La química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios que esta experimenta.

Principales ramas de la química:

• Química orgánica: estudia los compuestos que contienen carbono.

• Química inorgánica: analiza los compuestos que no tienen carbono (como sales y metales).

• Química física: explica los procesos químicos con principios físicos y matemáticos.

• Química analítica: identifica y mide los componentes de una sustancia.

• Bioquímica: estudia la química de los seres vivos.

El método científico es un proceso sistemático utilizado para investigar fenómenos, adquirir nuevos conocimientos y validar teorías.

Pasos del método científico:

1. Observación: Identificar un fenómeno o problema.

2. Pregunta: Formular una pregunta basada en la observación.

3. Hipótesis: Proponer una posible explicación o solución.

4. Experimentación: Realizar experimentos para probar la hipótesis.

5. Análisis de datos: Evaluar los resultados obtenidos.

6. Conclusión: Aceptar o rechazar la hipótesis según los datos.

7. Comunicación: Compartir los resultados con la comunidad científica.

Las magnitudes son propiedades que se pueden medir, como la masa, el tiempo o la temperatura.

Las unidades son los valores que se usan para expresar esas magnitudes, como kilogramo (kg) para la masa, segundo (s) para el tiempo o grado Celsius (°C) para la temperatura.

El Sistema Internacional de Unidades (SI) es el sistema más usado en el mundo para unificar las mediciones.

El margen de error es la cantidad máxima que puede variar un resultado respecto al valor real. Sirve para indicar cuán precisa es una medición.

Un menor margen de error indica una mayor precisión en la medición.

Error absoluto:

Es la diferencia entre el valor medido y el valor real o aceptado.
Se expresa así:

Error absoluto = |valor medido – valor real|

Ejemplo: Si mides 12.3 cm y el valor real es 12.0 cm, el error absoluto es 0.3 cm.

Error relativo: indica qué tan grande es el error en comparación con el valor real.

Fórmula:

Error absoluto/Valor real×100%

Cifras significativas:

Son los dígitos confiables de una medición, incluidos los ciertos y el primero dudoso. Sirven para mostrar cuánta precisión tiene un resultado.

Regla general: El resultado final de una operación debe tener el mismo número de cifras significativas que el dato con menos precisión.

1. Sólido: forma y volumen definidos.

2. Líquido: volumen definido, forma variable.

3. Gaseoso: forma y volumen variables.

4. Plasma: gas ionizado con carga eléctrica.

5. Condensado de Bose-Einstein (menos común): átomos casi sin energía.

Sustancia pura:

Composición fija.

Elemento: un solo tipo de átomo

Compuesto: unión de elementos.

Mezcla:

Combinación de sustancias.

• Homogénea: uniforme (ej. sal en agua).

• Heterogénea: no uniforme (ej. ensalada).

Son métodos para dividir los componentes de una mezcla sin cambiar su naturaleza.

Métodos comunes:

• Filtración: separa sólidos de líquidos (ej. arena y agua).

• Decantación: separa líquidos de diferente densidad (ej. agua y aceite).

• Evaporación: separa un sólido disuelto en líquido (ej. sal del agua).

• Destilación: separa líquidos con distintos puntos de ebullición.

• Imantación: usa un imán para separar metales.

• Centrifugación: separa por densidad con fuerza giratoria.

Grecia antigua: filósofos como Demócrito propusieron que todo estaba formado por pequeñas partículas llamadas átomos.

Alquimia (Edad Media): mezclaba ciencia y magia, buscaba convertir metales en oro. Aunque no era científica, ayudó a descubrir muchas sustancias y técnicas.

Siglo XVII-XVIII: nace la química moderna.

Robert Boyle: separó la alquimia de la ciencia.

Antoine Lavoisier: estableció la ley de conservación de la masa y es considerado el padre de la química.

El átomo tiene un núcleo central muy pequeño, denso y con carga positiva.

• Descripción:

  • La mayoría de la masa del átomo está concentrada en el núcleo.

  • Los electrones giran alrededor del núcleo, pero en una especie de órbita indefinida (no bien definidas).

  • La mayor parte del átomo es espacio vacío.

    
    

Modelo atómico de Bohr (1913)

Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas definidas con niveles de energía específicos.

• Descripción:

  • Los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas cuantizadas (niveles de energía fijos).

  • Cuando un electrón salta de una órbita a otra, emite o absorbe energía en forma de luz (fotones).

  • Explicó las líneas espectrales del hidrógeno con estos saltos entre niveles.

    
    

Números cuánticos:

1. n (principal):

   • Nivel de energía.

   • Valores: 1, 2, 3, ...

2. ℓ (secundario o azimutal):

   • Forma del orbital.

   • Valores: 0 a (n–1)

   • ℓ = 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)

3. mₗ (magnético):

   • Orientación del orbital.

   • Valores: –ℓ a +ℓ

4. mₛ (espín):

   • Giro del electrón.

   • Valores: +½ o –½

Orden de llenado (por niveles de energía):

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → ...

Tipos principales de enlaces químicos:

1. Enlace iónico

   • Se forma entre un metal (que cede electrones) y un no metal (que los gana).

   • Ejemplo: NaCl (sal de mesa). El sodio cede un electrón al cloro.

   • Se da entre elementos con gran diferencia de electronegatividad.

2. Enlace covalente

   • Se da entre no metales, que comparten electrones.

   • Ejemplo: H₂O (agua), donde el oxígeno comparte electrones con dos hidrógenos.

   • Puede ser:

3. Enlace metálico

   • Se da entre átomos metálicos.

