Unidad 1. LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS Y MEDIDA DE LA... 1. Leyes de las reacciones químicas. Ley de conservación...

Unidad 1. LEYES PONDERALES Y VOLUMÉTRICAS Y MEDIDA DE LA CANTIDAD EN QUÍMICA.
1. Leyes de las reacciones químicas. Ley de conservación de la masa, ley de las proporciones constantes.
2. Teoría atómica de Dalton y explicación de las leyes ponderales.
3. Leyes Volumétricas: ley de Gay-Lussac y ley de Avogadro.
4. El establecimiento de una escala de masas atómicas.
5. Fórmulas y composición química. Determinación de la fórmula empírica y molecular de un compuesto.
6. Masas atómicas. Cantidad de sustancia: el mol. Masa molar.
7. Ecuación general de los gases. Volumen molar de los gases. Mezclas de gases: ley de Dalton. Concepto de
presión parcial.
8. Expresión de la composición de una disolución: porcentaje en peso, en volumen, molaridad, molalidad, fraccion
molar, normalidad
9. Cálculos basados en la estequiometría de las reacciones químicas: reactivo limitante, rendimiento, etc.
1. LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA, LEY DE LAS
PROPORCIONES CONSTANTES.
 Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier.
Antoine Laurente Lavoisier (1743-1794), publicó en 1789 el Traité élémentaire de chimie donde incluía la ley
que lleva su nombre y que textualmente dice:
“Nada se crea...y por tanto en todo proceso (químico) hay una cantidad igual de materia antes y después del
mismo”.
Dicho de otra manera: “En un sistema cerrado (sin intercambios de masa con el exterior) la masa de los
reactivos es igual a la masa de los productos de la reacción.”
Observación: Esta ley puede cuestionarse si vemos la oxidación de un metal (formación de óxido) o la
combustión de un trozo de madera donde parece que se crea o desaparece masa. Pero, teniendo en cuenta que los
sistema deben ser cerrados, vemos que si se cumple, pues el oxígeno del aire hace que se forme el óxido, y los gases
que se evaporan en la combustión también son parte de la reacción.
Limitación: Hoy en día, después de admitir la relación existente entre masa y energía propuesta por Einstein, E =
m . c2 (masa y energía son dos estados de un mismo ente, la masa en una concentración de energía), debería de
hablarse de una única ley de conservación de la energía y de la masa y no una ley de conservación de la masa por un
lado y otra de conservación de la energía por otro. En el caso que nos ocupa, la reacciones químicas, la variación de
masa debido a la energía de la reacción es del orden de 0,000000001 gr (10 -9gr). Dado que las balanzas más precisas
que existen en la actualidad llegan a medir 0,000001 gr, es obvio que para las reacciones químicas podemos seguir
hablando de conservación de la masa, pues su variación es inapreciable y por tanto insignificante.
Se considera a Lavoisier como el padre de la Química, pues pasó de un lenguaje cualitativo (propio de la
alquimia) a un lenguaje cuantitativo, propio de las ciencias experimentales, gracias a la utilización de la balanza.
Lagranje, después de que Lavoisier muriera en la gillotina, dijo de él: “Ha bastado un momento para cortarle la
cabeza, pero no se producirá otra igual en todo este siglo”.
 Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust
Louis Joseph Proust (1754-1826) propuso en 1801 la siguiente ley:
“Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en las mismas
proporciones”
Estas proporciones son en peso, no en átomos
Ej: en el agua hay siempre un 11,1% de H y un 98,9% de oxígeno
Na + Cl
NaCl
m(Na) /m(Cl) =23 / 35,5 = 1 / 1,5.
H2 + ½O2
H2O
m(H) / m(O) = 2 /16 = 1 / 8
Limitaciones: La existencia de isótopos, por ejemplo del hidrógeno (H11; D12; T13), hace que se puedan preparar
agua protónica (H2O) y agua pesada (D2O), donde las proporciones de H y O son 11,19% y 88,81% para el agua
protónica y 25,09% y 74,91% para el agua pesada.. Sin embargo esto no es un gran problema debido a dos razones:
En una combinación química normal los elementos intervienen en una composición isotópica fija, con lo cual, la
desviación de la ley es mínima es sólo sensible en el caso de hidrógeno.
Es un hecho comprobado que existen un conjunto de compuestos, sobre todo de tipo iónico cuya composición es
variable, dependiendo de las condiciones de formación. Estos compuestos se llaman no estequiométricos o
Bertólidos (Berthollet). Dadao que el número de compuestos bertólidos es mínimo, se puede considerar que esta
ley sigue siendo válida.
 Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton
Joseph Dalton, en 1805 dedujo la siguiente ley:
“Las cantidades de un elemento que se combinan con una misma cantidad de otro elemento, para dar varios
compuestos diferentes, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos”.
Ejemplo. Óxidos del nitrógeno
Sustancia
Cantidad de oxígeno
Cantidad de nitrógeno
Relación m (N) / m (O)
N2O
28
16
16/16 = 1
N2O3
28
48
48/16 = 3
N2O5
28
80
80/16 = 5
Limitaciones: Esta leyes prácticamente inaplicable a los compuestos orgánicos. Por ejemplo, en el metano
(CH4) se combinana 12,012 gr de C con 4,032 gr de H y en el C18H38 se conbinan 12,01 gr de carbono con 2,128 de
H..
4,032/2,128 = 1,895 número que no es entero, y no cumple esta ley.
Curiosidad: La discromatopsía enfermedad que consiste en no distinguir bien los colores fue estudiada por
Dalton con exhaustividad, pues el padecía esa enfermedad. De ahí que dicha enfermedad se llame actualmente
Daltonismo.
 Ley de la proporciones recíprocas o Ley de los pesos de combinación o Ley de Richter.
Benjamin Jeremías Richter (1762-1807), propuso su ley en 1790:
“Las masas de diferentes elementos que se combinan con la misma masa de otro elemento dado, son iguales (o
múltiplos o submúltiplos) a las masas con que los primeros elementos se combinan entre sí”.
ó
Cuando se combinan dos elementos lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos enteros.
Sustancia
H2S
H2O
CaS
CaO
Átomo
H
S
H
O
Ca
S
Ca
O
Masa atómica
1
32
1
16
40
32
40
16
Valencia
1
2
1
2
2
2
2
2
Equivalente
1
16
1
8
20
16
20
8
(Ma/val)
M1/m2
2/32 = 1/16
2/16 = 1/ 8
40 /32 = 20 /16
40/16= 20 /8
Ejemplo:
10 gr de A se combinan con 20 gr de C para dar AC
30 gr de B se combinan con 20 gr de C para dar BC
Cuando se combinan A y B se combinan 10 gr de A con 30 gr de B.
Esta ley dio la idea de tomar un elemento como referencia y calcular la masa de cada elemento que se combina
con una cantidad fija de ese elemento que se tomó como referencia.
Esta cantidad fija fue 1,008 gr de hidrógeno ó 8 gr de oxígeno. A partir de este dato se definió el peso
equivalente o equivalente químico como “ la masa de un elemento que se combina con 1,008 partes de hidrógeno ó
con 8 partes de oxígeno”
Así:
8 gr de oxígeno se combinan con 1,008 gr de hidrógeno = P equivalente (O) = 8
23 gr de sodio se combinan con 1,008 gr de hidrógeno = P equivalente (Na) = 23
12 gr de carbono se combinan con 1,008 gr de hidrógeno =P equivalen (C) = 12
14gr de nitrógeno se combinan con 1,008 gr de oxígeno = P equivale (N) = 14
Limitaciones: Al no cumplirse en muchos casos la ley de proporciones múltiples, tampoco puede cumplirse
esta.
2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Y EXPLICACIÓN DE LAS LEYES PONDERALES.
La teoría atómica de Dalton es la primera teoría química con base matemática. En ella se da una propuesta de
constitución de la materia. Fue propuesta en 1803, y los puntos más importantes son:
1. La materia, y por tanto todos los elementos, está constituida por partículas materiales indivisibles e
inalterables que denominó átomos (palabra griega).
2. Los átomos de un elemento son iguales en masa y tienen las mismas propiedades.
3. Los átomos de diferentes elementos tienen diferente masa y propiedades.
4. Los compuestos se forman por unión de átomos diferente en una relación numérica constante y sencilla.
5. Los “átomos” de un compuesto también son idénticos en masa y propiedades.
6. Las sustancias gaseosas están formadas por esferas compresibles que ocupan todo el espacio.
Según la teoría atómica de Dalton tanto las últimas partículas de oro como de agua son átomos, si bien los
átomos de agua son divisibles en oxígeno e hidrógeno, siendo estos ya indivisibles. Es decir, no existía el concepto de
molécula.
1 átomo de H + 1 átomo de Cl
1 átomo de HCl

Esta ley daba paso al primer cálculo cuantitativo de los átomos, su masa atómica.
Veamos como la teoría atómica de Dalton, junto con los resultados de los análisis químicos, hacían posible la
determinación de masas atómicas:
Ej: Dalton siempre suponía la fórmula más sencilla. Por tanto para el cloruro de hidrógeno, supuso que un átomo
de Cl se unía a uno de H dando 1 átomo de HCl. Experimentalmente se observó que 35,5 gr de Cl reaccionaban con
1 gr de H. Por tanto, tomando como referencia el átomo de hidrógeno, el peso de l cloro es de 35,5. Vemos por tanto
que el gran problema de esta teoría es que se partían de fórmulas supuestas, partiendo de una base siempre aceptada
en química, la hipótesis de máxima simplicidad.
Antes de seguir adelante daremos una definición actual de átomo que difiere de la dada por Dalton que los
suponía como partículas indivisibles e iguales en masa.
Átomo: La menor partícula que constituye un elemento químico, que conserva las propiedades de este y
no puede dividirse por métodos químicos.
Veamos ahora como las leyes ponderales apoyan la teoría de Dalton:
1. La ley de consevación de la masa o ley de Lavoisier. Dado que los átomos son indivisibles e
indestructibles, en una reacción química lo único que ocurre es una reorganización de átomos, por lo que
la masa no varia al no variar el número de átomos.
2. Ley de las proporciones definidas.
Al formarse un compuesto C por la combinación de n átomos de A y m de B, siendo los pesos de los átomos a
y b respectivamente, el peso resultante de C será na + mb. La relación será (na/mb) y al serlos átomos
invariables la relación siempre será constante.
3. Ley de las proporciones mútiples.
La teoría de Dalton la explica facilmente al ser el átomo indivisible e invariable, por lo que todos los
compuestos deben llevar una relación de números enteros sencillos.
4. Ley de las proporciones recíprocas.
La teoría de Dalton también la explica ya que cada elemento es distinto al otro en peso pero la relación
atómica, al ser de números enteros sencillos, puede adoptarse una relación entre los pesos de los distintos
elementos que forman parte de un compuesto (peso equivalente).
Por tanto, todas las leyes ponderales respaldan experimentalmente la teoría atómica de Dalton
3. LEYES VOLUMÉTRICAS: LEY DE GAY-LUSSAC Y LEY DE AVOGADRO.
A continuación veremos un caso típico de cómo avanza la ciencia. Se producen hechos experimentales que la
teoría no puede explicar y además va en contra de esos hechos.
Gay-Lussac estudió numerosas reacciones gaseosas y propuso la siguiente ley experimental, la ley de los
volúmenes de combinación:
“Los volúmenes de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, que reaccionan entre
sí o que se producen en una reacción química, están en una relación de números enteros sencillos”.
Entre otras reacciones, estudió y encontró lo siguiente:
Hidrógeno + cloro
cloruro de hidrógeno
1 vol
+ 1 vol
2 vol
Hidrógeno + Nitrógeno
amoniaco
1 vol
+ 3 vol
2 vol
Hidrógeno + oxógeno
agua
2 vol
+ 1 vol
2 vol
La teoría de Dalton era incapaz de explicar estos hechos experimentales. Según Dalton, en volúmenes iguales
había el mismo número de átomos. Así, si reaccionan volúmenes iguales de H y Cl, en esos volúmenes habría la
misma cantidad de átomos de H y Cl (p.e. n) y por tanto, se producirán n átomos de HCl, por tanto si reacciona 1 vol
de H con 1 vol de Cl se debería obtener 1 vol de HCl y no 2 como realmente se obtenía.
Esta contradicción fue resuelta por el conde Amadeo Avogadro (1776-1856). Avogadro. En primer lugar,
Avogadro creó el concepto de molécula. Propuso que las últimas partículas que constituían los gases no eran átomos
sino moléculas, que según Avogadro eran agrupaciones de átomos de composición fija. Esto fue muy criticado en su
tiempo entre otros por Dalton, pues era impensable que átomos del mismo elemento se unieran entre sí.
Por tanto es justo decir que fue Avogadro quien introdujo la idea de molécula en química que posteriormente
se extendió, no sólo a los gases, sino a muchos compuestos.
Con esta idea de moléculas, Avogadro, en 1811, lanzó su hipótesis, que hoy ya es ley y que dice así:
“Volúmenes iguales de todos los gases, a las mismas condiciones de P y T contienen el mismo número de
moléculas”
Esta hipótesis iba en contra de la teoría atómica de Dalton pues suponía la existencia de moléculas gaseosas
(como H2, Cl2, N2, O2, Br2) pero sin embargo explicaba los experimentos de Gay-Lussac.
Veamos como se explica los resultados de Gay-Lussac mediante la hipotesis de Avogadro:
Hidrógeno
Cloro
Cloruro de hidrógeno
Experiencia
Gay-Lussac
1
1
2
Inexplicable
según Dalton
Explicable
según Abogador
Avogadro, por tanto puede explicar las experiencias de Gay-Lussac.
Aún así, la hipótesis de Avogadro no fue aceptada hasta 1866, cuando Cannizaro la demostró.
1 volúmen
2 volúmenes
4. EL ESTABLECIMIENTO DE UNA ESCALA DE MASAS ATÓMICAS.
Con la hipótesis de Avogadro se pudo comparar las masas de moléculas diferentes. Así en un mismo volumen de
hidrógeno y oxígeno en las mismas condiciones de P y T, hay las mismas moléculas de H y O. La masa de ese
volumen, puede medirse y es:
m(H) = M(H) . n; m(O) = M(O).n
Dividiendo, sabemos la relación entre las masas de las moléculas de O e H: M(H)/M(O). Esta experiencia
puede hacerse con otros elementos. Así se vió que:
Masa de 1 molécula de O = 16 veces la masa de 1 moléculas de H
N = 14 “
“
“
H
Como Avogadro supuso que las moléculas de los gases eran diatómicas:
Masa de 1 at de O = 16 veces masa de 1 at de H.
Para evitar referirse siempre al H, se tomó como convenio el dar el valor unidad a la masa del hidrógeno, por
lo que se hizo una escala de masa atómicas relativa al hidrógeno.
Posteriormente se tomó como referencia el oxígeno. Más tarde se descubrió que el oxígeno tenía diferentes
isótopos naturales. Los químicos asignaron al oxígeno natural (formado por O 16, 17 y 18) la masa atómica relativa
de 16. Los físicos asignaron esta masa al isótopo 16. Con esto se produjo una doble escala. Que fue solucionado en
1961 por la IUPAC, al elegir como referencia la doceaba parte del átomo de carbono doce.
5. FÓRMULAS Y COMPOSICIÓN QUÍMICA. DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA
EMPÍRICA Y MOLECULAR DE UN COMPUESTO.
 Cálculo de la composición centesimal de una sustancia a partir de su fórmula
1. Calcular la masa molecular de la sustancia mediante la suma de las masas atómicas:
Na2CO3
masa molecular: 2.23+ 12 + 3.16 = 106
2. Realizar factores de conversión o regla de tres para cada elemento, para obtener su porcentaje:
Na Si en 106 uma de compuesto---------------100% del compuesto
46 uma de Na------------------------- x; x = 43,38 %
Y así sucesivamente.
 Cálculo de la fórmula empírica y molecular a partir de la composición (centesimal o en gramos)
1. Se calcula el número de moles de atomos de cada elemento. (Por factor de conversión o dividiendo los gramos de
cada elemento por su masa atómica)
2. Se divide estos números por el más pequeño de todos. Los números obtenidos deben ser enteros. Si no es así es
necesario multiplicar por 2,3,4,5 hasta que todos los números sean enteros. Esa es la fórmula empírica.
3. Conocida la masa molecular por cualquier método: la fórmula molecular será un número entero de veces la
empírica. Este número se deduce al relacionar la masa molecular y la masa de la fórmula empírica. Pm =
nºentero. P(Form.emp).
Determinación de masas moleculares.
1. Ecuación general de los gases: P V = n RT. (para sustancias gaseosas)
Sabiendo la cantidad de sustancia (en gr) que hay en un recipiente a una determinada presión volumen y temperatura,
se puede calcular directamente el peso molecular: PV = n R T; PV = gr/Pm. R T; Pm =(gr R T)/(P V)
2. Ecuación general de los gases y densidad de un gas (para sustancias gaseosas): Pm =(gr R T)/(P V)=d . R. T/ P
3. Crioscopía y ebulloscopía. Leyes de Rauolt.
Experimentalmente se observa que al añadir un soluto a una disolvente, esta disolvente tiene un punto de ebullición
mayor que el disolvente puro. A su vez, esta disolvente también tiene un punto de congelación menor que el
disolvente puro. Raoult enunció leyes que regían este comportamiento:
Crioscopía: En disoluciones diluidas el descenso del punto de congelación del disolvente es directamente
proporcional a la concentración molal de la disolución: At = Kc m
Ebulloscopia: En disoluciones diluidas el aumento del punto de ebullición del disolvente es directamente proporcional
a la concentración molal de la disolución:
At = Ke m
4. Densidad relativa
La densidad relativa de una sustancia con respecto a otra es igual a : d(A,B) = d(A)/d(B) = Pm(A)/Pm(B). Veamos por
qué: Según la ley de avogadro volúmenes iguales de diferentes gases en las mismas condiciones contienen un mismo
número de moléculas. Por tanto si un gas tiene doble densidad que otro (doble masa en el mismo volumen), será
porque cada molécula pesa el doble.
5. Presión osmótica
Presión osmótica: de la misma manera que un gas ejerce una presión contra las paredes del recipiente que lo contiene,
debido a los continuos choques de sus moléculas con las paredes, las moléculas de soluto ejercerán una presión contra
las paredes del recipien
V=nRT
 = n R T /V = c R T  V = gr R T/Pm
Pm = gr R T / ( V)
6. MASAS ATÓMICAS. CANTIDAD DE SUSTANCIA: EL MOL. MASA MOLAR.
Una unidad de masa atómica es la doceava parte del isótopo de carbono 12, es decir,
1 u.m.a. = 1/12 masa 12C
1 u.m.a. = 1,66.10-24 gr
Mol es la cantidad de una sustancia que contiene un número de Avogadro (NA= 6,023.1023) de partículas
(átomos o moléculas, iones o electrones). Esta cantidad coincide con la masa atómica o molecular en gramos de
una sustancia.
