileno CH≡CH

Propeno Propino H3C-C≡CH

2-buteno 1-butino

1,4-hexadieno H2C=CH-CH2-CH=CH-CH3

1 2 3 4 5 6

1,3-pentadiino H3C-C≡C-C≡CH

5 4 3 2 1

Nótese que los dobles enlaces están en los carbonos 1 y 4

Nótese que los triples enlaces están en los carbonos 1 y 3



HIDROCARBUROS RAMIFICADOS

La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) indica que, para nombrar los hidrocarburos ramificados, se debe elegir una cadena principal, numerarla e incorporarle los correspondientes radicales terminados en –il. Pasos a seguir:

1. Elegir la cadena principal (que será la más larga posible). En caso de que haya dobles o triples enlaces, deben incluirse en la cadena principal aunque entonces no sea la más larga.

2. Numerar la cadena principal teniendo en cuenta que:

a. Se numera desde el extremo en que se consigan los números más bajos posibles según este orden de prioridad:

1º Insaturaciones (dobles y triples enlaces)

2º Cadenas laterales

b. Los dobles enlaces prevalecen sobre los triples.

3. Nombrar el hidrocarburo. Para ello:

a. Se nombran primero los radicales en orden alfabético

b. Cada enlace o radical irá precedido por los números que indiquen su posición

c. Se nombra en último lugar la cadena principal acabada en –ano para los alcanos, -eno para los alquenos (enlaces dobles) e –ino para los alquinos (enlaces triples)

Ejemplos:

1. CH3–CH2–CH=C=CH2 - Esta cadena tiene 5 carbonos. El primer paso es numerar los carbonos desde el extremo en que consigamos que la insaturación tenga el número más bajo posible (desde la izquierda):

CH3–CH2–CH=C=CH2

5 4 3 2 1

Como se ve, los dobles enlaces se hallan en los carbonos 1 y 2. Por tanto, se nombraría como 1,2-pentadieno (el di es porque hay dos dobles enlaces).

Así, si tuviéramos CH3–CH2–CH2–CH=CH2, lo nombraríamos como 1- penteno, puesto que sólo hay un doble enlace y éste está en el primer carbono.



DERIVADOS HALOGENADOS DE LOS HIDROCARBUROS

Son hidrocarburos que contienen átomos de halógeno en su molécula. La nomenclatura es igual que en el caso anterior, teniendo en cuenta que ahora los halógenos son también radicales y se citan en el lugar que les corresponde y por orden alfabético.

Ejemplos:

CH3Cl: Clorometano (viene del CH4, que es el metano, donde un H ha sido sustituido por un radical cloro)

CH3–CH2–CHCl–CH2–CH2Cl:1,3-dicloropentano (viene del pentano y hay dos radicales cloro,

5 4 3 2 1 uno en el carbono 1 y el otro en el carbono 3)

ClCH2-CH2-CH2-CH2Cl:1,4-diclorobutano (viene del butano, donde se han sustituido dos 4 3 2 1 hidrógenos por cloros: uno en el carbono 1 y el otro en el carbono 4)

COMPUESTOS OXIGENADOS

Los compuestos orgánicos oxigenados son aquellos que contienen oxígeno en alguno de sus grupos funcionales. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que define la estructura de cada familia de compuestos orgánicos, al tiempo que determina sus propiedades. Siempre que existan grupos funcionales, estos forman parte de la cadena principal. Las normas a tener en cuenta a la hora de formular son las siguientes:

1. La cadena pasa a numerarse de modo que a los grupos funcionales les correspondan los números más bajos posible

2. El grupo funcional se nombra en último lugar y con su terminación propia.

Dentro de los compuestos oxigenados, estudiaremos los siguientes grupos funcionales:

1. ALCOHOLES : R–OH

2. ALDEHÍDOS:

Y CETONAS:



3. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS:

1. ALCOHOLES

Derivan de los hidrocarburos, sustituyendo átomos de hidrógeno por grupos hidroxilo (-OH). Se nombran cambiando la terminación –o del hidrocarburo por –ol. Los átomos de carbono de la cadena principal se numeran de forma que al grupo –OH le corresponda el número más bajo. Si existe más de un grupo –OH se denominan polialcoholes y se nombran utilizando las terminaciones –diol, -triol.

Ejemplos:

CH3–CH2–CH2OH: 1- propanol (ya que tiene 3 carbonos y el grupo –OH está en el carbono 1)

CH3OH: Metanol (procede del metano, donde se ha sustituido un hidrógeno por un grupo –OH)

H2COH-CH2-CH2OH: 1,3-propanodiol (hay dos grupos –OH, uno en el carbono 1 y el otro en el carbono 3, por lo que se nombra con la terminación –diol)

Propiedades de los alcoholes:

- Son líquidos, excepto los alcoholes terciarios, que son sólidos

- Los puntos de ebullición son altos y sus densidades inferiores a la del agua

- Son solubles en agua. Al aumentar la longitud de la cadena se incrementa la solubilidad en

disolventes orgánicos

- Arden con facilidad, produciendo reacciones de combustión.