1 mol (de átomos) de potasio---- pesa 39,1 gr
1 molécula de H2O contiene:
---- contiene 6,02.1023 átomos de potasio. - 2 átomos de hidrógeno
- 1 átomo de oxígeno
1 mol (de moléculas) de H2O--- pesa 18 gr (2.1 + 16)
1 mol de moléculas de H2O contiene:
-- contiene 6,02.1023 moléculas de agua.
- 2 moles de átomos de hidrógeno
- 1mol de átomos de oxígeno
3
7. ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES. VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES. MEZCLAS DE
GASES: LEY DE DALTON. CONCEPTO DE PRESIÓN PARCIAL.

Volumen molar de un gas: Es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales de
presión y temperatura (1 atm y 0º C ). Este volumen es V0 = 22,4 l /mol.

Ley de Boyle: P0 V0 = P1 V1 = cte
Ley de Charles: V0 /T0 = V1 /T1 = cte
P0 V0 /T0= P1 V1 /T1= cte
Ley de Gay-Lussac: P0 /T0 = P1 /T1 = cte
 Ley de los gases ideales: P.V = n.R.T
 Presiones parciales (Dalton):
Cuando hay varios gases en un mismo recipiente, la presión total de esa mezcla de gases, es igual a la suma de las
presiones parciales de los gases sustituyentes
PT = P1 +P2 +P3 + .....
 Presión parcial de un gas: es la presión que tendría un gas si ocupara todo el volumen que ocupa la mezcla de
gases, a la misma temperatura. Se calcula: PA = XA . PT; ó PA .V = nA .R.T
 Riqueza de % en volumen: % vol = tanto por ciento en volumen que un gas ocupa en una mezcla de gases. %
volumen = % en moles.Ej: 20 % de volumen de O2 en el aire significa: de cada 100 l de aire, 20 l son de O2
 Densidad
Para un gas: densidad = masa del gas / volumen que ocupa el gas; d= m/V; Unidad g/L
Para una sustancia pura: densidad = masa sustancia / volumen sustancia.
8. EXPRESIÓN DE LA COMPOSICIÓN DE UNA DISOLUCIÓN: PORCENTAJE EN PESO, EN
VOLUMEN, MOLARIDAD, MOLALIDAD, FRACCION MOLAR, NORMALIDAD
- Concentración en g/l: C(g/L) = gramos soluto /V(L) disolución.
- Porcentaje de riqueza en peso (%).
C(%) masa = 100. gramos soluto / gramos disolución
Ejemplo: Una disolución de ácido clorhídrico del 25% en peso (también se dice del 25% de riqueza en peso) significa
que:
En 100 gramos de la disolución hay 25 gramos de ac. clorhídrico y por tanto 100 – 25 = 75 gramos de agua
- Molaridad (M) M = moles de soluto/ V(L) de disolución
- Molalidad (m) m = moles de soluto / kilos de disolvente
- Normalidad (N) N = equivalentes de soluto / V(L) disolución
Los equivalentes se calcula : nº eq = gramos /peso equivalente. Y por su parte el peso equivalente se calcula Peq =
Pm/ val
Esta valencia depende del tipo de sustancia que sea: a) Átomos: la valencia; b) Iones : su carga; c) Ácidos : el número
de H+; d) Bases : el número de OH- ; e) En oxidantes y reductores el nº de e- tomados o cedidos; f) En sales el
producto de la carga de anión por el subíndice del mismo.
- Equivalente gramo: número de gramos igual al peso equivalente
- Fracción molar (X); XS = nS / nT ¸XD = nD / nT
La fracción molar no tiene unidades pues resulta del cociente
entre moles.
La suma de las fracciones molares es la unidad: Xs + Xd = 1.
DILUCIONES: Cuando una disolución se prepara a partir de otra añadiendo disolvente (agua), la disolución
resultante se dice que está diluida y su concentración es menor, pero la cantidad de soluto es la misma en la disolución
inicial y final pues solo se añadió disolvente. Por tanto:
El nº moles de soluto de la 1ª disolución = al nº moles de soluto en la 2º disolución, es decir, M1. V1 = M2 . V2
Para una disolución:
DENSIDAD = Masa de disolución (gr)/Volumen de disolución (cm3); d = m/V Unidad = Kg/l ó gr/ml ó gr/cm3
Debe quedar claro que es masa de la disolución y volumen de la disolución.
El volumen final de una mezcla de dos disoluciones no es rigurosamente la suma de los volúmenes de cada una (pero
puede suponerse así).
La masa final de una mezcla de dos disoluciones si es rigurosamente la suma de las masas de cada una
9. CÁLCULOS BASADOS EN LA ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS:
REACTIVO LIMITANTE, RENDIMIENTO, ETC.
Una reacción química es un proceso en el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras sustancias
de naturaleza diferente (productos). Las reacciones químicas se representan escribiendo las fórmulas de los reactivos en
primer lugar, una flecha o doble flecha y finalmente las fórmulas de los productos. Esto es lo que se llama ecuación
química:
Pb(NO3)2 + 2 KI
PbI2 + 2 KNO3
Primer miembro
Segundo miembro
Información que proporciona una ecuación química: relación moles, moléculas, gramos, volúmenes
ESTEQUIOMETRÍA: estudia las relaciones entre las cantidades de reactivos y productos de una reacción.
Cuando ya se tiene una ecuación química ajustada se pueden establecer relaciones entre las cantidades de dos
sustancias cualesquiera que intervienen en la reacción, y calcular mediante proporciones la cantidad de una sustancia
si se conoce la cantidad de otra sustancia.
PROCEDIMIENTO PARA HACER CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1. Se ajusta la ecuación química.
2. Se identifica el dato de partida (una cantidad concreta de una sustancia) y se expresa en moles(no siempre
es imprescindible. Si la sustancia no es pura (% de riqueza) hay que calcular la cantidad de esa sustancia
que es pura, pues las impurezas no reaccionan . Si el problemas es de reactivo limitante, hay que
averiguar antes cuál es el reactivo limitante: este será el que reaccione por completo y por tanto el que se
uso para la estequiometría.
3. Se establece una relación estequiométrica. basada en la proporcionalidad directa, es decir, un factor de
conversión o la regla de tres, entre el número de moles de la sustancia dato y el número de moles de la
sustancia sobre la que nos preguntan. A partir del dato que se nos da obtenemos el resultado en moles de
la sustancia sobre la que se nos pregunta.
4. Conocido el número de moles, se transforma el resultado en las unidades que se pidan(en gramos, en
volumen de la sustancia si es un gas o una disolución,etc).
El rendimiento de una reacción química R(%) =
cantidad obtenida .100 (Se aplica siempre a productos)
cantidad teórica obtenida
Unidad 2. Estructura del átomo
1. Desarrollo histórico de los modelos atómicos: descubrimiento de las partículas elementales y modelo de Thomson
y de Rutherford.
2. Origen de ideas cuánticas. Radiación del cuerpo negro. Efecto fotoeléctrico. Espectros atómicos de emisión y
absorción: líneas espectrales del átomo de hidrógeno. Hipótesis de Planck.
3. Sistemas monoelectrónicos. Modelo cuántico de Bohr. Limitaciones.
4. Dualidad onda corpúsculo (Hipótesis de De Broglie) Principio de Incertidumbre de Heisenberg
5. Modelo mecano-cuántico: números cuánticos y orbitales atómicos.
6. Distribución de los electrones: principio de exclusión de Pauli y regla de Hund
7. El Sistema Periódico actual.
8. Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.,
reactividad, poder oxidante y reductor.
DESARROLLO HISTÓRICO DE LOS MODELOS ATÓMICOS: DESCUBRIMIENTO DE LAS
PARTÍCULAS ELEMENTALES Y MODELOS ATÓMICOS DE THOMSON Y RUTHERFORD
 Breve introducción histórica.
Ya 500 años a.C. Demócrito pensaba que toda la materia se componía de partículas indivisibles y muy
pequeñas que llamó átomos. El INICIO DE LA TEORÍA ATÓMICA (explicar cómo son los átomos) se produjo
gracias a Dalton y su teoría atómica (1803), que estudiamos en el tema anterior. Según Dalton los átomos son
partículas esféricas indivisibles
 Modelo atómico de Thomson
En 1897, cuando Thomson estudiaba los rayos catódicos llegó a la siguiente conclusión: los rayos
catódicos están constituidos por partículas (con masa) cargadas eléctricamente . A estas partículas las denominó
electrones.
Como son partículas iguales la relación carga/masa debía ser la misma y variando los campos eléctricos y
magnéticos, llegó a la conclusión de que esta relación era: carga/masa = 1,76.108 C / g.
Años más tarde (1910) Milikan realizó un experimento para la determinación de la carga del electrón: el
experimento de la gota de aceite. Así se supo que la carga de un electrón es: 1,602.10-19C y la masa son: 9,11.10-31Kg
Thomson propuso entonces su modelo atómico: El átomo es una esfera cargada positivamente y en la
superficie hay electrones cargados negativamente.
Este modelo explicaba la existencia de iones, por extracción de electrones del átomo. Pero la aportación más
importante de Thomson fue que revolucionó el concepto de átomo, al considerarlo como divisible (pues podían
extraerse electrones), frente a la concepción de indivisibilidad de Dalton.
 Modelo atómico de Rutherford
Hubo una serie de acontecimientos que influyeron decisivamente en la evolución del concepto de átomo.
Descubrimientos sin los cuales no se hubiera podido avanzar en el conocimiento del átomo como el descubrimiento
los Rayos X por Roentgen en 1895 y de la radiactividad por Bequerel en 1896.
El modelo atómico de Rutherford (1911) fue postulado a raíz de una experiencia que tenía como objetivo
corroborar experimentalmente el modelo de su profesor Thomson. Dicho experimento consistió en bombardear una
lámina muy fina de oro rodeada de una lámina de sulfuro de cinc (película fotográfica) con partículas alfa (núcleos de
He). Observó sorprendentemente que casi todas las partículas atravesaban la lámina, algunas se desviaban y muy
pocas volvían para atrás.
La única explicación posible era que prácticamente toda la masa del núcleo y la carga positiva estuvieran en
una región muy pequeña casi puntual en el centro del átomo, es decir, habría un núcleo que es muy pequeño (10 -13m).
A gran distancia de él están los electrones que girarían a su alrededor en órbitas circulares, (el electrón no cae por
que la fuerza centrípeta y electróstatica se hacen iguales). El diámetro del átomo es del orden de 10 -8 cm. Así el
núcleo atómico sería 10000 veces menor que el átomo.
Rutherford propuso un nuevo modelo atómico que se le conoce como modelo planetario del átomo:
1.
El núcleo es la parte del átomo en la que se encuentra localizada casi toda la masa del mismo y toda la
carga positiva. (DIFERENCIA DOS PARTES)
2.
A gran distancia del núcleo se mueven los electrones describiendo orbitas circulares. La fuerza centrípeta
se iguala a la fuerza electrostática lo cual mantiene al electrón en su órbita. (ÁTOMO HUECO).
3.
El número de cargas positivas y negativas han de ser iguales. (EXPLICA LA IONIZACIÓN)
Las grandes aportaciones de Rutherford al modelo atómico son estas dos ideas principales: el átomo está
constituido por dos partes muy diferenciadas (núcleo con casi toda la masa y 100000 menor que el átomos y
corteza donde están los electrones), y por tanto el átomo está prácticamente vacío.
Aunque este modelo fue un gran avance para dilucidar la estructura del átomo, pronto surgieron objeciones. El
principal fallo de este modelo era que según la teoría electromagnética clásica, una partícula acelerada y cargada
como el electrón emite energía, con lo cual el electrón emite energía con lo que su órbita disminuiría hasta chocar con
el núcleo. El átomo de Rutherford es por tanto inestable. Además al caer el electrón emite energía de forma continua,
por lo que su espectro sería continuo, siendo en realidad discontinuo, como se estudiará más adelante.
 Carga y masa de las partículas fundamentales
Electrón: masa = 9,1.10-31 Kg;
carga = 1,6.10-19 C (1-)
-27
Protón: masa = 1,672.10 Kg;
carga = 1,6.10-19 C (1+) Neutrón: masa = 1,674.10--27 Kg;
carga = 0
Isótopos: son átomos con igual número atómico y diferente número másico. Sólo hay 20 eltos que no presentan
isótopos naturales (aunque si se han conseguido sus isótopos artificiales).
Dado que los isótopos presentan diferentes pesos el peso ató mico de un elemento que presenta isótopos
naturales se calcula como la media ponderada de las masas de los isótopos que hay en la naturaleza Ej: El cloro tiene
un isótopo35 (m= 34.96884) y uno 37 (m= 36,96590). La media ponderada es de 35,45.
ORIGEN DE IDEAS CUÁNTICAS: RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO, EFECTO FOTOELÉCTRICO,
ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN Y ABSORCIÓN (LÍNEAS ESPECTRALES DEL ÁTOMO DE
HIDRÓGENO). HIPÓTESIS DE PLANCK.
Antes de entrar en analizar los hechos que dieron origen a la Teoría cuántica se recordará que según la teoría
electromagnética clásica (TEM), cualquier radiación está constituida por ondas electromagnéticas (campos eléctricos
y magnéticos). Estas ondas viajan a 3.108 m/s. Cada onda electromagnética está determinada por dos características
esenciales:
-Longitud de onda (: Distancia entre dos puntos de la onda en el mismo estado de vibración.  . Unidad: metro
-Periodo(T): Es el tiempo que tarda una onda en recorrer una longitud de onda.  = c . T
-Frecuencia(: Es la inversa del periodo. Es el número de oscilaciones completas que da la onda en 1s.  = 1/T.
Unidad = s-1 ó Hz  c / 
Por tanto, conocida la longitud de onda se conoce la frecuencia y viceversa.
Las distintas ondas electromagnéticas se diferencian en la longitud de onda o frecuencia. El conjunto de todas las
radiaciones forman el espectro electromagnético (Rayos gamma, RX, UV, visible, IR, Microondas, Ondas radio TV)
A finales del siglo XIX surgieron ciertos hechos experimentales cuya interpretación fue imposible dentro de la Física
Clásica. Son los siguientes:
 Radiación del cuerpo negro
Se entiende por radiación térmica de un cuerpo la energía que emite debido a su temperatura en forma de
radiación electromagnética. Por otra parte un cuerpo negro es aquel capaz de absorber todas las radiaciones
que llegan a él y por tanto de emitir también radiaciones de todas las 
Al estudiarse la radiación del cuerpo negro se observó la siguiente intensidad de las radiaciones emitidas
según su longitud de onda.
I
comportamiento real
comportamiento
según la TEM
Radiación del
cuerpo negro
UV

Estos resultados contradicen la TEM. Según ésta la intensidad de radiación emitida aumenta de forma
continua a medida que disminuye la longitud de onda, de forma que para  pequeñas (UV) la energía emitida
sería infinita (línea discontinua). A esta contradicción se le conoce como catastrofe ultravioleta.
 Efecto fotoeléctrico.
El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones desde una superficie metálica sobre la que incide
una radiación. Este efecto fue descubierto por Herzt en 1887 y explicado por Albert Einstein. (recibió el premio
Nobel por esta explicación)
El efecto fotoeléctrico tiene las siguientes características:
- Solo se emiten electrones de la superficie del metal si la frecuencia de la radiación que incide es superior a
un valor mínimo llamada frecuencia umbral. Esta frecuencia umbral es característica de cada metal. Según la
TEM el efecto debe ocurrir a cualquier frecuencia con tal de que la intensidad sea lo suficientemente alta
- El número de electrones emitidos es directamente proporcional a la intensidad de la radiación luminosa e
independiente de la frecuencia de la radiación. Según la TEM también afectaría la frecuencia de la radiación
- La energía cinética de los electrones emitidos aumenta al aumentar la frecuencia, pero dicha energía cinética
es independiente de la intensidad de la radiación. Esto tampoco podía explicarlo la TEM.
- Es instantáneo
 Espectros atómicos. Espectro del átomo de hidrógeno. Rayas espectrales
Un espectro es el resultado de la descomposición por medios ópticos de la radiación emitida por un cuerpo.
Ej : arcoiris. Existen muchas clases de espectros: de rayas o de bandas. Los de rayas o discontinuos se obtienen
calentando hasta la incandescencia muestras de átomos.
Un espectro atómico de emisión es el resultado de la descomposición por medios ópticos de la radiación
emitida por un elemento calentado hasta la incandescencia. Se recogen en una especie de placa fotográfica. En la
época que estamos tratando se obtuvieron los espectros atómicos de diferentes elementos. Estos espectros presentan
una serie de líneas bien definidas (espectros de rayas o discontinuos) y separadas características a ese elemento. Son
por tanto, la huella digital de cada elemento. Es importante señalar que cada línea de un espectro corresponde a un
salto de un electrón de un nivel a otro de energía.
Estos espectros atómicos van en contra del modelo de Rutherford, pues si el electrón emite continuamente
energía debería pasar por todos los estados de energía y emitir radiación de todas las longitudes de onda, es decir,
emitir una radiación continua. Lo que se observa es que un átomo solo emite una serie de radiaciones.
En 1885 Balmer estudió el espectro de emisión del hidrógeno en la zona visible del espectro. Encontró que
las longitudes de onda de las rayas del espectro se pueden hallar mediante la siguiente expresión:
 = R1 (1/nf 2 – 1/ni2) donde R es la cte de Rydberg = 1,097.107 m-1 y n = 2,3,4,5,6,7...(nº enteros)
Las rayas que se obtienen al dar valores a n reciben el nombre de serie de Balmer. Para la serie de Balmer es siempre
nf = 2.
Posteriormente se estudió el espectro del hidrógeno en otras zonas del espectro y se encontraron otra serie de líneas
que se denominan según el nombre de su descubridor.
- Serie de Lyman: Las rayas pertenecen a la zona de ultravioleta; nf = 1; ni=2,3,4,..
- Serie de Paschen: Las rayas pertenecen a la zona del infrarrojo ; nf = 3; ni=4,5,6..
- Serie de Brackett: Las rayas pertenecen a la zona de infrarrojo; nf = 4; ni=5,6,7..
- Serie de Pfund: Las rayas pertenecen a la zona de infrarrojo; nf = 5; ni= 6, 7, 8
 Hipótesis de PLANK.
Max Planck, en 1900, formuló una hipótesis, del cual ni el mismo estaba muy convencido, que explicaba
teóricamente la radiación del cuerpo negro. Posteriormente otros científicos utilizaron su hipótesis para explicar
ciertos hechos que hasta entonces no habían podido ser interpretados como son los espectros atómicos de emisión y
absorción experimentales y el efecto fotoeléctrico.
Hipótesis de Planck: la energía se emite o se absorbe de forma discontinua, es decir, en cantidades
discretas de energía, que son múltiplos enteros de una cantidad mínima llamada cuanto de energía.
Por tanto la energía que se absorbe o se emite no puede tener cualquier valor, sino solo unos valores
determinados, que son múltiplos enteros de una cantidad mínima. Se dice la que energía está cuantizada, es decir,
discontinua. No puede tomar cualquier valor, sino solo unos determinados valores.
La formulación matemática de la hipótesis de Planck es:
E = n. h . 
Donde n = un número entero; h = la constante de Planck; h = 6,62.10-34 J.s = 6,62.10-27erg/s
 = frecuencia de la radiación; unidad = hertzio o s-1
Esta hipótesis supuso con el tiempo la mayor revolución de la Física, pues hasta entonces se consideraba que
la energía de emitía y absorbía de forma continua, que podía tener cualquier valor. A partir de Planck, se reconoció
que esto no es así, sino que la energía sólo puede tomar determinados valores.
La hipótesis de Planck se vió afianzada por los siguientes sucesos:
1. A partir de la hipótesis de Planck, éste pudo deducir teóricamente una ecuación que explicaba exactamente el
comportamiento de la radiación del cuerpo negro.
2. Einstein en 1905 dio una explicación del efecto fotoeléctrico basándose en la teoría de los cuantos de Planck.
Esta explicación es: La luz está constituida por fotones(pequeños paquetes de energía), cuya energía depende de la
frecuencia de la radiación y vale E = h .  . Cuando un electrón de la superficie del metal capta un fotón la
suficientemente energético, es decir, con la frecuencia adecuada, aumenta su energía Esta energía se utiliza para
vencer las fuerzas que lo unen al metal separándose de él (trabajo de extracción que corresponde a la frecuencia
umbral) y para aumentar la energía cinética del electrón arrancado. Cada fotón arranca un electrón. A más intensidad,
más fotones, y por tanto más electrones arrancados. Si la frecuencia es mayor, mayor será la energía del fotón y con
más energía cinética saldrá el electrón
La ecuación que explica el fenómeno es: E = W0 + ½ mv2 ; h  = h 0 + ½ mv2
Einstein, con esta explicación, propuso una naturaleza corpuscular para la luz. Es decir, la radiación tiene carácter
corpúscular cuando interacciona con la materia. Y podría decirse que tiene carácter ondulatorio cuando se propaga
por el espacio o el vacío.
3.Con la hipótesis de Planck, Bohr pudo explicar los espectros atómicos. Bohr en su tercer postulado introduce
una ecuación que explica las frecuencias de las ondas emitidas por los electrones al saltar de un nivel a otro de
energía. En concreto los espectros son producidos por saltos de los electrones de los átomos de un nivel electrónico a
otro. Pero, ¿cómo se producen estos saltos? Se producen cuando un átomo se excita (al calentarlo p.e.) un electrón de
la última capa pasa a un nivel energético superior. Pero un átomo excitado no es estable, y este electrón pasa de nuevo
a su estado inicial emitiendo mediante radiación (un cuanto de energía) la energía que antes había absorbido. La
diferencia entre la energía en el estado excitado y en el estado inicial, equivale a la energía que se ha desprendido en
forma de radiación electromagnética: E2 – E1 = hv.
Cada línea de un espectro corresponde a un salto de un electrón de un nivel a otro de energía.
3. SISTEMAS MONOELECTRÓNICOS. MODELO CUÁNTICO DE BOHR. LIMITACIONES.
Como vimos anteriormente el modelo atómico de Rutherford era inestable y además era incapaz de explicar
que los espectros atómicos fuesen discontinuos. Por esta razón Borh propuso un nuevo modelo atómico basado en la
Teoría de los cuantos de Planck, enunciando tres postulados cuya justificación venía dada por la experiencia, pues la
naturaleza parecía comportarse ajustándose a estos postulados. Estos son los tres postulados. Es un modelo atómico
para átomos con un solo electrón:
Cuando un electrón gira en su órbita no emite energía y, por tanto esa órbita es estacionaria. Al no emitir
energía no varía su velocidad y no se acerca al núcleo. Así solucionaba el problema de la inestabilidad del
átomo de Rutherford.
Este postulado permite deducir el valor de la velocidad aplicando las leyes de la dinámica a este
movimiento circular uniforme: Fc = Fe . De esta expresión se deduce que v2 = cte/r, es decir que la
velocidad del electrón solo depende del radio de la órbita.
Sólo son posibles para el electrón aquellas órbitas en las que se cumple que el momento cinético del electrón
(m.v.r) es múltiplo de h/Por tanto m.v.r = n.h/2 n = 1,2,3,4.....
En este postulado Bohr hace incluye la idea de Planck de la cuantización de la energía, a través de la
cuantización del momento cinético del electrón. De dicha ecuación se obtiene que: r = cte´. n2
Esta ecuación nos indica que el radio de la órbita del electrón esta cuantizada, es decir, sólo pueden
tener ciertos valores dados por el número cuántico n (y por la constante de Planck, h). A dicho número entero
n se le denomina número cuántico principal, pues determina los valores (radio) posibles de la órbita.
La energía que se libera al pasar el electrón de una órbita superior (más alejada del núcleo) a otra inferior
(más cercana) se emite en forma de ondas electromagnéticas, cuya frecuencia viene dada por la ecuación
E2 – E1 = h .
Cuando ocurre esto, la onda electromagnética emitida da lugar a una línea en el espectro atómico
Se puede deducir la energía del electrón a partir de las ecuaciones del primer y segundo postulado,
obteniéndose la expresión: E = - cte´´/n2
De nuevo se observa como la energía del electrón depende fundamentalmente de n. De nuevo puede
decirse que la energía del electrón está cuantizada, el electrón sólo puede tener determinados niveles de energía.
Nótese además como al aumentar n (órbitas más lejanas) el valor absoluto de la energía se hace menor, pero al ser un
número negativo es en realidad mayor: a mayor n, mayor energía.
El rotundo éxito del modelo de Bohr fue explicar teóricamente a partir de las ecuaciones que propuso el
espectro atómico del hidrógeno. Pudo calcular teóricamente las frecuencias correspondientes a cada una de las
líneas espectrales del átomo de hidrógeno. Por supuesto, a partir del modelo de Bohr se puede deducir la expresión
experimental de Balmer [1/ = R (1/nf2 - 1/ni2)] y calcular la cte de Rydberg. Esto fue de nuevo un resultado que
apoyó la validez del modelo. Cuando un modelo o teoría reproduce exactamente los resultados experimentales se da
por válida.
Limitaciones del modelo de Bohr.
Al pasar de los años se construyeron espectrógrafos más resolutivos y se observaron dos hemos de relevancia:
- Algunas líneas que gruesas observadas hasta entonces eran en realidad dos líneas muy finas con
longitudes de onda muy próximas entre sí.
- Zeeman observó que si sometía los átomos a un campo magnético, el espectro de emisión se complicaba
mucho, apareciendo nuevas líneas, lo que se conoce como efecto Zeeman.
Estos problemas se solucionaron con la corrección de sommerfield, que introdujo el número cuántico secundario.
Corrección de Sommerfield
Somerfield, a partir de los hechos antes descritos propuso que debían existir en una misma capa electrones
con niveles de energía diferentes, que producían las nuevas líneas espectrales detectadas. Esto va en contra de la teoría
de Bohr, pues la energía de un electrón en su órbita es:
Ee- = - cte / n2
Así, Todos los electrones de la capa “n” tendrán la misma energía.
Para superar esta contradicción Sommerfield se apoyó en la teoría de la relatividad de Einstein. Según esta la
masa de un cuerpo varía con su velocidad (sobre todo para velocidades elevadas). Por tanto para un mismo nivel n,
podrían existir electrones con diferente energía si fuesen a diferente velocidad. Pero si hay electrones que se mueven
con diferente velocidad no describirán órbitas circulares (V = cte) sino elípticas. Es decir, según Sommerfield, dentro
de una misma capa principal (dada por n), existen distintas trayectorias además de la circular. Estas nuevas órbitas o
niveles de energías explican la aparición de nuevas líneas espectrales.
DUALIDAD ONDA CORPÚSCULO (HIPÓTESIS DE DE BROGLIE) PRINCIPIO DE
INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
A principios del siglo XX se aceptaba la idea de que la luz, y en general la radiación electromagnética,
tiene un comportamiento dual, es decir, puede tener carácter corpuscular y ondulatorio: una veces se comporta
como onda (interferencia, polarización) y otras como partícula (efecto fotoeléctrico, rayos X, efecto compton).
 Hipótesis de De Broglie (1924).
De Broglie, basado en la dualidad onda-corpusculo de la luz extiende el comportamiento dual a la materia. Su
hipótesis es la siguiente: toda partícula que se mueva debe tener asociada una onda cuya longitud de onda
vendrá dada por:  = h/p = h/mv.
Es decir, una partícula que se mueva es a la vez partícula y onda. Así supuso que los electrones (partículas en
movimiento) tendrían carácter ondulatorio (tendrían asociada una longitud de onda). Posteriormente, está suposición
se corroboró mediante la obtención de la difracción de electrones, lo que supuso la aceptación de su hipótesis. Fue de
nuevo un concepto revolucionario para su tiempo, pues suponía que cualquier cuerpo con velocidad se comportaba
como una onda. Sin embargo es necesario tener en cuenta que el carácter ondulatorio de un cuerpo se detecta si su
longitud de onda es lo suficientemente grande y eso solo ocurre con partículas extremadamente pequeñas (electrones,
etc). Para partículas de nuestro entorno real, la masa es tan grande que la longitud de onda se hace prácticamente cero,
es decir, indetectable: no puede observarse fenómeno ondulatorio. Por tanto la hipótesis de De Broglie se aplica a
partículas subatómicas.
 Principio de Incertidumbre de Heisenberg.
El principio de indeterminación de Heisemberg dice: debido a la naturaleza dual es imposible conocer de manera
exacta y simultaneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Por tanto siempre existirá una
indeterminación en la cantidad de movimiento, en la posición, o en las dos. Esta indeterminación viene dada por :
x . p = h/4No se demostrará matemáticamente esta expresión.
Esto es debido a la propia naturaleza dual de las partículas, no al fallo de los métodos de observación.
Esta indeterminación, debido al valor que tiene (cte de Planck), alcanza relevancia a nivel atómico y carece de
importancia a nivel macroscópico (nuestro mundo).
Por tanto para partículas atómicas, si se quisiera conocer exactamente la posición de un electrón p.e., la incertidumbre
en la cantidad de movimiento sería infinita.
La consecuencia más relevante respecto al modelo atómico, es que el concepto de órbita de Bohr debe ser
modificado, pues según la ecuaciones propuestas por él podría conocerse la trayectoria de un electrón en cualquier
instante, es decir, podría conocerse exactamente velocidad y posición del electrón y de forma simultanea.
MODELO MECANO-CUÁNTICO: NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS.
Los resultados anteriores hacen que el modelo de Bohr, no sirva para describir la realidad del átomo. El
principal fallo de este modelo es que según Borh es posible conocer posición y velocidad exacta y simultáneamente,
debido a que el eletrón se mueve en una órbita, y esto no es imposible según Heisemberg, por lo uqe el concepto de
órbita no era correcto.
Por tanto se hizo necesario el elaborar un nuevo modelo atómico que respondiese a los conocimientos que ya
se tenían, sobre todo en cuanto a la dualidad onda partícula y al principio de Heisemberg.
El modelo atómico actual está basado en la ecuación de onda Schrödinger. Este científico partió de la ideas
de que toda partícula lleva asociada una onda, y en concreto el electrón. Halló una ecuación de onda que permitía
describir el movimiento del electrón. m/h2 (E-V)
Las soluciones de esta ecuación para un átomo con un electrón se denominan funciones de onda u orbitales,
que vienen definidos por varios números cuánticos. Las ideas principales de este modelo atómico son:
- La función de onda u orbital es una solución de la ecuación de onda de Schrödinger.  representa la
probabilidad de encontrar un electrón en un punto del espacio. A partir de esto puede comprenderse el
concepto de orbital que clarificaremos con un ejemplo: supongamos que disponemos de una cámara
fotográfica que toma fotos del electrón del átomo de hidrógeno miles de veces. El resultado es un orbital.
Un orbital sería la zona del espacio donde existe muchas posibilidades de encontrar el electrón. Por tanto
no se sabe exactamente donde está el electrón (de acuerdo con el principio de incertidumbre de
Heirsemberg), solo podemos saber que existe una zona, llamada orbital, donde la probabilidad de
encontrar el electrón es muy alta. Esta zona vendrá determinada por unos valores determinados
(números cuánticos)
- La función de onda está caracterizada por los números cuánticos que nos informa de la situación de los
electrones, nivel energético, forma, orientación, etc.
Por tanto, el modelo atómico actual se asemeja a una Nube de carga: el átomo se asemeja a una nube de
carga, donde el mayor volumen lo ocupan los electrones, y dado que no se sabe exactamente su localización de habla
de nube electrónica o nube de carga.
Como se dijo anteriormente, los números cuánticos salen al resolver la ecuación de onda. Son los siguientes:
- Número cuántico principal (n): Sus valores son n = 1, 2, 3, 4, 5… El significado ya lo dio Borh:
Determina el volumen real del orbital y el nivel de energía (mayor energía y volumen a mayor n).
También se representan por K, L, M, N, O, P, Q…
- Número cuántico secundario o azimutal (l): Puede tomar los valores enteros comprendidos entre 0 y n1. l = 0...(n – 1)
Para n= 1
l = 0 (s)
En el nivel n = 1 sólo hay un orbital s
Para n= 2
l = 0, 1 (s, p)
En el nivel n = 2 hay orbitales s y p
Para n= 3
l = 0, 1, 2 (s, p ,d)
En el nivel n = 3 hay orbitales s, p y d
Para n= 4
l = 0, 1, 2, 3 (s, p, d, f) En el nivel n = 4 hay orbitales s, p, d y f
Para n= 5
l = 0, 1, 2, 3 (s, p, d, f) En los niveles n = 5,6,7.. hay orbitales s, p, d y f
Este nº cuántico determina la forma del orbital y el subnivel de energía:
- Los orbitales con l = 0 se denominan s (sharp) y es esférico.
- Los orbitales con l = 1 se denominan p (principal) y tiene forma de madeja de lana.
- Los orbitales con l = 2 se denominan d (diffuse) y tiene forma de doble madeja de lana.
- Los orbitales con l = 3 se denominan f (fundamental) y su forma es muy complicada.
Los electrones que están en un orbital s se les llama electrones s, los que están en un orbital p se les llama
Elec.
trones p, los que están en un orbital d se les llama electrones d y los electrones que están en un
orbital f se les llama electrones f.
- Número cuántico magnético (m ó ml): Puede tomar los valores enteros desde +l hasta l pasando por 0.
m = +l...0...l. Este nº cuántico informa de las posibles orientaciones de los orbitales en el espacio.
También determina el número de orbitales que hay de cada tipo (s, p, d, f), dependiendo del número de
valores posibles de m en cada caso
Para l = 0 (orbital s) m = 0 (solo tiene una posible orientación)
1 orbital s para cada nivel n
Para l = 1 (orbital p) m = +1, 0, -1 (las 3 orientaciones son: eje X, Y y Z) 3 orbitales p para cada nivel n2
Para l = 2 (orbital d) m = +2, +1, 0, -1, -2 (5 orientaciónes)
5 orbitales d para cada nivel n3
Para l = 3 (orbital f) m = +3, +2, +1, 0, -1, -2 ,-3 (7 orientaciones)
7 orbitales f para cada nivel n4
Los 3 orbitales p de cada nivel, al igual que los cinco orbitales d y los siete f tienen entre sí las misma
energía, se dice que están degenerados. Esto es así puesto que la energía viene definida por los dos
primeros números cuánticos y “m” sólo indica la orientación espacial.
Con los tres primeros números cuánticos se define o caracteriza perfectamente cualquier orbital. Es
decir me informan de todo lo que es posible saber de un orbital.
- Número cuántico de spin (s ó ms): Puede tomar los valores +1/2 y –1/2 . Dan idea de la alineación
paralela o antiparalela a un campo magnético externo del electrón. Es importante señalar que los
electrones que están en un mismo orbital tienen spin contrario.
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES: PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Y REGLA DE HUND
La configuración electrónica fundamental es la distribución más estable de los electrones en la corteza
del átomo. Todos los átomos pueden presentar otras configuraciones “excitadas” donde uno o más electrones estarán
situados en niveles de energía superiores a los del estado fundamental.
Para saber la configuración electrónica en estado fundamental hay que considerar los siguientes principios:
1. Principio de exclusión de Pauli: no pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus cuatro
números cuánticos iguales. Por lo tanto el número máximo de electrones que cabe en un orbital (los 3
primeros nº cuánticos iguales) es 2 (puesto que sólo hay dos nº de spin diferente).
2. Regla de Hund: mientras sea posible los electrones se colocan en cada subnivel energético con espines
desapareados. Se le denomina regla de la máxima multiplicidad.
3. Principio de mínima energía: Los electrones están siempre en los niveles más bajos de energía. El orden
de energía viene dado por el diagrama de Möller, o por la tabla periódica. (tiene dos excepciones: se llena
el 5d1 antes que los 4f y los 6d1 antes que los 5f). Para usarlo es necesario saber el número atómico.
4. Regla de Madelung: Cuando dos orbitales tiene el mismo valor para “n + l” el de menor energía y más
estable (el primero que se llena) es el de menor “n”.
- Una orientación práctica y lógica para construir configuraciones es, conocido el número atómico, seguir la
tabla periódica de arriba a abajo y de izquierda a derecha teniendo en cuenta que: a) los grupos 1 y 2
llenan los orbitales s, del 13 al 18 los orbitales p, del 3 al 12 los orbitales d (y los f con los lantánidos y
actínidos); b) Para los niveles con n mayor o igual a 4 se llenas los orbitales (n-1)d; c) Para los niveles con
n mayor o igual a 6 se llenan los orbitales (n-2)f.
S
P
D
4p2
2
5s
4
4d
f
O(Z =8): 1s2 2s2 p4
ó
1s
2s
2p
Diagramas de orbitales
Ac(Z=89): 1s2 2s2 p6 3s2 p6d10 4s2 p6 d10 f14 5s2 p6 d10 6s2 p6 d1 7s2.