2. ALDEHÍDOS Y CETONAS

Ambos contienen el grupo carbonilo (C=O).

En los aldehídos el grupo funcional está siempre al principio o al final de la cadena, por lo que no requieren un número que identifique su posición. Se nombran sustituyendo la terminación –o del hidrocarburo del que proceden por el sufijo –al. Se empieza a numerar la cadena principal por el extremo donde se encuentra el grupo.



Ejemplos:

: metanal

: propanal

En las cetonas, el grupo funcional se encuentra en el interior de la estructura carbonada. Se nombran sustituyendo la terminación –o del hidrocarburo por el sufijo –ona. Si es necesario, se antepone un número que indique su posición en la cadena.

Ejemplos:

: propanona

: butanona

3. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

Son compuestos orgánicos oxigenados que contienen el grupo carboxilo (-COOH). Este grupo va siempre al final de la cadena carbonada. Se nombran sustituyendo la terminación –o del hidrocarburo del que proceden por el sufijo –oico y añadiendo el término ácido.

Ejemplos:

: ácido metanoico (procede del metano)

: ácido butanoico (procede del butano)

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/57/Formaldehyde-2D.svg%00%E5%A1%B9%EF%92%81%E1%B4%BB%E4%A1%BF%E2%B2%AF%E5%B6%82%E8%97%84%E6%8C%A7%00%00%EA%AE%A5

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/32/Propionaldehyde_flat_structure.png%00%E5%A1%B9%EF%92%81%E1%B4%BB%E4%A1%BF%E2%B2%AF%E5%B6%82%E8%97%84%E6%8C%A7%00%00%EA%AE%A5



Propiedades de los ácidos carboxílicos:

- Los que tienen menos de cuatro átomos de carbono son líquidos y solubles en agua. Los demás

son insolubles y, a partir de nueve carbonos, son sólidos.

- Reaccionan con bases para dar sales (ácido + base sal + agua) y desprenden hidrógeno

cuando se añaden a algunos metales

COMPUESTOS NITROGENADOS

Los compuestos orgánicos nitrogenados son aquellos que contienen nitrógeno en sus grupos funcionales.

Dentro de los compuestos nitrogenados, estudiaremos los siguientes grupos funcionales:

1. AMINAS: Son derivados del amoníaco (NH3), donde sus hidrógenos son sustituidos por radicales carbonados. Según se sustituyan uno, dos o los tres hidrógenos, dan lugar a aminas primarias, secundarias o terciarias.

Se nombran indicando los radicales por orden alfabético y añadiendo el sufijo –amina.

Ejemplos:

: metilamina (es una amina primaria porque sólo se ha sustituido un hidrógeno)

CH3-NH-CH3 : dimetilamina (es una amina secundaria ya que dos hidrógenos han sido sustituidos por grupos metilo)

: trimetilamina (es una amina terciaria donde todos los hidrógenos han sido sustituidos por grupos metilo)

Propiedades:

- Tienen carácter básico y reaccionan con ácidos fuertes para formar sales.

- Las aminas con radicales de pocos átomos de carbono son gaseosas y, conforme aumenta el número de carbonos, pasan de líquidas a sólidas.

- Las más pequeñas son solubles en agua, aunque la mayoría no lo son.



2. AMIDAS: Son compuestos derivados de los ácidos carboxílicos, donde el grupo –OH es sustituido por el grupo –NH2 (llamado grupo amino). Se nombran sustituyendo la terminación –oico del ácido por –amida y eliminando el nombre “ácido”.

Ejemplos:

: metanamida

O ||CH3-CH2-C-NH2 : propanamida

: urea. Es una amida muy importante que se encuentra en la orina y

fue el primer compuesto orgánico obtenido por síntesis en un laboratorio

Propiedades:

- A temperatura ambiente son sólidas, excepto la metanamida, que es líquida.

- Tienen temperaturas de ebullición elevadas.

- Las amidas con pocos átomos de carbono son solubles en agua.



EJERCICIOS

1. Nombra los siguientes compuestos:

a) CH3–CH2–CH=C=CH2

b) CH3–CH2–CH2–CO–CH3

c) CH3–NH2

d) CH3–CH2–CHOe) ClCH2–CH2–CH2–CH2Clf) CH3–CH2–OHg) HOOC–CH3

2. Formula los siguientes compuestos:

a) 1,3–dicloropentano.b) 1–propanol.c) 1, 2–pentadieno.d) 2–pentanona.e) 1–buteno

f) etilpropilaminag) 2–metilbutanoato de etilo.h) 3–metilhexano.

3. ¿En qué estado de agregación se hallarán los siguientes compuestos: C2H6, C8H20 y C18H38?

4. Escribe los isómeros posibles del hexano.

5. De las siguientes fórmulas moleculares, solamente una pertenece a un aldehído. Indica cuál es y por qué.

a) C3H8O

b) C2H4O

c) C2H4O2

d) C4H10O

6. Un alcohol tiene un 60 % de carbono y un 13,3 % de hidrógeno. Determina su fórmula molecular (recuerda que en el tema de las reacciones químicas estudiamos cómo hacerlo).

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