Escepciones a las configuraciones electrónicas:
Explicación: un elemento gana
Elemento Configuración teórica Configuración real
2
4
1
5
estabilidad con sus orbitales d
(Ar)4s 3d
(Ar)4s 3d
24Cr
2
4
1
5
semillenos (caso de Cr, Mo y W) o
(Kr)5s 4d
(Kr)5s 4d
42Mo
2
4
1
5
llenos (caso del Cu, Ag y Au), y si
(Xe)6s 5d
(Xe)6s 5d
74W
están muy cerca de conseguirlo
(Ar)4s23d9
(Ar)4s13d10
29Cu
2
9
1
10
“promocionan” un electrón s a ese
Ag
(Kr)5s
4d
(Kr)5s
4d
47
2
9
1
10
nivel d para obtener más estabilidad
Au
(Xe)6s
5d
(Xe)6s
5d
79
Comentarios adicionales:
- Son electrones de valencia aquellos que se sitúan en la última capa (y para los elementos “d” también
algunos de la penúltima) y que son los responsables del comportamiento químico de los elementos.
- Son electrones internos aquellos que se sitúan en capas interiores. Son los responsables del
apantallamiento (se explicará a continuación) que sufren los electrones externos. No afectan a la
reactividad química y están involucrados en procesos físicos como la producción de rayos X.
EL SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL.
El sistema actual se basa en una observación de Moseley en 1914. Moseley encontró una relación entre la
longitud de onda de las radiaciones que emitía un átomo y su número atómico. Por otra parte se conocía la relación
entre la estructura electrónica y las propiedades de un átomo. Así se aplicó el criterio del número atómico para
ordenar los átomos.
Teniendo en cuenta el número atómico y la repetición de las configuraciones electrónicas se elaboró el actual
sistema periódico por Werner y Paneth: consta de 18 columnas grupos o familias y siete filas o periodos de forma
que, los átomos con propiedades parecidas están en la misma columna.
- Hay 7 periodos, cada uno formado por todos los elementos en cuya configuración electrónica el numero cuántico
principal mayor es el mismo (el “n” mayor coincide con el periodo).
- Hay 18 grupos o familias, numeradas del 1 al 18. Cada una está integrada por elementos que presentan una
configuración electrónica análoga en la última capa. Reciben estos nombres:1
(alcalinos); 2
(alcalinoterros)3,4,5,6,7,8,910,11,12 (metales de transición o elementos “d”); 13(térreos), 14 (carbonoideos); 15
(nitrogenoideos); 16 (anfígenos); 17 (halógenos) y 18 (gases nobles). Los grupos 1,2 (elementos “s”) y
13,14,15,16,17 (elementos “p”) son los elementos representativos.
- Existen dos filas los lantánidos y actínidos que son los elementos de transición interna que completan los
orbitales 4f y 5f respectivamente y pertenecen al 6º y 7º periodo.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Las propiedades de los elementos de la tabla periódica varían de forma periódica. Veamos cómo y porqué
 Apantallamiento y la carga nuclear efectiva
Se llama apantallamiento a las repulsiones entre electrones que se dan en un átomo y que disminuye la
atracción del núcleo hacia los átomos (lo que se conoce como carga nuclear efectiva)
Así a mayor apantallamiento menor carga efectiva y viceversa, ya que: Z (efectiva) = Z (real) – apantallamiento.
- Al bajar en un grupo aumenta el apantallamiento debido a que hay más capas de electrones (y por
tanto disminuye la carga nuclear efectiva) y por tanto disminuye la atracción del núcleo hacia los e- Al desplazarnos hacia la derecha en un periodo el apantallamiento no varia ( pues hay las mismas
capas de e-) y la carga nuclear efectiva aumenta pues aumenta la carga real del núcleo (los protones),
y por tanto aumenta la atracción del núcleo hacia los electrones.
 Volumen atómico y radio atómico
El volumen atómico es el cociente entre el peso atómico de un elemento y su densidad
El radio atómico es “la mitad de la distancia entre dos núcleos del elemento unidos por enlace químico”.
Aunque son conceptos diferentes la variación de los dos en la tabla periódica es igual.
- En un grupo aumenta de arriba abajo pues hay cada vez más niveles electrónicos que hacen aumentar el
tamaño del átomo. La variación en un grupo es mayor que en un periodo.
- En un periodo disminuye al principio pues aumenta la atracción electrostática entre el núcleo (que cada
vez tiene más protones) y los electrones de la última capa (que cada vez son más), lo que contrae el
volumen del átomo. Al final de cada periodo vuelve a aumentar pues aumenta la repulsión entre los
propios electrones pues cada vez hay más.
Los radios iónico varían respecto a los átomos neutros:
- Si se pierde electrones formándose cationes, la repulsión entre electrones es menor y el radio disminuye.
- Si se ganan e- formándose aniones, la repulsión entre los electrones es mayor y el radio aumenta.
En átomos e iones isoelectrónicos (mismo nº de electrones, pero núcleo diferente) el radio iónico dismimuye
al aumentar el nº atómico Z, pues al aumentar la carga nuclear, la atracción electrostática aumenta.
 Energía o Potencial de ionización (E.I ó P.I)
La energía de ionización es la energía necesaria para extraer el electrón más externo de un átomo gaseosa
en estado fundamental: X (g) + E.I.
X+(g) + 1e- . Se mide en eV o kJ.
- En un grupo la EI disminuye al descender porque en este sentido aumenta el nº de capas de e- y por ello
aumenta el apantallamiento; así el electrón a extraer está menos unido (cuesta menos energía separarlo)
- En un periodo la EI aumenta al ir hacia la derecha porque aumenta el nº de protones (la carga nuclear)
sin aumentar el nº de capas de e- (apantallamiento constante), con lo que la atracción es mayor (pues
aumenta la carga nuclear efectiva). La variación en un periodo es mayor que en un núcleo. (Ej: alcalinos
muy baja EI; gases nobles y halógenos muy alta EI)
Las segundas y terceras EI son mayores que la 1ª pues ya el átomo se ha convertido en catión que se resiste
a ceder otro e-. Además las 2ª y sucesivas EI dependen de la configuración electrónica pues los alcalinos
(ns1) tienen una 1º EI pequeña pero una 2ª EI muy grande pues el segundo electrón es de una capa más
interna y destruye el octeto de esa capa.
 Afinidad electrónica
La afinidad electrónica es la energía intercambiada (normalmente desprendida) al cuando un átomo gaseosa
en estado fundamental acepta un e- : X (g) + 1eX-(g) + AE . Se mide en eV o kJ.
- En un grupo la AE disminuye al descender porque en este sentido aumenta el nº de capas de e- y el
electrón a aceptar estará menos unido (se desprenderá menos energía al aceptarlo) porque hay más
apantallamiento.
- En un periodo la AE aumenta al ir hacia la derecha porque aumenta el nº de protones (la carga nuclear)
sin aumentar el nº de capas de e- (apantallamiento constante), con lo que la atracción es mayor (pues
aumenta la carga nuclear efectiva). La variación en un periodo es mayor que en un núcleo. Varía más en
un periodo(Ej: alcalinos muy baja AE; halógenos muy alta AE; gases nobles no tienen AE)
 Electronegatividad
La electronegatividad es la tendencia de un átomo para atraer el par (o los pares) de electrones del enlace que
forma con otro átomo. Linus Pauling en 1932 asigno una electronegatividad (X) a cada elemento (Ej: F = 4;
H = 2,1 ; N = Cl = 3; O = 3,5)
- En un grupo la X disminuye al descender porque en este sentido aumenta el nº de capas de e- y la
atracción por los electrones externos es menor (hay más apantallamiento).
- En un periodo la X aumenta al ir hacia la derecha porque aumenta el nº de protones (la carga nuclear)
sin aumentar el nº de capas de e- (apantallamiento constante), con lo que la atracción es mayor (pues
aumenta la carga nuclear efectiva). La variación en un periodo es mayor que en un núcleo. Varía más en
un periodo(Ej: alcalinos muy baja X; halógenos muy alta X; gases nobles no tienen X)
 Reactividad
Los elementos más reactivos son los que tienen las anteriores propiedades más altas o bajas (EI, AE y X)
pues tenderán a reaccionar para quedarse más estables. Así los elementos más reactivos son los elementos
superiores de la tabla periódica situados en los extremos. Los más bajos y centrados son menos reactivos
 Carácter metálico
Un elemento es metálico si su EI y AE son bajas. El carácter metálico aumenta hacia la izquierda y abajo.
Un elemento es no metálico si su EI y AE son altas. El carácter no metálico aumenta hacia la derecha y
arriba. Los metales tienden a perder electrones por lo que son buenos reductores. Los no metales tienden a
ganar electrones por lo que son buenos oxidantes.
 Valencia La valencia iónica de los elementos (nº de electrones que pierden + o ganan – para llegar al
octeto) se deduce de la configuración electrónica.
Tema: FORMULACIÓN INORGÁNICA.
0. Valencia y estado o número de oxidación de un elemento.
1. Óxidos.
2. Peróxidos.
3. Hidróxidos.
4. Haluros de hidrógeno. Ácidos hidrácidos. Hidruros semimetálicos
5. Hidruros metálicos.
6. Sales neutras binarias:
7. Ácidos oxácidos.
8. Cationes y aniones.
9. Sales neutras ternarias.
10. Sales ácidas.
0. VALENCIA Y ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO.
La valencia de un elemento es la capacidad que tiene este elemento para combinarse con el hidrógeno y viene
dada por el número de electrones captados o cedidos por este elemento cuando forma la molécula de cualquier
compuesto.
El número o estado de oxidación es la valencia, pero con un signo + o – qué indica, qué elemento es más
electronegativo de los dos que forman el enlace. El más electronegativo tiene nº de oxidación negativo y el otro
positivo. También puede verse como el número de electrones que faltan para completar la última capa (signo -) o
el número de electrones que sobran para tener la última capa completa (signo +).
Los números o estados de oxidación más frecuentes de los elementos de la tabla periódica son:
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
+1
B: -3,+3
Al
Ga +3
In
Tl
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
+2
C: -4,+4,+2
Si: -4,+4,+2
Ge
Sn +2,+4
Pb
Sc
Y
La
Ac
+3
Cr: +2,+3,+6
Mo: +3,+6
W: +3,+6
Pd: +2,+4
Pt: +2,+4
Ir: +2,+4
Fe
Co
Ni
Cu: +1,+2
Ag: +1,(+2)
Au: +1,+3
+2,+3
N: -3, +1,2,3,4,5
P: -3, +1,+3,+5
As: -3, +3,+5
Sb: -3, +3, +5
Bi: +3
O: -2
S
Se -2, +2,+4,+6
Te
Po:+2, +4
Mn: +2,+3,+4,+6,+7
Tc: +4, +7
Re: +4, +7
Zn: +2
Cd: +2
Hg: +1,+2
F: -1
Cl
Br -1, +1,+3,+5,+7
I
1. ÓXIDOS
Son compuestos formados por oxígeno y un metal o un no metal. El oxígeno siempre tiene valencia 2-. (O-2)
No se distinguirá entre óxidos metálicos y no metálicos (anhídridos) excepto para la nomenclatura tradicional.
En las otras dos nomenclaturas, no se diferencia entre óxidos metálicos y no metálicos.
* Fórmula general: M2 Ox
ó Nm2Ox
x= valencia del metal o del no metal
* Nomenclatura:
- Tradicional: óxido + nombre metal + -hipo...oso (valencia menor)
-oso
-ico
-per...ico (valencia mayor).
Estos sufijos se utilizan para no metales con cuatro valencias diferentes (Cl, Br, I, Mn). Si tienen tres valencias
(S, Se y Cr) se utilizan las tres primeras y si hay dos las dos intermedias.
Ej:
Cl2O : óxido hipocloroso (valencia 1). Cl2O3 : óxido cloroso (valencia 3).
Cl2O5 : óxido clórico (valencia 5).
Cl2O7 : óxido perclórico (valencia 7).
Fe2O2 = FeO: óxido ferroso (valencia 2).Fe2O3 : óxido férrico (valencia 3).
Li2O: óxido de litio (si solo existe una valencia).
- Sistemática (I.U.P.A.C.):
prefijo (mono,di,tri) + óxido + prefijo (di,tri) + nombre metal
Ej:
Fe2O3 : trióxido de dihierro
FeO: monóxido de hierro (si hay un solo átomo metálico no se pone prefijo).
Cl2O : monóxido de dicloro
Cl2O3 : trióxido de dicloro
Cl2O5 : pentaóxido de dicloro
Cl2O7 : heptaóxido de dicloro
- Stock: óxido de + nombre metal (valencia con que áctua)
Ej: FeO: óxido de hierro (II)
Cl2O5 óxido de cloro (V)
2. PERÓXIDOS
Son compuestos formados por oxígeno y otro elemento. El oxígeno tiene siempre valencia –1. El grupo característico
es O-22 . Es decir, siempre hay dos átomos de oxígeno y nunca puede simplificarse ese “dos”, pues en los peróxidos
siempre hay dos átomos de oxígeno, y sino, un número par de oxigenos.
* Fórmula general:
MOx(par)
* Nomenclatura:
- Tradicional: igual que para los óxidos pero con el prefijo per-:
Ej: Li2O2 peróxido de litio
H2O2 peróxido de hidrógeno, agua oxigenada.
FeO2 peróxido ferroso
- Sistemática: exactamente igual que para los óxidos.
Ej: Li2O2 dióxido de dilitio
H2O2 dióxido de dihidrógeno
FeO2 dióxido de hierro
- Stock: igual que para los óxidos pero con el prefijo per-.
Ej: FeO2 peróxido de hierro (II)
3. HIDRÓXIDOS
Son compuestos formados por grupos hidroxílo, OH -,que siempre actua con valencia –1, y un metal.
* Fórmula general: M (OH)x
* Nomenclatura:
x= valencia del metal
- Tradicional: hidróxido + nombre metal + -oso (valencia menor)
-ico. (valencia mayor)
Ej:
Sn(OH)2 hidróxido estannoso (valencia 2). Sn(OH)4 : hidróxido estánnico (valencia
4).
NaOH: hidróxido de sodio, o hidróxido sódico (si solo hay una valencia).
- Sistemática (I.U.P.A.C.): (no se utiliza)
prefijo (mono,di,tri) + hidróxido + nombre metal
Ej:
Sn(OH)2 : dihidróxido de estaño (valencia 2).
Sn(OH)4: tetrahidróxido de estaño (valencia 4). NaOH: hidróxido de sodio
- Stock: hidróxido de + nombre metal (valencia)
Ej:
Sn(OH)2 : hidróxido de estaño (II).
Sn(OH)4 : hidróxido de estáño (IV).
NaOH: hidróxido de sodio
4. HALUROS DE HIDRÓGENO. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS. HIDRUROS SEMIMETÁLICOS.
Ácidos hidrácidos
Son compuestos formados por hidrógeno y algunos no metales (F, Cl, Br, I, S, Se, Te). El hidrógeno actúa con
valencia +1 y los no metales con su única valencia negativa. El hidrógeno siempre se escribe a la izquierda.
* Fórmula general: Hx Nm
* Nomenclatura:
x= valencia del no metal
- Tradicional: ácido + nombre no metal + hídrico (en disolución acuosa)
Ej:
HF : ácido fluorhídrico
HCl: ácido clorhídrico
HBr: ácido bromhídrico
HI: ácido yodhídrico
H2S: ácido sulfhídrico
H2Se: ácido selenhídrico
H2Te: ácido telurhídrico
- Sistemática (I.U.P.A.C.): nombre no metal + uro + de hidrógeno.
Ej:
HF : fluoruro de hidrógeno
HCl: cloruro de hidrógeno
HBr: bromuro de hidrógeno
HI: yoduro de hidrógeno
H2S: sulfuro de hidrógeno
H2Se: seleniuro de hidrógeno
H2Te: teluluro de hidrógeno
Estos son todos los ácidos hidrácido que existen. No hay más.
Hidruros semimetálicos
Existen otros hidruros no metálicos o semimetálicos que reciben los siguientes nombres (el hidrógeno se pone en
estos casos al final, pues no actúan como ácidos, y actúa con la valencia +1, y los no metales con su única valencia
negativa)
Compuesto
Nom. Tradicional
Nom. Funcional (I.U.P.A.C)
BH3
Borano
Trihidruro de boro
CH4
Metano
metano
SiH4
Silano
Tetrahidruro de silicio
NH3
Amoniaco
amoniaco
PH3
Fosfina
Trihidruro de fósforo
AsH3
Arsina
Trihidruro de arsénico
SbH3
Estibina
Trihidruro de antimonio
5. HIDRUROS METÁLICOS.
Son compuestos formados por hidrógeno y un metal. Son los únicos compuestos, juntos con los anteriores, donde
el hidrógeno actúa con valencia –1. y los metales con su valencia positiva. Ahora el hidrógeno siempre se escribe
a la derecha.
* Fórmula general: M Hx
x= valencia del metal
* Nomenclatura:
- Tradicional: hidruro + nombre metal +
Ej:
NaH : hidruro de sodio, hidruro sódico.
CuH2: hidruro cúprico
-oso
-ico
CuH: hidruro cuproso
AlH3: hidruro de aluminio
- Sistemática (I.U.P.A.C.): prefijo + hidruro + nombre metal.
Ej:
NaH : hidruro de sodio
CuH: hidruro de cobre
CuH2: dihidruro de cobre
AlH3: trihidruro de aluminio
- Stock: hidruro de + nombre metal (valencia del metal)
Ej:
CuH2: hidruro de cobre (II)
6. SALES NEUTRAS
6.1. Sales neutras: no metales + metales
Son compuestos formados por no metales (F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N, P, As, Sb, C, Si, B), que actúan con su
valencia negativa, y un metal. Provienen de los ácido hidrácidos. Los elementos metálicos siempre se escriben a la
izquierda pues son los menos electronegativos.
* Fórmula general: My Nmx
* Nomenclatura:
x= valencia del metal; Nm= no metal; M = metal
y = valencia negativa.
- Tradicional: nombre no metal + uro + nombre metal +
-oso
-ico
Ej:
LiF : fluoruro de litio
CaF2: fluoruro de calcio
AlCl3: cloruro de aluminio
KI : Yoduro de potasio
FeCl2 : cloruro ferroso.
FeBr3 : bromuro férrico
Na4C : carburo de sodio
- Sistemática (I.U.P.A.C.): pref + no metal + uro + nombre metal.
LiF : fluoruro de litio
CaF2: difluoruro de calcio
AlCl3: tricloruro de aluminio
MnS: sulfuro de manganeso
KI : Yoduro de potasio
FeCl2 : dicloruro de hierro.
FeBr3 : tribromuro de hierro
Na4C : carburo de tetrasodio
- Stock: Nombre no metal + -uro de nombre metal (valencia)
Ej:
CuBr2: bromuro de cobre (II)
MnS: sulfuro de manganeso (II)
6.2. Sales neutras: no metales + no metales
Son compuestos formados por no metales (F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N, P, As, Sb, C, Si, B). El elemento más
electronegativo se coloca a la derecha (actúa con su valencia negativa) y el menos electronegativo a la izquierda
(actúa con cualquiera de sus valencias positivas)
* Fórmula general: Nmy Nmx
* Nomenclatura:
x= valencia del no metal; y= valencia negativa del no metal
- Sistemática (I.U.P.A.C.): pref + no metal(+e) + uro + nombre no metal.
BrF3 : trifluoruro de bromo
BrCl: cloruro de bromo
SeI2: diyoduro de selenio
CCl4 : tetracloruro de carbono
BP : fosfuro de boro
CS2 : disulfuro de carbono
B2S3 : trisulfuro de diboro
IF7 : heptafluoruro de yodo
- Stock: no metal + -uro + de no metal (valencia)
BrCl: cloruro de bromo (I)
SeI2: yoduro de selenio (II)
7. ÁCIDOS OXÁCIDOS
Son compuestos formados por oxígeno-hidrógeno y un no metal (o metales de transición). Cuando se encuentran
en disolución acuosa, dejan protones en libertad, y las disoluciones se vuelven ácidas.
Los ácidos oxoácidos se obtienen añadiendo 1 (ó más) moléculas de agua al óxido o anhídrido correspondiente.
* Fórmula general: Hx Xy Oz
* Nomenclatura:
X= no metal, Cr, Mn, Tc, Mo, W, V, (Nb, Ru, Re Sc) .
- Tradicional: ácido + nombre no metal + hipo....oso
oso
ico
per.....ico
Ej:
Cl2O + H2O =H2Cl2O2 = HClO : ácido hipocloroso
Cl2O3 + H2O =H2Cl2O4 = HClO2 : ácido cloroso
Cl2O5 + H2O =H2Cl2O6 = HClO3 : ácido clórico
Cl2O7 + H2O =H2Cl2O8 = HClO4 : ácido perclórico
- Sistemática (I.U.P.A.C.):
pref (nº oxig) + oxo + nombre no metal (val) + -ato de hidrógeno
Ej:
HClO : oxoclorato (I) de hidrógeno
HClO2 : dioxoclarato (III) de hidrógeno
HClO3 : trioxoclorato (V) de hidrógeno HClO4 : tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
- Stock:
Ácido pref (nº oxig) + oxo + nombre no metal + ico (val)
Ej:
HClO : ácido oxoclorico (I)
HClO2 : ácido dioxoclorico (III)
HClO3 : ácido trioxoclorico (V) HClO4 ácido tetraoxoclorico (VII)
Prefijos meta y orto:
Estos prefijos hacen referencia al número de moléculas de agua que tiene el ácido. Se usan para los ácidos del
P, As y Sb, Si y B, I(VII) y Te(VI)
- meta: se añade una sola molécula de agua
- orto: se añaden dos (Si) o tres moléculas de agua
Compuesto
Nom. Tradicional
Nom Sistemática (I.U.P.A.C)
P2O3 + H2O = HPO2
Ácido metafosforoso
Dioxofosfato (III) de hidrógeno
P2O3 + 3 H2O = H3PO3
Ácido (orto)fosforoso
Trioxofosfato (III) de hidrógeno
La terminación orto se puede suprimir. Así , el ácido orto fosfórico, orto arsénico u orto antimómico, se nombran
generalmente como ácido fosfórico, ácido arsénico y ácido antimónico.
Regla práctica: Si un ácido de los elementos señalados (P,As,Sb, Si, B, I(VII), Te(IV)) tiene tres o más hidrógenos es
orto. Si tiene 1 ó 2 es meta.
Prefijos di, tri, tetra:
Estos prefijos hacen referencia al grado de polimerización de los ácidos.
- di: se forma quitando 1 molécula de agua a dos moléculas del ácido
- tri: se forma quitando 2 moléculas de agua a tres moléculas de ácido
Ejemplos:
2 H2SO4 - 1 H2O = H2S2O7 ácido disulfúrico/heptaoxodisulfato(VI) de hid.
3 H3PO4 - 2 H2O = H5P3O10 ácido trifosfórico/decaoxotrifosfato (V) de hid.
Lista de ácidos:
Nomenclatura.
Tradicional
Sistemática
Cl2O + H2O =H2Cl2O2 = HClO : ácido hipocloroso
oxoclorato (I) de hidrógeno
Cl2O3 + H2O =H2Cl2O4 = HClO2 : ácido cloroso
dioxoclorato (III) de hidrógeno
Cl2O5 + H2O =H2Cl2O6 = HClO3 : ácido clórico
trioxoclorato (V) de hidrógeno
Cl2O7 + H2O =H2Cl2O8 = HClO4 : ácido perclórico
tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
Br2O + H2O =H2Br2O2 = HBrO : ácido hipobromoso
oxoborato (I) de hidrógeno
Br2O3 + H2O =H2Br2O4 = HBrO2 : ácido bromoso
dioxoborato (III) de hidrógeno
Br2O5 + H2O =H2Br2O6 = HBrO3 : ácido bromico
trioxoborato (V) de hidrógeno
Br2O7 + H2O =H2Br2O8 = HBrO4 : ácido perbromico
tetraoxoborato (VII) de hidrógeno
I2O + H2O =H2I2O2 = HIO : ácido hipoyodoso
oxoyodato (I) de hidrógeno
I2O3 + H2O =H2I2O4 = HIO2 : ácido yodoso
dioxoyodato (III) de hidrógeno
I2O5 + H2O =H2I2O6 = HIO3 : ácido yodico
trioxoyodato (V) de hidrógeno
I2O7 + H2O =H2I2O8 = HIO4 : ácido metaperyodico
tetraoxoyodato (VII) de hidrógeno
2 H2O + HIO4 = H5IO6 ácido (orto)peryodico
hexaoxoyodato (VII) de hidrógeno
SO + H2O = H2SO2
ácido hiposulfuroso
SO2 + H2O = H2SO3
ácido sulfuroso
SO3 + H2O = H2SO4
ácido sulfurico
SeO + H2O = H2SeO2
ácido hiposelenioso
SeO2 + H2O = H2SeO3
ácido selenioso
SeO3 + H2O = H2SO4
ácido selénico
TeO + H2O = H2TeO2
ácido hipoteluroso
TeO2 + H2O = H2TeO3
ácido teluroso
TeO3 + H2O = H2TeO4
ácido metatelúrico
TeO3 + 3H2O = H6TeO6
ácido (orto)telúrico
N2O + H2O = HNO
ácido hiponitroso
NO + H2O = H2NO2
ácido nitroxílico
N2O3 + H2O = HNO2
ácido nitroso
N2O5 + H2O = HNO3
ácido nítrico
P2O + H2O = HPO
ácido metahipofosforoso
P2O + 3 H2O = H3PO2
ácido (orto)hipofosforoso
P2O3 + H2O = HPO2
ácido metafosforoso
P2O3 + 3 H2O = H3PO3
ácido (orto)fosforoso
P2O5 + H2O = HPO3
ácido metafosfórico
P2O5 + 3 H2O = H3PO4
ácido (orto)fosfórico
As2O3 + H2O = HAsO2
ácido metaarsenioso
As2O3 + 3 H2O = H3AsO3
ácido (orto)arsenioso
As2O5 + H2O = HAsO3
ácido metaarsénico
As2O5 + 3 H2O = H3AsO4
ácido (orto)arsénico
Sb2O3 + H2O = HsbO2
ácido metaantimonioso
Sb2O3 + 3 H2O = H3SbO3
ácido (orto)antimonioso
Sb2O5 + H2O = HSbO3
ácido metaantimónico
Sb2O5 + 3 H2O = H3SbO4
ácido (orto)antimónico
CO + H2O = H2CO2
ácido carbonoso
CO2 + H2O = H2CO3
ácido carbónico
SiO + H2O = H2SiO2
ácido silicioso
SiO2 + H2O = H2SiO3
ácido metasilícico
SiO2 + 2 H2O = H4SiO4
ácido (orto)silícico
B2O3 + H2O = HBO2
ácido metabórico
B2O3 + 3 H2O = H3BO3
ácido (orto)bórico
CrO3 + H2O = H2CrO4
ácido crómico
MnO3 + H2O = H2MnO4
ácido mangánico
Mn2O7 + H2O = HMnO4
ácido permangánico
TcO3 + H2O = H2TcO4
ácido tecnético
Tc2O7 + H2O = HTcO4
ácido pertecnético
ReO3 + H2O = H2ReO4
ácido rénico
2 H2SO4 – H2O = H2S2O7
ácido disulfúrico
2 H2SO3 – H2O = H2S2O5
ácido disulfuroso
2 H2SeO4 – H2O = H2Se2O7
ácido diselénico
2 H3PO4 – H2O = H4P2O7
ácido difosfórico
3 H3PO4 – 2H2O = H5P3O10
ácido trifosfórico
2 H2CrO4 – H2O = H2Cr2O7
ácido dicrómico
8. CATIONES Y ANIONES
Los iones son especies químicas con carga: si la carga es positiva se llamas cationes y si es negativa aniones.
Estas especies se producen cuando un átomo o grupo de átomos pierde electrones de la última capa (se forman
cationes) o gana electrones que los coloca en la última capa (se forman aniones).
 Iones monoatómicos.
Nomenclatura:
- Tradicional: ión + nombre del metal + (-oso/-ico en función del estado de ox)
ión + nombre no metal + -uro
Ej:
K+: ión potasio Fe2+: ión ferroso
Cl- : ión cloruro
- Sistemática (I.U.P.A.C.): ión + nombre metal (estado ox)
ión + nombre no metal + -uro
Ej:
K+: ión potasio Fe2+: ión hierro (II)
Cl- : ión cloruro

Iones poliatómicos. Son iones que provienen de una molécula que ha perdido algún/os átomos.
- Tradicional: ión + nombre no metal + hipo-/per- .... –ito/-ato
Ej:
SO42-: ión sulfato
ClO-: ión hipoclorito
- Sistemática: ión + pref(nº de oxígeno) + -oxo + nombre no metal + -ato (val)
Ej:
SO42-: ión tetraoxosulfato(VI) ClO-: ión oxoclorato (I)
Otros iones importantes:
NH4+: ión amonio
H3O+: ión hidrónio u oxonio
OH- : ión hidroxilo
9. SALES NEUTRAS (TERNARIAS)
Son compuestos formados por un metal, un no metal y oxígeno. Provienen de los ácidos oxácidos, donde todos
los hidrógenos se sustituyen por un metal.
* Fórmula general: Mx Nmy Oz
* Nomenclatura:
- Tradicional: nombre no metal +
hipo.....ito + nombre metal + (-ico)
-ito
(-oso)
-ato
per.......ato
Es decir, la terminación –oso pasa a “-ito” y la terminación –ico pasa a “-ato”
Sistemática (I.U.P.A.C.):
pref (nº oxig) + oxo + nombre no metal + -ato (val) de nombre metal (valencia, si hay + de 1)
Ejemplos
Tradicional
Funcional
NaClO (Na+ / ClO-) hipoclorito sódico
oxoclorato (I) de sodio
NaClO2 (Na+ / ClO2-) clorito sódico
dioxoclorato (III) de sodio
NaClO3 (Na+ / ClO3-) clorato sódico
trioxoclorato (V) de sodio
NaClO4 (Na+ / ClO4-) perclorato sódico
tetraoxoclorato (VII) de sodio
K2SO3 (2K+ / SO32-) sulfito potásico
trioxosulfato (IV) de potasio
MgSO4 (Mg2+/ SO42-) sulfato de magnesio
tetraoxosulfato (VI) de magnesio
NaNO (Na+ / NO- ) hiponitrito de sodio
oxonitrato (I) de sodio
Li2CO3
carbonato de litio
trioxocarbonato (IV) de litio
Fe2[CO3]3
carbonato férrico
trioxocarbonato (IV) de hierro (III)
Cu[NO3]2
nitrato cúprico
trioxonitrato (V) de cobre (II)
Cu(NO3)
nitrato cuproso
trioxonitrato (V) de cobre (I)
Co2[CO3]3
carbonato cobáltico
trioxocarbonato (IV) de cobalto (III)
Ca(ClO3)2
clorato cálcico
trioxoclorato (V) de calcio
Aunque en realidad supone una mezcla de ambas nomenclaturas se acepta esta forma de nombrar:
Carbonato de hierro (III) Fe2(CO3)3; nitrato de cobre (II) = Cu(NO3)2
10. SALES ÁCIDAS
Las sales ácidas provienen de la sustitución parcial de los iones hidrógeno de un ácido por un metal. Por tanto
están constituidas por oxígeno, hidrógeno, no metal y metal.
* Fórmula general: MxHo Nmy Oz
* Nomenclatura:
- Sistemática (I.U.P.A.C.):
(di, tri) hidrógeno(nº oxig) + oxo + nombre no metal + -ato (val)) de nombre metal (valencia, si hay + de 1)
Ejemplos
Tradicional
Sistemática
K2HPO4
hidrógenofosfato de potasio
hidrógenotetraoxofosfato (V) de potasio
KH2PO4
dihidrógenofosfato de potasio dihidrógenotetraoxofosfato (V) de potasio
NaHCO3
hidrógenocarbonato de sodio hidrógenotrioxocarbonato (IV) de sodio
Cr(HSO3)3
hidrógenosulfito de cromo(III) hidrógenotrioxosulfato (IV) de cromo (III)
A veces todavía se utiliza otra forma: KH2PO4 = fosfato diácido de potasio; NaHCO3= carbonato ácido de sodio
Sólo con el NaHCO3 se utiliza el nombre de bicarbonato sódico, pues es un nombre muy común.
Ejercicio de Formulación
2º Bachillerato 05/06
Nombre:
nº:
Completa con la fórmula o los nombres correspondientes la siguiente tabla:
FÓRMULA
TRADICIONAL
IUPAC
STOCK
Ácido metaarsénico
Ácido dioxosulfúrico (II)
Sn(OH)4
Nitrito de cadmio
----------------------------Cromato de niquel (III)
----------------------------Peróxido de potasio
Hidrógenofosfato de sodio
----------------------------Dicromato de potasio
----------------------------CoF3
FeH2
Óxido de estaño (IV)
Permanganato de mercurio (I)
-----------------------Bromuro de oro (III)
Trioxoborato (III) de hidrógeno
Seleniuro de hierro
Ion trioxosulfato (IV)
------------------------2-metil-1,4-pentanodiol
3-heptenal
Ácido 3-amino hexanoico
CH3 CHCl CH2 NO2
2,3-dicloro-2-buteno
CH= C CH2 CH(CH3)CH2CH3
CH3COOCH2CH3
Cianuro de propilo
m-etilfenol
CH3CH(CH3)CONH2
C6H5-O-CH3
3-pentanona
Ácido acético
CH3NHCH(CH3)2
CH2=CH CH2 CHCl2
Ácido benzoico
Ejercicio de Formulación
2º Bachillerato 05/06
Nombre:
Completa con la fórmula o los nombres correspondientes la siguiente tabla:
FÓRMULA
TRADICIONAL
IUPAC
2SO3
Ácido selenhídrico
H3BO3
Tribromuro de oro
Cromato de niquel (II)
SnO2
Hidrógenoarseniato de sodio
nº:
STOCK
--------------------------------------------------------
--------------------------------------------------------Sulfuro de cinc
AuH3
Dicromato de litio
Peróxido de potasio
Permanganato de mercurio(II)
----------------------------
Dioxonitrato (III) de cadmio
Dioxosulfato (II) de hidrógeno
-------------------------------------------------------Hidróxido de estaño (IV)
-----------------------------
HAsO3
3-etil-1,4-pentanodiol
CH3CH2CH2CH=CHCH2CHO
CH3CH2CH2CHNH2CH2COOH
Acetileno
CH3CCl =CClCH3
CH= C CH2 CH(CH3)CH2CH3
Acetato de etilo
CH3CH2CH2CN
m-etilfenol
2-metilbutanamida
Fenilmetiléter
CH3CH2COCH2CH3
CH3CH2CH2 COONa
Metilisopropilamina
4,4-dicloro-1-buteno
C6H5COOH
Corrección del ejercicio de Formulación
Nombre:
2º Bachillerato 04/05
nº:
Completa con la fórmula o los nombres correspondientes la siguiente tabla:
FÓRMULA
TRADICIONAL
IUPAC
STOCK
H2CO3
Ácido carbónico
Trioxocarbonato(IV)de (di)hidrógeno Ácido trioxocarbónico (III)
H2SO2
Ácido hiposulfuroso
Dioxosulfato (II) de (di)hidrógeno
Ácido dioxosulfúrico (II)
Sn(OH)4
Hidróxido estánnico
Tetrahidróxido de estaño
Hidróxido de estaño (IV)
Cd(NO2)2 Nitrito de cadmio
dioxonitrato (III) de cadmio
Ni2(CrO4)3 Cromato de niquel (III)
tetraoxocromato(VI) de (di)niquel
(III)
K2O2
Peróxido de potasio
Dióxido de dipotasio
Peróxido de potasio
Na2HPO4 Hidrógeno(orto)fosfato de Hidrógenotetraoxofosfato(V) de
sodio
(di)sodio
K2Cr2O7
Dicromato de potasio
Heptaoxodicromato(VI) de
(di)potasio
CoF3
Fluoruro cobáltico
Trifluoruro de cobalto
Fluoruro de cobalto (III)
FeH2
Hidruro ferroso
Dihidruro de hierro
Hidruro de hierro (II)
SnO2
Óxido estánnico
Dióxido de estaño
Óxido de estaño (IV)
HgMnO4
Permanganato de
Tetraoxomanganato (VII) de
mercurio (I)
mercurio (I)
AuBr3
Bromuro aúrico
Tribromuro de oro
Bromuro de oro (III)
H3BO3
Ácido (orto) bórico
Trioxoborato (III) de hidrógeno
Ácido trioxobórico (III)
Fe Se
Seleniuro ferroso
Seleniuro de hierro
Seleniuro de hierro (II)
2SO3
Ión sulfito
Ion trioxosulfato (IV)
2-metil-1,4-pentanodiol
CH2OHCH(CH2CH3)CH2CHOHCH3
3-heptenal
CH3CH2CH2CH=CHCH2CHO
Ácido 3-amino hexanoico
CH3CH2CH2CHNH2CH2COOH
1-nitropropano
CH3 CH2 CH2 NO2
CH3CCl =CClCH3
2,3-dicloro-2-buteno
CH= C CH2 CH(CH3)CH2CH3
4-metil-1-hexino
Acetato de etilo
Etanoato de etilo
Cianuro de propilo
m-etilfenol
2-metilpropanamida
Fenilmetiléter
3-pentanona
Ácido acético
Metilisopropilamina
4,4-dicloro-1-buteno
Butanoato de sodio
Acetileno
Ácido benzoico
CH3COOCH2CH3
CH3CH2CH2CN
C6H4(OH)(CH2CH3) en posición 1,3
CH3CH(CH3)CONH2
C6H5-O-CH3
CH3CH2COCH2CH3
CH3COOH
CH3NHCH(CH3)2
CH2=CH CH2 CHCl2
CH3CH2CH2 COONa
CH= CH
C6H5COOH
Ejercicio de Formulación
2º Bachillerato 06/07
Nombre:
nº:
Completa con la fórmula o los nombres correspondientes la siguiente tabla:
FÓRMULA
SISTEMÁTICA
STOCK
TRADICIONAL
HIO3
Hidróxido de bismuto (III) ----------------------------------CoPO4
------------------------------------------------------------------- Nitrito de cinc
Ácido arsénico
Al(HSO4)3
--------------------------------Trióxido de diniobio
---------------------------------Fluoruro de plomo (II)
---------------------------------Na2Cr2O7
--------------------------------NH4Cl
---------------------------------Seleniuro de hidrógeno
--------------------------------Peróxido de bario
---------------------------------Permanganato de mercurio (I)
Cromato de estaño (IV)
Hidruro de potasio
H2SO3
------------------------o-bromofenol
(CH)3N
Ácido 2-hidroxibutanoico
CH3 O C6H5
2-cloro-1-nitro-2-buteno
CH2 = CH CH2 CH(CH3)CH=CH2
CH3 CH2CONH2
metilpropano
butanonitrilo
CH3CH2COCH3
CH3CH2COOCH2CH3
CHCl3
Ácido acético
CH3CH=CHCHO
metanal
m-etilmetilbenceno
TEMA : FORMULACIÓN ORGÁNICA
1. Hidrocarburos.
1.1. Alcanos
1.2. Alquenos
1.3. Alquinos
1.4. Hidrocarburos cíclicos saturados.
1.5. Hidrocarburos aromáticos (Hidrocarburos cícliclos insaturados).
2.Derivados halogenados de hidrocarburos.
3.Alcoholes. Fenoles.
4.Éteres.
5.Aldehidos y cetonas.
6Ácidos carboxilicos. Ésteres.
7.Aminas.
8.Amidas.
9. Nitrilos o cianuros.
1. HIDROCARBUROS
Son compuestos constituidos exclusivamente por carbono e hidrógeno. Pueden la forma se clasifican en:
a) Acíclicos. Son hidrocarburos de cadenas carbonadas abiertas. Ej: CH3-CH2-CH2-CH3
butano
b) Cíclicos. Son hidrocarburos de cadenas carbonadas cerradas, formadas al unirse dos átomos terminales
de una cadena lineal.
Según el tipo de enlace que tengan se clasifican en:
a) Alcanos (h. saturados o parafinas): Hay solo enlaces simples entre los átomos de carbono.
b) Alquenos (h. insaturados u olefinas): hay al menos un doble enlace.
c) Alquinos (h. saturado o acetilenos): hay al menos un triple enlace.
d) Hidrocarburos aromáticos: son los derivados del benceno.
1.1. ALCANOS
1. Según las normas de la IUPAC, para la nomenclatura de los alcanos lineales se consideran dos casos:
 Los cuatro primeros compuestos reciben los nombres siguientes:
Metano, etano, propano, butano. Los prefijos en negrita significan 1, 2, 3 y 4 carbonos respectivamente.
 Los compuestos siguientes se nombran utilizando como prefijos los numerales griegos (pent-, hex-, hep-,
oct, non, deca...) que indican el número de átomos de carbono de la cadena, añadiéndoles la terminación ano,
que es genérica y aplicada a todos los hidrocarburos saturados (de ahí el nombre de alcanos).
Ejemplos:
Fórmula
Fórmula semidesarrollada
Nombre
C5H12
CH3-CH2-CH2-CH2-CH3
pentano
C6H14
CH3-(CH2)4-CH3
hexano
C7H16
CH3- (CH2)5-CH3
heptano
C8H18
CH3- (CH2)6-CH3
octano
C9H20: CH3- (CH2) 7-CH3
nonano
C10H22
CH3- (CH2)8-CH3
decano
C11 H24: CH3- (CH2) 9-CH3
undecano
C12H26
CH3-(CH2)10 -CH3
dodecano
C13H28: CH3- (CH2) 11-CH3
tridecano
Otros: tetradecano(14), pentadecano(15), hexadecano(16), heptadecano(17), octadecano(18), nonadecano(19),
eicosano (20), eneicosano (21), docosano (22), tricosano (23), tetracosano (24), tríacontano(30), tetracontano (40).
2. Los radicales de hidrocarburos son grupos de átomos que se obtienen por pérdida de un átomo de hidrógeno.
- Los radicales derivados de los alcanos por pérdida de un átomo de hidrógeno de un carbono terminal se nombran
sustituyendo la terminación ano por –ilo, o la terminación il si el radical está unido a una cadena carbonada.
Ej:
CH3metilo (metil) ; CH3-CH2etilo (etil)
CH3-CH2-CH2propilo (propil);CH3-CH2-CH2-CH2butilo (butil)
C6H5-: fenilo (fenil)
- Pero también existen radicales ramificados. En estos casos, se considera la cadena más larga como el radical
principal, y la ramificación se señala mediante un localizador (número) que empieza a contar por la ramificación.
Ej:
CH3-CH2-CH-CH22-metilbutilo
CH3-CH2-CH2-CH1-metilbutilo
CH3
CH3
- Hay otros radicales que tienen un nombre común aceptado:
Ej:
CH3-CHisoprilo (1-metiletilo)
CH3-CH-CH2- isobutilo (2-metilpropilo)
CH3
CH3
3. Según las normas de la IUPAC, para nombrar alcanos de cadena ramificada se procede de la forma siguiente:
 Se elige como cadena principal la que contenga el mayor número de átomos de carbono. Si hay más de una
cadena con el mismo número de átomos, se elige la cadena que tenga más radicales. Si el número de radicales es
también el mismo, se elige como cadena principal la de localizadores más bajos.
 Se numera la cadena principal de un extremo a otro, de tal forma que se asignen los números más bajos
(localizadores) a los carbonos que posean ramificaciones. Los localizadores se escriben delante del nombre del
radical, separados de él por un guión. Los radicales se nombran delante de la cadena principal en orden alfabético.
Ej: CH3-CH2-CH2-CH2-CH-CH2-CH2-CH3
4-propiloctano
CH2-CH2-CH3
La cadena más larga es la de 8 carbonos.
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH-CH2-CH3
6 – etilundecano
CH2-CH2-CH2-CH2-CH3
La cadena más larga es la de once carbonos
CH3-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH2-CH3
CH3
CH2-CH3
5-etil-3-metiloctano (y no 4-etil-6-metiloctano)
 Si al numerar la cadena principal, empezando por cualquiera de sus extremos, los sustituyentes están en los
mismos números, se asigna el localizador menor a la primera cadena lateral que se cita (por orden alfabético).
Ej:
CH3-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH3
Los localizadores son 3,5 y 8 empezando a contar por
CH3
CH2
CH2-CH3
ambos lados. Se nombra dando el localizador más bajo al
CH2
radical que se nombra primero por orden alfabético
CH3
3-etil-7-metil-5-propilnonano (y no 7-etil-3-metil-5propilnonano)
 Sólo se pueden acumular localizadores que se refieren a radicales idénticos. En este caso, los localizadores se
separan entre sí por comas y los nombres de los radicales llevan los prefijos di, tri, tetra, etc.
Ej:
CH3-CH-CH2-CH-CH2-CH2-CH-CH3
4-etil-2,7-dimetiloctano
CH3
CH2-CH3 CH3
(En los radicales sencillos (no ramificados) no se tienen en cuenta los prefijos multiplicativos para el orden
alfabético. Los radicales complejos (ramificados) se nombran según el orden alfabético, teniendo en cuenta en dicho
orden los prefijos multiplicativos de los radicales complejos. estos se escriben poniéndolos entre paréntesis.)
1.2. ALQUENOS
1. Son compuestos que tienen uno o más dobles enlaces entre átomos de carbono. Nomenclatura:
- Se elige la cadena mas larga que contiene al doble enlace y se nombra como los alcanos pero con la
terminación –eno.
- Se numera la cadena a partir del extremo más próximo al doble enlace, de forma que al doble enlace le
corresponda el localizador más bajo. Se indica con un número el carbono sobre el que está el doble enlace.
- Si hay ramificaciones, se nombran como en los alcanos.
Ej:
CH3-CH=CH-CH3
2- buteno
CH3-CH2-CH=CH2
1-buteno
CH3-CH2-CH-CH=CH2
3-etil-1penteno
CH2-CH3
- Cuando un hidrocarburo contiene más de un doble enlace, se elige como cadena principal la que tiene mayor
número de dobles enlaces, aunque no sea la mas larga. Se utilizan para nombrarlo las terminaciones: -dieno, trieno, etc. Se comienza a numerar por el extremo que asigne los localizadores más bajos a los dobles enlaces.
Ej:
CH3-CH=CH-CH=CH-CH2-CH=CH2 1,4,6-octatrieno (y no 2,4,7 octatrieno)
CH3-CH=CH-C=CH-CH2-CH3
4-butil-2,4-heptatrieno
CH2-CH2-CH2-CH3
2. Los radicales de alquenos se nombran igual que los radicales de los alcanos pero con la terminación -enilo, y se
señala con un localizador la presencia del doble enlace. Ej:CH2=CH-CH- 2propenilo; CH2 =CH- etenilo o vinilo
1.3. ALQUINOS
1. Son hidrocarburos que presentan uno o más triples enlaces entre los átomos de carbono. Nomenclatura:
- La cadena principal es la que contiene el triple enlace y se añade la terminación -ino. Se numera la cadena a
partir del extremo más próximo al triple enlace.
- La posición de éste se indica mediante el localizador correspondiente, que será el menor de los dos números
asignados a los dos átomos de carbono unidos por el triple enlace. El localizador se coloca delante del nombre.
- Si en un compuesto existen dos o más triples enlaces, se utilizan para nombrarlo las terminaciones -diino, triino, etc. Se numera asignando a los carbonos con triple enlace los localizadores más bajos que se pueda.
Ej: CH3-CH2-C= CH 1-butino
CH3-CH2-C= C-CH2-CH2-C=CH
1,5-octadiino
CH3-CH-C= CH
3-metil-1-pentino
CH2-CH3
2. En hidrocarburos con dobles y triples enlaces se numera la cadena de tal forma se les asignan los localizadores
más bajos a las insaturaciones (dobles y triples enlaces) prescindiendo de que sean enlaces dobles o triples. Se
nombra 1º los dobles enlaces (suprimiendo la –o- de eno) y después los triples enlaces.
Ej: CH2=CH-C=C-C=C- CH 1-hepten-3,5-diino; CH3-CH2-C=C-CH=CH-CH=CH2
1,3-octadien-5-ino
- Cuando los localizadores de las insaturaciones coinciden al numerar por izquierda y derecha, se da preferencia a
los dobles enlaces sobre los triples .
Ej: CH2=CH-C= CH 1-buten-3-ino (no 3-buten-1-ino)
- Cuando hay ramificaciones (cadenas laterales) se toma como cadena principal la que posea mayor número de
dobles y triples enlaces. Si hay varias cadenas con igual número de dobles y triples enlaces, la principal es la más
larga. Y si son igualmente largas, la principal es la que tiene mayor número de dobles enlaces.
Ej:
CH2-CH2-CH3
CH=-C-C=C-CH=CH2
4-etinil-3-etil-1,3-heptadieno
CH2-CH3
3.Los radicales alquinilos se nombran igual que los radicales alquenilos, pero añadiendo la terminación –inilo.
Ej:
CH= Cetinilo
CH3-CH2-C= C1-butinilo
1.4. HIDROCARBUROS CÍCLICOS SATURADOS
Son hidrocarburos de cadena cerrada, donde los átomos de carbono del están unidos por enlaces sencillos. Se
nombran anteponiendo el prefijo ciclo al nombre del alcano de cadena abierta de igual número de átomos de
carbono:
Ciclobutano
, Ciclohexano
Los radicales se nombran con el sufijo –ilo. Ej: ciclopropilo
1.5. HIDROCARBUROS AROMÁTICOS
El benceno es la base de estos compuestos. Es un compuesto muy peculiar (muy estable).Debido a que los primeros
derivados del benceno se obtuvieron de plantas aromáticas se les dio el nombre de hidrocarburos aromáticos. Su
fórmula se expresa de uno de estos tres modos:
======
======
1. Los hidrocarburos aromáticos proceden del benceno, por sustitución de uno o más átomos de hidrógenos por
otras cadenas. Se nombran del siguiente modo.
- Los compuestos aromáticos que tienen un sustituyente se nombran anteponiendo los nombres de los
radicales a la palabra benceno. Ejemplos: Metilbenceno, Etilbenceno
- Cuando hay dos sustituyentes, su posición relativa se indica mediante los números 1,2, 1,3 y l,4, o
mediante los prefijos orto (o), meta(m) y para (p), respectivamente.
Ejemplos:
1-etil-2-metilbenceno
1-etil-3-metilbenceno
1-etil-4-metilbenceno
orto-etilmetilbenceno
meta-etilmetilbenceno
para-etílmetilbenceno
o-etilmetilbenceno
m-etilmetilbenceno
p-etilmetilbenceno
- Si hay tres o más sustituyentes, se numera el hidrocarburo de tal manera que estos radicales reciban los
localizadores más bajos en conjunto. Si hay varias opciones se dará los localizadores más bajos a los
radicales por orden de preferencia. Siempre se citan en orden alfabético.
- Algunos hidrocarburos aromáticos reciben nombres vulgares que son aceptados: tolueno, xileno, estireno.
2. Existen muchos hidrocarburos policíclicos fusionados. Los más importantes: Naftaleno,Antraceno,
Fenantreno
1.5. DERIVADOS HALOGENADOS DE LOS HIDROCARBUROS
Son hidrocarburos que contienen en su molécula átomos de halógeno (F. Cl, Br, I)
1. Se nombran anteponiendo el nombre del halógeno (fluoro, cloro bromo, yodo) al del hidrocarburo. La
posición de los átomos de halógeno se indica por medio de localizadores.(Algunos compuestos también pueden
nombrarse mediante la nomenclatura Función-Radical, donde el compuesto se considera un haluro de alquilo)
Ejemplos: CH3-CH2-CH2-CI
1 –cloropropano;
o-diclorobenceno
CI-CH2-CH2-CI
1 2-dicloroetano;
2,3-dibromobutano
CH3-CH=CH-CI
1-cloro-1-propeno;
4-cloro-2-penteno
2. Existen algunos derivados halogenados que tienen nombres triviales:
Ejemplos: CHF3 fluoroformo; CHCl3 cloroformo; CHBr3 bromoformo; CHI3 yodoformo
2. ALCOHOLES (R-OH) Y FENOLES (Ar-OH)
Los alcoholes se consideran derivados de los hidrocarburos al sustituir un hidrógeno por un -OH (hidroxilo).
Si el hidrocarburo es lineal, da lugar a los alcoholes. CH3-CH2-CH3 Propano; CH3-CH2-CH2-OH
Propanol Si
el hidrocarburo es aromático, se obtienen los fenoles.
Pueden existir alcoholes con varios grupos hidroxilo: son los polialcoholes. Los alcoholes pueden ser primarios,
secundarios o terciarios, según esté unido el grupo funcional (-OH) a un carbono primario, secundario o terciario.»
(Los átomos de carbono pueden ser: primarios, secundarios, terciarios o cuaternarios según estén unidos.
respectivamente, a uno, dos, tres o cuatro átomos de carbono)
2.1. ALCOHOLES (R-OH)
Nomenclatura: se nombra añadiendo la terminación ol al hidrocarburo de que procede.
Ej: CH3-CH2-OH Etanol; CH3OH metanol o formol;
- Si el alcohol es secundario o terciario, se numera la cadena principal de tal modo que el localizador más bajo
corresponda al carbono unido al radical –OH.
- Si se trata de un polialcohol. al nombrarlo se colocan los sufijos di, trí, tetra, etc., para indicar el número de grupos -OH. En cuanto a la numeración de la cadena, se sigue el criterio indicado anteriormente.
Ej: CH3-CHOH -CH2OH
1,2-propanodiol
CH2OH-CH2-CH2OH 1 3-propanodiol
CH2OH-CH2-CHOH-CH3 1,3-butanodiol
CH2OH-CHOH-CH2OH 1,2,3-propanotriol (glicerina)
Ejemplos: 2-metil-1-butanol; 2-metil-2-propanol; 3,7-dimetil-2,6-octadien-1-ol; 2-propen-1-ol;
2,3-dimetil-2,3-butanodiol; 2-buten-1-ol; 2-buten-1,4-diol; 4-metil-2-penten-1-ol.
2.2. FENOLES (Ar-OH): Se obtienen al sustituir uno o más átomos de hidrógeno del benceno por grupos -OH.
Si se sustituye un solo átomo de hidrógeno, se obtienen los fenoles; si son varios, difenoles, tri fenoles, etc.
Nomenclatura: nombre del hidrocarburo aromático + ol
Si existen varios radicales -OH, se numeran los átomos de carbono del benceno de modo que a los carbonos con
grupos hidroxilo les corresponda la numeración más baja en conjunto; al nombrar los polifenoles, deben escribirse los
localizadores y los prefijos correspondientes: di, tri, etc.
4-metil-1 2-bencenodiol; 3-metil-1,2-difenol; 1 ,3-bencenodiol; p-difenol; 2-clorofenol; m-bromofenol
Como sustituyente se nombra hidroxi
3. ÉTERES (R-O-R'
R-O-Ar
Ar-O-Ar')
Los éteres están formados por un átomo de oxígeno mido a dos radicales procedentes de los
hidrocarburos.
Nomenclatura: Se nombran los radicales unidos al oxígeno en orden alfabético más la palabra éter.
Ej: butiletiléter, etilmetiléter, dietiléter, fenilmetiléter.
Como sustituyente se nombra oxo
CH3CH2CH2CH2-O-CH2 CH3; CH3CH2-O-CH3; CH3CH2-O-CH2CH3;C6H5-O-CH3
4. ALDEHIDOS Y CETONAS
Ambos tipos de compuestos se caracterizan por tener un doble enlace carbono-oxígeno en su grupo funcional, que es
el grupo carbonilo, -CO. Diferencia: en los aldehídos el grupo carbonilo está en un extremo de la cadena; y en las
cetonas el grupo carbonilo no está en el medio de la cadena.
4.1.ALDEHIDOS (R-CHO)
Se pueden considerar derivados de hidrocarburos al sustituir 2 átomos de H de un carbono final por 1 átomo de O.
Nomenclatura: nombre del hidrocarburo del que derive más el sufijo al o el sufijo dial, según haya 1 ó 2 -CO
Ej: Benzaldehído; propanal, 3-butenal, formaldehído, etanal,
Como sustituyente se nombre- oxo
4.2.CETONAS (R-CO-R´)
Se pueden considerar derivadas de hidrocarburos al sustituir 2 átomos de H, de un carbono 2º, por 1 átomo de O.
Nomenclatura sustitutiva. Se nombran a partir del hidrocarburo del que derivan, añadiendo la terminación ona e
indicando la posición del grupo carbonilo,-CO-, mediante localizadores.
Ej: propanona (acetona), butanona, 2-hexanona, 2-pentanona.
Como sustituyente se nombra –oxo
CH3-CO-CH3;CH3-CO-CH2-CH3; CH3-CH2-CH2-CH2-CO-CH3;CH3-CO-CH2-CH2-CH3
5. ÁCIDOS
Estos compuestos ternarios se caracterizan por tener el grupo carboxilo (COOH). R-COOH
Nomenclatura: Se nombran con la palabra ácido y el nombre hidrocarburo con la terminación –oico.
Se aceptan nombres vulgares de muchos ácidos carboxílicos y dicarboxílicos. Algunos de ellos son:
Fórmula
Nombre sistemático
Nombre vulgar aceptado
H-COOH
ácido metanoico
ácldo fórmico
CH3-COOH
ácido etanoico
ácido acético
CH3-CH2-COOH
ácido propanoico
(ácido propiónico)
CH3-CH2-CH2-COOH
ácido butanoico
(ácido butírico)
CH3- (CH2)3-COOH
ácido pentanoico
(ácido valeriánico)
HOOC-COOH
HOOC-CH2-COOH
ácido etanodíoico
ácido propanodioico
(ácido oxálico)
(ácido malónico)
6.ÉSTERES
Los aniones de los ácidos carboxílicos se obtienen por pérdida del átomo de hidrógeno del grupo carboxilo. Se
nombran reemplazando la terminación ico del ácido por la terminación ato (igual que las sales inorgánicas). Si el
hidrógeno es sustituido por radicales alquílicos, se obtienen los ésteres. RCOO-(anión)
RCOOR´ (éster)
La nomenclatura de los ésteres es igual que la de las sales, pero con el nombre del radical terminado en ilo.
CH3-COO-CH2-C H3
Etanoato de etilo
C6H5COO-CH3
benzoato de metilo
CH3-COO-C6H5
Etanoato de fenilo
H-COO-CH2-CH3
metanoato de etilo
CH3COO-CH2 –CH2 -CH2-CH3
acetato de butilo
Sales de ácidos: se obtienen si el hidrógeno del grupo OH de un ácido es sustituido por un metal. Se nombra como los
ésteres pero nombrando al final el metal. Ej: CH3-COONa acetato de sodio; C6H5COOK benzoato de potasio.
7. HALUROS DE ACIDO
Son compuestos derivados de los ácidos donde el grupo –OH ha sido sustituido por un halógeno: R-CO-X.
Nomenclatura: nombre del halógeno +uro de cadena + ilo.
Ej: cloruro de acetilo(etanoilo), fluoruro de butanoilo, bromuro de benzoilo, CH3~COBr , CH3- CH2-COCl.
CH3-COCl; CH3CH2CH2COF; C6H5-COBr
8.AMIDAS
Las amidas son compuestos que se pueden considerar derivados de los ácidos al sustituir el grupo -OH por el grupo
NH2. Lo que caracteriza a las amidas es la unión del nitrógeno al carbono del grupo carbonilo. R-CONH2
Nomenclatura: al nombre del hidrocarburo se le añade la terminación amida (sin la –o del final del hidrocarburo)
Ej: formamida, etanamida, benzamida, pentanamida; CH3~CH2-CONH2, CH3-CH2-CH2-CONH2
9. AMINAS
Son derivados del NH3 (amoníaco) al sustituir 1, 2 o 3 átomos de hidrógeno por radicales orgánicos. Se clasifican en
aminas primarias (1 H sustituido), secundarías (2 H sustituidos) o terciarias (3 H sustituidos). Nomenclatura:
- Las aminas primarias se nombran añadiendo el sufijo amina al radical unido al átomo de nitrógeno.
- Las aminas secundarias y terciarias se nombran igual pero considerando como cadena principal la mayor (se
nombra antes de la palabra “amina”).Es decir, se toma como cadena principal la que tiene el radical más complejo
y las demás se nombran antes por orden alfabético.
(Si la sustitución queda indeterminada se localiza anteponiendo la letra N, que indica que la sustitución se ha
realizado en el nitrógeno.)
Ej: CH3-CH2-CH2-NH2
propilamina
CH3-NH-CH3 dimetilamina
CH3-CH2-NH-CH2-CH2-CH3 etilpropilamina
CH3-CH2-CH-CH2-CH2-CH3 etilmetilpropilamina
CH3
Como sustituyente se nombra –amino.
10. NITRILOS O CIANUROS
El grupo característico es el –C=N. Nomenclatura:
- Se nombran añadiendo el sufijo nitrilo al nombre del hidrocarburo de igual número de átomos.
- También se puede usar el nombre ciano seguido del nombre del radical unido al grupo nitrilo.
Ej: CH3~CH2-CN; HCN, CH3~CH2-CH2-CN, cianuro de metilo, cianuro de hidrógeno, cianuro de potasio,
Pentanonitrilo, propanonitrilo.
Como sustituyente se nombra ciano.
11. NITRODERIVADOS
Son compuestos que poseen uno o más grupos -NO2. Este grupo procede del ácido nítrico HNO3. Nomenclatura
- El grupo -N02 nunca se considera como función principal; en todos los compuestos es sustituyente. Se designa
siempre mediante el prefijo nitro prededido de un localizador si es necesario. Ej: nitroetano, o-etilnitrobenceno.
CH3-CH2 NO2; CH2(NO2)-CH2-CH3; CH3-CH2-CH2-NO2
Para formular o nombrar compuestos que presenten varias funciones orgánicas ya estudiadas, se deben tener
en cuenta los siguientes criterios:
a)Elegir la función principal. Según este criterio:
1. Ácidos
2. Derivados de ácidos en este orden: ésteres, haluros de acilo, amidas.
3. Nitrilos
4. Aldehidos 5. Cetonas
6. Alcoholes y fenoles 7. Aminas
8. Éteres
9. Alquenos
10. Alquinos 11. Alcanos
12. Nitroderivados
b) Determinar la cadena principal. c) Numerar el sistema, con localizadores si es necesario.
e) Formular o nombrar el compuesto.
1. etil-2-metilhexano
2. nonano
3. metano
4. 2,2-dimetilbutano
5. 4-etil-3,3-dimetilheptano
6. 2,4, pentadieno
7. 4-metil-1-penteno
8. 5,6-dimetil-3-hepteno
9. 1,3,5-hexatrieno
10.2-metil-3-vinil-1,4-heptadieno
11.acetileno
12.1,3-butadiino
13.3-etil-1-pentino
14.3 buten-1 ino.
15.Ciclopentano
16.Etano
17.Ciclohexano
18.p- etilmetilbenceno
19.o-dimetilbenceno
20.tolueno
21.m-butiletilbenceno
22.Naftaleno
23.Antraceno
24.1-cloropropano
25.1,3-dibromobutano
26.1-cloro-2-metilbutano
27.1,2-diclorobenceno
28.cloruro de etilo
29.bromuro de propanoilo
30.cloruro de butanoilo
31.1-cloro-1-propeno
32.2-propanol
33.etanol
34.1,4-pentanodiol
35.3-metil-1-hexanol
36.fenol
37.p-metilfenol
38.glicerina ó (1,2,3-propanotriol)
39.2-propen-1-ol
40.1,3-butanodiol
41.etilpropiléter
42.dimetiléter
43.Dietiléter o éter etílico
44.Fenilmetiléter
45.Difeniléter
46.butiletiléter
47.Butanal
48.Etanal
49.2-metilbutanal
50.formaldehido
51.propanodial
52.benzaldehido
53.butanona
54.3-heptanona
55.acetona
56.3metil- 2 pentanona
57.2-hexanona
58.ácido acético
59.ácido pentanoico
60.ácido 3-hexenoico
61.ácido 2-metilpropanoico
62.ácido propanodioico
63.ácido oxálico (etanodioico)
64.ácido benzoico
65.metanoato de etilo
66.acetato de metilo
67.2-metilpropanoato de propilo
68.butanoato de sodio
69.propanoato de etilo
70.benzoato de metilo
71.etanoato de sodio
72.Etilamina
73.Anilina (fenilamina)
74.Dimetilamina
75.(N)-metilpropilamina
76.(N)-etil-(N)-metilpropilamina
77.(NN)-dietilbutilamina
78.Difenilamina
79.Metanamida
80.Etanamida (acetamida)
81.Butanamida
82.2-metilpentanamida
83.Benzamida
84.Etanonittrilo (cianuro de metilo)
85.Cianuro de propilo (butanonitrilo)
86.Cianuro
de
hidrógeno
(ácido
cianhídrico)
87.Cianuro de potasio
88.Cianuro de magnesio
89.Cianuro de etilo
90.2,3-dinitropentano
91.Nitrometano
92.Nitrobenceno
93.2-nitropentano
1 CH3CH(CH3)CH(CH2CH3)CH2CH2CH3
2 CH3CH2CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH3
3 CH4
4 CH3C(CH3)2CH2CH3
5 CH3CH2C(CH3) 2CH (CH2CH3) CH2CH3
6 CH3CH=CH CH=CH2
7 CH2 =CH CH2 CH(CH3 )CH3
8 CH3CH2CH=CHCH (CH3)CH(CH3)CH3
9 CH2=CHCH=CHCH=CH2
10 CH2 =C(CH3) CH
(CH=CH2)CH=CHCH2CH3
11 CH=CH
12 CH=CC=CH
13 CH= CCH(CH2CH3) CH2CH3
14 CH = CH2CH=CH 2
15
16 CH3CH3
17
18 CH3CH2
CH3
19 CH3
CH3
20 CH3
21 CH3CH2CH2CH2
CH3CH2
22
23
24 CH2ClCH2CH 2CH3
25 CH2BrCH 2CHBrCH3
26 CH2ClCH(CH3)CH2CH3
27 Cl
Cl
28 CH3CH2Cl
29 CH3CH2COOBr
30 CH3CH2CH2COOCl
31 CHCl=CHCH3
32 CH3CHOHCH3
33 CH3CH2OH
34 CH2OHCH2CH2CHOHCH3
35 CH2OHCH2CH(CH3)CH2CH2CH3
36 C6H5OH
37 CH3CH2
OH
38 CH2OH CHOHCH2OH
39 CH3CH=CH2OH
40 CH2OHCH2CHOHCH3
41 CH3CH2OCH2CH2CH3
42 CH3OCH3
43 CH3CH2OCH2CH3
44 C6H5OCH3
45 C6H5OC6H5
46 CH3CH2OCH2CH2CH2CH3
47 CH3CH2CH2CHO
448 CH3CHO
549 CH3CH2CH2CH(CH3)CHO
550 HCHO
551 CHOCH2CHO
552 C6H5CHO
53 CH3CH2COCH3
54 CH3CH2COCH2CH2CH2CH3
55 CH3COCH(CH3)CH3
56 CH3COCH3
557 CH3COCH2CH2CH2CH3
58 CH3COOH
59 CH3CH2CH2CH2COOH
60 CH3CH2CH=CHCH2COOH
61 CH3CH(CH3)COOH
62 COOHCH2COOH
63 COOHCOOH
64 C6H5COOH
65 HCOOCH2CH3
66 CH3COOCH3
67 CH3CH(CH3)COOCH2CH2CH3
68 CH3CH2CH2COONa
69 CH3CH2COOCH2CH3
70 C6H5COOCH3
271 CH3COONa
372 CH3CH2NH2
473 C6H5NH2
74 CH3NHCH3
75 CH3CH2CH2NHCH3
76 CH3CH2CH2NCH2CH3(CH3)
77 CH3CH2CH2CH2 N(CH2CH3)2
78 C6H5NHC6H5
79 HCONH2
80 CH3CONH2
81 CH3CH2CH2CONH2
82 CH3CH2CH2CH (CH3)CONH2
83 C6H5CONH2
84 CH3CN
85 CH3CH2CH2CN
86 HCN
87 KCN
88 Mg(CN)2
89 CH3CH2CN
90 CH3CHNO2CHNO2CH2CH3
91 CH3NO2
92 C6H5NO2
93 CH3CHNO2CH2CH2CH3
AJUSTE DE REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (REACCIONES REDOX)
1. CONCEPTO DE RECCIÓN DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (REDOX).
Una reacción de oxidación-reducción (reacción redox para abreviar) es una reacción de transferencia de
electrones, donde unas sustancias ceden electrones y otras los captan, convirtiéndose unos compuestos en otros.
Una reacción redox se identifica porque cambia el nº de oxidación de dos átomos o compuestos. El
número de oxidación: es la carga real o formal que se asigna a un átomo cuando está combinado o libre.
Generalmente coincide con la valencia que tenga el átomo en el compuesto. Para saber el nº de oxidación
recordamos que:
1. El número de oxidación de los elementos aislados es cero (Cu, Al, H2 N2, Cl2, I2, P4...)
2. El del O es –2 (excepto en los peróxidos: –1). El del H es +1, menos en los hidruros metálicos que es
–1.
3. El compuesto debe ser neutro, lo que nos pude servir para hallar el nº de oxidación de algún
elemento.
 En una reacción redox, hay una oxidación y una reducción. Veamos que son:
Oxidación: es la perdida de electrones. Por tanto el elemento que se oxida pierde electrones. Se puede
decir que un elemento que se oxida aumenta su número o estado de oxidación. Ej: los metales. (Fe – 2e- = Fe2+)
Reducción: es la ganancia de electrones. Por tanto el elemento que se reduce gana electrones. Cuando un
elemento se reduce disminuye su número o estado de oxidación. Ej: los no metales
Nota: Siempre que hay una oxidación necesariamente hay una reducción. No puede haber una
oxidación sin reducción ni viceversa. Esto es así porque cuando un elemento pierde electrones otra los gana,
pues los electrones están en una sustancia o en otra pero no existen solos. Por eso se llaman reacciones redox.
 En una reacción redox se llama:
Agente reductor: al compuesto que contiene al átomo que se oxida, pues al oxidarse hace que otro se reduzca.
Agente oxidante: al compuesto que contiene al átomo que se reduce, pues al reducirse hace que otro se oxide.
 En toda reacción redox hay una semireacción de oxidación y otra semirreacción de reducción.
2. AJUSTE DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN.
La explicación se hará tomando como base una reacción concreta:
H2S + K2Cr2O7 + HCl
CrCl3 + KCl + S + H2O
1. Hallar el número de oxidación, que se anota encima del símbolo de cada átomo. (El compuesto debe ser neutro)
+2 +2 +12 -14
-3
+2
+1 -2
+1 +6 -2 +1 -1
+3 -1
+1 -1 0 +1 -2
H2S + K2Cr2O7 + HCl
CrCl3 + KCl + S + H2O
Y se determina cuál es el elemento que se oxida (aumenta el nº oxidación) y cuál el que se reduce (disminuye el nº
oxidación) y también los agentes oxidante y reductor. Se señala con flechas los procesos de oxidación y reducción.
+2 +2 +12 -14
-3
+2
+1 -2
+1 +6 -2 +1 -1
+3 -1
+1 -1 0 +1 –2 Agente oxidante: K2Cr2O7
H2S + K2Cr2O7 + HCl
CrCl3 + KCl + S + H2O Agente reductor: H2S
Oxidación (pasa de –2 a 0)
Reducción (pasa de +6 a +3)
2. Se escriben las dos semirreacciones, la de oxidación y la de reducción de la siguiente manera: Los compuestos
que contienen al elemento que se oxida o reduce se escribe en forma iónica cuando se pueda. Para eso se tienen en
cuenta las reglas:
- Los elementos y oxidos se escriben tal y como están.
- Los ácidos, bases y sales se disocian según los siguentes ejemplos:
Ácidos: HNO3
H+ + NO3-;
H2Se
2H+ + S2- ; H2SO4
2H+ + SO42- ; H3PO4
3H++PO43+
2+
3+
Bases: NaOH
Na + OH ; Ca(OH)2
Ca + 2 OH ; Al(OH)3
Al + 3OH
Sales: FeCl3
Fe3+ + 3Cl-; CaSO4
Ca2+ + SO42-;Li3BO3
3Li+ + BO33-;Al2 (SO4)3
2Al3++3SO42En este ejemplo tendríamos: H2S
2H+ + S2- ; K2Cr2O7
Teniendo esto en cuenta las semireacciones son:
Semireacción de oxidación:
S2S
Semireacción de reducción:
Cr2O72Cr3+
3. Se ajustan estás dos semirreacciónes del siguiente modo:
2K+ + Cr2O7-2; CrCl3
Cr3+ + 3Cl-
a) Se ajusta el número de átomos del elemento que se oxida o reduce si es necesario. Este paso es muy
importante y suele olvidarse!!!.
Semireacción de oxidación:
S2S
Semireacción de reducción:
Cr2O722 Cr3+
El “2” afecta también a la carga que ahora es
6
b) Se ajusta el número de átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua necesarias en el miembro
con menos O hasta igualar el número de átomos de O en los dos miembros de la semirreacción:
Semireacción de oxidación:
S2S
(No hace falta, puesto que no hay
oxígenos)
Semireacción de reducción:
Cr2O722 Cr3+ + 7 H2O (Puesto que hay 7 O en el 1er miembro)
c) Se ajusta el número de hidrógenos añadiendo tantos protones (H+) como hagan falta en el miembro que
tenga menos:
Semireacción de oxidación:
S2S
(No hace falta, puesto que no hay
hidrógenos)
Semireacción de reducción:
Cr2O72- + 14H+
2 Cr3+ + 7 H2O
(Puesto que hay 14 H+ en el 2o
miembro)
d) Por último se ajustan las cargas sumando o restando el número de electrones necesarios para que las
cargas en ambos miembros de la semirreacción sean iguales (cada electrón es una carga negativa, e-). En
la oxidación se restan (pues se pierden) electrones y en la reducción se suman (pues se ganan).
Semireacción de oxidación:
S2- 2eS
ó
S2S + 2e2+
3+
Semireacción de reducción:
Cr2O7 + 14H + 6e
2 Cr + 7 H2O
e) Como el número de electrones cedidos y captados debe ser el mismo pues los electrones no existen
aisladamente, se multiplican las dos semirreacciones por el menor número entero posible para que el
número de electrones que intervienen en cada semireacción sea el mismo. Si es el mismo se deja tal y
como está.
Semireacción de oxidación:
(S2- 2eS)X3
2Semireacción de oxidación:
3S
- 6e3S
2+
Semireacción de reducción:
Cr2O7 + 14H + 6e
2 Cr3+ + 7 H2O
(así se consigue que haya 6
electrones en cada semireacción)
Nota: al ajustar hay que seguir el orden indicado, pues sino el ajuste estará mal.
4. Se suman, miembro a miembro, las semirreacciones, y se obtiene la ecuación en forma iónica.
Semireacción de oxidación:
3 S2- - 6e3S
Semireacción de reducción:
Cr2O72- + 14H+ + 6e2 Cr3+ + 7 H2O
Ecuación iónica:
3 S2- + CrO72- + 14 H+
2 Cr3+ + 3 S + 7 H2O
+
Si hubiese H2O ó H en los dos miembros se simplifican antes de seguir adelante.
5. Para pasarla a forma molecular se añaden los iones necesarios (los que se obtuvieron en la disociación) en
cada miembro cuidando que la reacción quede ajustada.
Ecuación iónica:
3 S2- + CrO72- + 14 H+
2 Cr3+ + 3 S + 7 H2O
2+
Hay 3 iones S , y cada uno se combina con 2 iones H , por lo que necesitamos 6 H+. Dado que
tenemos en los reactivos 14 H+ y que ya hemos utilizado 6H+ quedan 8H+. Como vemos en la
ecuación inicial también existe HCl, y por tanto los 8H+ que sobran se combinan con 8 Cl-. Por tanto
sumamos 8Cl- en los productos para que la reacción siga ajustada.
Por otra parte el ión CrO72- se combina con 2 K+ que habrá que sumar en los productos.
Estos 2K+ se combinarán con 2 iones Cl-; y los 6 iones Cl- restantes con los 2 iones Cr3+.
Ecuación iónica: 3 S2-
Ecuación
molecular
+
CrO72-
+
6 H+
+ 2 K+
3 H2S
+ K2Cr2O7 +
14 H+
8H+ + 8Cl8 HCl
2 Cr3+
6Cl2 CrCl3
+
+ 3S
+
7 H2O
2K+ + 2Cl+ 2 KCl
+ 3S
+ 7 H2O
TEMA 9: QUIMICA ORGÁNICA
1. Introducción a la química orgánica. Características generales de los compuestos orgánicos (solubilidad,
punto de fusión y ebullición, carácter covalente, etc.).
2. Grupos funcionales y series homólogas. Nomenclatura de los compuestos orgánicos.
3. Tipos de enlaces C – C y su descripción orbitálica. Representación de las moléculas orgánicas.
4. Concepto general de isomería. Tipos y ejemplos.
5. Desplazamientos electrónicos que influyen en la reactividad: efectos inductivos y mesómero.
6. Reacciones orgánicas. Clasificación.
7. Reacciones orgánicas más importantes.
1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS
COMPUESTOS ORGÁNICOS (SOLUBILIDAD, PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN, CARÁCTER
COVALENTE, ETC.).
Gran parte de los materiales que conocemos hoy en día están hechos por compuestos orgánicos (plásticos,
petróleo, medicinas, tejidos, etc.). Esta es la razón de estudiar este tema.
¿Qué es la química del carbono? Antiguamente se llamaba química orgánica, pues estudiaba los compuestos
que solo podían fabricar los seres vivos. Pero a partir de 1828, cuando se sintetizó la urea (un compuesto orgánico) en
un laboratorio, se le llamó química del carbono (aunque por razones históricas se siga utilizando el nombre de
química orgánica).
Para analizar las características más importantes de los compuestos orgánicos es útil compararlos con los
compuestos inorgánicos orgánicos.
Compuestos orgánicos (química del
Compuestos inorgánicos
carbono)
Existen millones de compuestos Actualmente tienen mucha Existen varios miles de
orgánicos y la posibilidad de importancia los compuestos compuestos inorgánicos
sintetizar nuevos compuestos es organometálicos
(formados descritos.
casi ilimitada.
por c. Orgánicos y metales)
Se disuelven en disolvente apolares
Se disuelven en disolventes polares
Los puntos de fusión y ebullición son bajos
Se descomponen a bajas temperaturas
Sus reacciones son lentas
Están compuestos por átomos de C, H, O, N,
(S, P)
Los puntos de fusión y ebullición son altos
Son estables a altas temperaturas
Sus reacciones son rapidas
Están compuestos por todo tipos de átomos
¿Por qué hay tantos compuestos orgánicos? El carbono es el “culpable”
La causa de que haya muchísimos más compuestos orgánicos que inorgánicos, es la estructura electrónica del
carbono. El carbono tiene 4 electrones en la última capa: C: 1s2 2 s2 p2. Los cuatro electrones de la última capa están
distribuidos así:
2s 2px 2py 2pz
Hay, por tanto, 4 orbitales con cuatro electrones desapareados.
El carbono puede formar 4 enlaces y siempre forma 4 enlaces. Por esta razón se pueden formar largas
cadenas más o menos largas y ser ramificadas.
2. GRUPOS FUNCIONALES Y SERIES HOMÓLOGAS. NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS
ORGÁNICOS.
Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos cuya presencia en una molécula le confiere a esta un
comportamiento químico característico. Cada grupo funcional tiene su función química característica
Ej: grupo funcional= alcohol
función química = hidroxilo (OH)
Ej: grupo funcional= cetona
función química = carbonilo (C=O)
Una clases o familia es un conjunto de compuestos que presentan un mismo grupo funcional, por lo que
tienen un comportamiento químico similar.
Hay compuestos polifuncionales que poseen más de un grupo funcional
Una serie homóloga es un conjunto de sustancias que tienen un mismo grupo funcional pero diferente cadena
(diferente número átomos de carbono).
Ej: CH3-OH (metanol); CH3-CH2-OH (etanol); CH3-CH2-CH2-OH (propanol)
3. TIPOS DE ENLACES C – C Y SU DESCRIPCIÓN ORBITÁLICA. REPRESENTACIÓN DE LAS
MOLÉCULAS ORGÁNICAS.
La configuración del C = 1 s2 2s2 p2 pero en el momento de la formación de enlace puede existir hibridaciones.
a) Hibridación sp3 o tetraédrica (ángulo de 109,5º): la presentan los carbonos que formen 4 enlaces
simples.
b) Hibridación sp2 o triangular plana (ángulo de 120º): la presentan los carbonos que formen 1enlace
doble.
c) Hibridación sp2 o lineal (ángulo de 180º): la presentan los carbonos que formen 1 enlace triple (o
dos dobles).
Representación de moléculas orgánicas
Hay varias formas de representar una molécula orgánica. Veamos estas formas con tres ejemplos:
Sustancia
Metano
etano
propano
Fórmula molecular
CH4
C2H6
C3H8
Formula estructural
CH4
CH3—CH3CH3—CH2—CH3
plana
H
H H
H
H H
Fórmula estructural
semidesarrollada
H---C---H
H---C----C---H
H--- C--- C --- C --- H
H
H
H
H
H
H
4. CONCEPTO GENERAL DE ISOMERÍA. TIPOS Y EJEMPLOS.
LA ISOMERÍA SE PRESENTA CUANDO DOS O MÁS SUSTANCIAS TIENEN LA MISMA
FÓRMULA MOLECULAR, PERO DIFERENTES ESTRUCTURAS Y POR TANTO o diferentes
propiedades físicas y/o químicas. Hay varios tipos de isomería:
 Plana o estructural: Se debe a las diferencias existentes en la unión y ordenación de los átomos en las
moléculas. Hay 3 clases:
1. Isomería de cadena: Los isómeros se caracterizan por la diferente posición de los átomos que forman
la cadena.. Ej: pentano y dimetil propano/butano y 2-metilpropano
2. Isomería de posición: Los isómeros se caracterizan por que tienen la misma cadena carbonada pero
el grupo funcional se encuentra en diferente posición. Ej. Butanol y el 2-butanol/1-clorobutano y 2clorobutano
3. Isomería de función: Los isómeros se caracterizan porque los grupos funcionales son distintos, por
lo que pertenecen a familias distintas. Ej: Propanal y propanona.
 Del espacio o estereoisomeria: Los isómeros solo se diferencia en la orientación espacial de sus átomos.
Hay 2 clases
4. Isomería cis-trans o geométrica: .Es debido a la no rotación del doble enlace C=C. Se produce
cuando hay un doble enlace y al menos un sustituyente igual en cada carbono del doble enlace (y
diferentes sustituyentes en el mismo carbano del doble enlace). Estos sustituyentes pueden colocarse
cerca (cis) o enfrentados (trans). Ej: 2 –buteno; no 2metil-2-penteno
5. Isomería óptica: se da cuando hay un carbono asimétrico o carbonos quirales (un carbono unido a
cuatro radicales o sustituyentes diferentes). Estas sustancias presentan dos isómeros, donde uno es la
imagen especular (espejo) del otro. Estas imágenes no son superponibles y se llaman enantiomeros.
Estos solo se diferencian en que desvían el plano de polarización de la luz a izquierda (levogiro o
levorrotatorio) o a la derecha (dextrógiro o dextrorrotatorio). Ej: Ácido láctico.
5. DESPLAZAMIENTOS ELECTRÓNICOS QUE INFLUYEN EN LA REACTIVIDAD: EFECTOS
INDUCTIVOS Y MESÓMERO.
Las reacciones se dan fundamentalmente debido a 2 efectos: inductivo y mesómero
 Efecto inductivo (I): Es el desplazamiento electrónico permanente que experimentan los enlaces de una
cadena saturada producido por la diferencia de electronegatividad entre dos átomos determinados.
Tomando como referencia el átomo de hidrógeno, aquellos átomos o grupos de átomos que atraen más
hacia sí los electrones de su enlace con el carbono tienen efecto inductivo negativo (I -)(Ej: NO2, CN,
COOH, F, Cl, Br, I, OCH3). Si tienen tendencia a ceder los electrones tienen efecto inductivo positivo (I
+)(Ej: CH3, C2H5, C3H7)
 Efecto mesómero (M): Es el desplazamiento electrónico permanente de los electrones de un enlace 
hacia uno de los átomos (por lo que debe haber un enlace doble). Tomando como referencia el átomo de
hidrógeno, aquellos átomos o grupos de átomos que atraen más hacia sí los electrones de su enlace con el
carbono tienen efecto mesómero negativo (M -)(Ej: NO2,COOH, COOR, CO). Si tienen tendencia a ceder
los electrones tienen efecto mesómero positivo (M +)(Ej:OH, OR, NH2, X)
6. REACCIONES ORGÁNICAS. CLASIFICACIÓN
Hay miles de reacciones orgánicas, pero todas ellas se pueden clasificar en tres tipos generales: de sustitución, de
adición y de eliminación
 Reacciones de sustitución
Son aquellas en la que un átomo o grupo atómico X (que proviene del reactivo) unido a un carbono es
sustituido por otro átomo o grupo diferente Y de la molécula reaccionante:
R-X + Y
---------->
R-Y + X
 Reacciones de adición
Son típicas de moléculas con dobles y triples enlaces entre carbonos y dobles enlaces entre C y O. Son
reacciones en las que dos átomos o grupos atómicos se unen a la molécula reaccioante por su enlace múltiple
dando lugar a la formación de enlaces más sencillos.
Reacciones de eliminación:
Pueden considerarse como las opuestas a las reacciones de adición. Consisten en la eliminación de dos átomos
o grupo atómicos de la molécula reaccioante, formádose dobles enlaces (o ciclos o triples enlaces)
Eliminación -->
CH3 - CH2X <==========> CH2 = CH2 + HX
<--- Adición
 Reacciones de polimerización:
 Reacciones Redox:
Cuando cambia el estado de oxidación Por ejemplo: La oxidación de alcoholes primarios da un aldehído; la
oxidación del aldehído da un grupo carboxílico. Una combustión en también una oxidación
La oxidación de alcoholes secundarios a una cetona.
7.REACCIONES ORGÁNICAS MÁS IMPORTANTES.
Clasificaremos las reacciones según el tipo de compuesto que las sufren:
 Reacciones de hidrocarburos, haluros de alquilo y alcoholes
Alcanos
- Reacciones de combustión: con oxígeno (también son reacciones redox)
- Reacciones de sustitución:
- Halogenación: R-H + X2 (luz ó 250-400ºC) = R-X + HX
- Nitración: R-H + ac.nítrico (400ºC) = R-NO2 + agua
- Sulfonación: R-H + ac.sulfúrico (400ºC) = R-SO3H + agua.
- Obtención:
- Hidrogenación de hidrocarburos insaturados: C=C(H2,Pd) = C-C
- Reducción de haluros de alquilo: R-X (H2,Pd) = R-H
- Hidrólisis de rect. De Grignard: R-MgX + agua = R-H
- Sintesis de wurtz: R-X + R-X + 2 Na = R-R + “ NaX
Alquenos
- Reacciones de adición:
- De hidrógeno: C=C (H2,Ni) = CH-CH
- De halógenos: C=C + HX = Cx-CH. La adición de halógenos sigue la regla de Markovnikov que
establece que el hidrógeno del haluro de hidrógeno se adicionará la átomo de carbono menos
sustituido y por tanto con más átomos de hidrógeno.
- De agua: C=C + agua (presencia de ácidos) = CH-COH (alcoholes). Esta adición también sigue
la regla de Markovnikov.
- Reacciones de combustión
Obtención :
- Deshidratación de alcoholes: CH-COH (ac.sulfúrico) =
Deshidrohalogenación de haluros de alquilo CH-CX (KOHalc) == C=C
Alquinos
- Reacciones de adicción: Igual que para los alquenos
-
Obtención:
- Deshidrohalogenación de haluros de alquilo: CHX-CHX (“ KOHalc) = C=C
- Alquilación de acetiluros: R´-C=CNa + R-X = R´-C=C-R + NaX
Hidrocarburos aromáticos
- Reacciones de sustitución:
- Halogenación: benceno + X2 (AlCl3 ´ó FeCl3)= X-benceno + HX
- Nitración : benceno + ac.nítrico (sulfúrico, calor) = benceno-NO2 + agua
- Sulfonación: benceno + ac.sulfúrico (calor) benceno-SO3H + agua
- Alquilación de Friedel-Crafts: benceno + RX (AlCl3 ó FeCl3) = benc-R + HX
- Reacciones de adición: Hidrogenación : benceno + hidrógeno (Ni-raney, TyP elevadas) ciclohexano.
- Obtención: hulla, petróleo, Polimerización del etino: 3etino (400ºC) = benceno
Haluros de alquilo
- reacciones de sustitución:
- R-X + agua (KOH) = R-OH + KCl
- R-X +NaCN = R-CN +NaX
- R-X + NH3 = R-NH2 + HX
- Reacciones de eliminación: Deshidrohalogenación : CH-CX (KOHalc) = C=C + KH + agua
Alcoholes.
- Reacciones de rotura del enlace OH (con metales alcalinos): R-OH + M = R-OM +1/2H2
- Reacción de sustitución: - con haluros de hidrógeno: R-OH +HX = R-X + agua
- Reacción de eliminación -CH-COH (ac sulfúrico,calor) = C=C + agua
- Reacciones de oxidación:
- alcohol 1º (K2Cr2O7) = aldehido (KmnO4) = ácido
-alcohol 2º (K2Cr2O7) = cetona
- Obtención: - Hidrólisis de haluros de alquilo: R-X + agua = R-OH (- OH)
- Hidratación de alquenos_ -C=C- + agua (ac. sulfúrico) = COH- CH
- Reducción de ácidos carboxilicos, aldehidos y cetonas
- Hidrólisis de esteres
Aldehidos y cetonas
- Reacciones de oxidación: pasan a ácidos carboxílicos
- Reacciones de reducción: : pasan a alcoholes
Obtención:
- Oxidación alcoholes
- Deshidrogenación de alcoholes R-OH (Cu, 300ºC) = R-CHO
Ácidos carboxílicos:
- Reacciones ácido base
- Reacciones de sustitución (formación de derivados) : ésteres (con alcoholes) y amidas (con aminas)
- Reacciones de reducción: pasan a alcoholes
Ésteres: hidrólisis
UNIVERSIDADES DE ANDALUCÍA
PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD
BACHILLERATO
QUÍMICA
CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN
El examen consta de dos opciones A y B. El alumno deberá desarrollar una de ellas completa sin mezclar cuestiones de ambas,
pues, en este caso, el examen quedaría anulado y la puntuación global en Química sería cero.
Cada opción (A o B) consta de seis cuestiones estructuradas de la siguiente forma: una pregunta sobre nomenclatura química, tres
cuestiones de conocimientos teóricos o de aplicación de los mismos que requieren un razonamiento por parte del alumno para su
resolución y dos problemas numéricos de aplicación.
Valoración de la prueba:
a) Pregunta nº 1.- 6 fórmulas correctas 1’5; 5 fórmulas correctas 1’0 p.4 fórmulas correctas 0’5 p. Menos 0p
b) Cuando las preguntas tengan varios apartados, la puntuación total se repartirá, por igual, entre los mismos.
c) Cuando la respuesta deba ser razonada o justificada, el no hacerlo conllevará una puntuación de cero en ese apartado.
d) Si en el proceso de resolución de las preguntas se comete un error de concepto básico, éste conllevará una puntuación de cero
en el apartado correspondiente.
e) Los errores de cálculo numérico se penalizarán con un 10% de la puntuación del apartado de la pregunta correspondiente. En el
caso en el que el resultado obtenido sea tan absurdo o disparatado que la aceptación del mismo suponga un desconocimiento de
conceptos básicos, se puntuará con cero.
f) En las preguntas 5 y 6, cuando haya que resolver varios apartados en los que la solución obtenida en el primero sea
imprescindible para la resolución de los siguientes, se puntuarán éstos independientemente del resultado de los anteriores.
g) La expresión de los resultados numéricos sin unidades o unidades incorrectas, cuando sean necesarias, se valorará con un 50%
del valor del apartado.
h) La nota final del examen se redondeará a las décimas de punto.