   • Los electrones se mueven libremente en una “nube electrónica” alrededor de los núcleos.

   • Es responsable de propiedades como la conductividad eléctrica y la maleabilidad.

Electronegatividad:

Es la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace.

• Covalente polar (0.4 < ΔEN ≤ 1.7)

  • Los átomos comparten electrones de forma desigual.

  • Ej: H₂O

• Covalente no polar (ΔEN ≤ 0.4)

  • Los átomos comparten electrones por igual.

  • Ej: O₂

La teoría del enlace químico explica cómo y por qué los átomos se unen para formar moléculas o compuestos. Las principales teorías son:

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

• Los átomos se unen al compartir electrones de sus orbitales.

  
  

2. Teoría del Enlace Iónico

• Un átomo cede electrones (generalmente un metal), y otro los gana (no metal).

  
  

  
  

3. Teoría del Enlace Metálico

• Los átomos metálicos comparten una nube de electrones libres.

  
  

4. Teoría de Orbitales Moleculares (TOM)

• Los electrones no están en orbitales individuales, sino en orbitales de toda la molécula.

  
  

Estructura de Lewis

Es una representación gráfica que muestra los electrones de valencia de los átomos y cómo se comparten o transfieren para formar enlaces.

Es el tipo de enlace químico que se forma cuando un átomo cede electrones y otro los gana, creando iones con carga opuesta que se atraen entre sí.

Características:

• Se forma entre un meta (que pierde electrones) y un no metal (que los gana).

• El metal forma un catión (+) y el no metal un anión (–).

• Hay una fuerte atracción electrostática entre los iones.

  
  

Propiedades:

• Forman sólidos cristalinos.

• Tienen puntos de fusión y ebullición altos.

• Conducen electricidad cuando están disueltos en agua o fundidos.

Es un tipo de enlace químico donde dos átomos comparten uno o más pares de electrones para alcanzar la estabilidad (regla del octeto o dueto).

Características:

• Se forma entre no metales.

• No hay transferencia de electrones, sino compartición.

• Forma moléculas.

Tipos de enlaces covalentes:

• Simple: se comparten 1 par de electrones

• Doble: 2 pares compartidos

• Triple: 3 pares compartidos

  
  

Según la diferencia de electronegatividad:

• No polar: electrones compartidos por igual

• Polar: electrones compartidos de forma desigual

  
  

Propiedades:

• Forman gases, líquidos o sólidos blandos.

• Tienen bajo punto de fusión.

• No conducen electricidad (en general).

Son atracciones débiles que se dan entre moléculas, no dentro de ellas.
Determinan propiedades como el punto de ebullición, estado físico, y solubilidad.

Tipos principales:

Enlace de hidrógeno (la más fuerte)

• Ocurre cuando el hidrógeno (H) está unido a átomos muy electronegativos como F, O o N.

• Ejemplo: entre moléculas de agua (H₂O).

• Responsable de que el agua hierva tan alto.

Fuerzas dipolo-dipolo

• Se dan entre moléculas polares (que tienen polos + y −).

• Las partes opuestas se atraen.

• Ejemplo: entre moléculas de HCl.

Fuerzas de dispersión (London) (las más débiles)

• Están presentes en todas las moléculas, incluso en las no polares.

• Se deben a movimientos temporales de electrones que generan dipolos instantáneos.

• Ejemplo: entre moléculas de O₂ o N₂.

Son formas alternativas de representar una misma molécula, donde los electrones (no los átomos) cambian de posición.

Se usan cuando una sola estructura de Lewis no representa bien la distribución real de los electrones.

Ejemplo: ion nitrato (NO₃⁻)

Tiene tres estructuras resonantes, con los dobles enlaces distribuidos en diferentes posiciones.

Reglas de la resonancia:

1. Los átomos no se mueven, solo los electrones (enlaces π o pares libres).

2. Todas las estructuras deben tener el mismo número de electrones.

3. Todas deben obedecer la regla del octeto (si aplica).

4. La estructura real es un híbrido de todas las resonantes (más estable que cualquiera individual).

5. Las estructuras más estables:

   • Tienen cargas mínimas.

   • Si hay cargas, deben estar en los átomos más adecuados (carga negativa en el más electronegativo).

Es el tipo de enlace que se forma entre átomos metálicos. Los átomos liberan sus electrones de valencia, que quedan como una “nube de electrones libres” alrededor de iones positivos.

Características:

• Se da entre metales (como Fe, Cu, Al).

• Los electrones se mueven libremente, lo que da a los metales:

  • Conductividad eléctrica y térmica

  • Brillo metálico

  • Maleabilidad y ductilidad (se pueden doblar o estirar sin romperse)

Teoría de la Nube Electrónica

Explica cómo se comportan los electrones en los metales.

• En los metales, los átomos liberan sus electrones de valencia.

• Estos electrones no quedan ligados a un solo átomo, sino que se mueven libremente entre todos los iones positivos (núcleos metálicos).

• Se forma una “nube de electrones” que mantiene unidos a los átomos.

  
  

Teoría de Bandas

Es una teoría que explica el comportamiento eléctrico de los sólidos, especialmente los metales, semiconductores y aislantes, basándose en el arreglo de sus niveles de energía.

En un sólido, los niveles de energía de los átomos se combinan y forman bandas:

1. Banda de valencia: donde están los electrones de valencia.

2. Banda de conducción: donde los electrones pueden moverse libremente.

3. Band gap (brecha de energía): espacio entre ambas bandas.

Es un proceso en el que una o más sustancias (reactivos) se transforman en nuevas sustancias (productos), con cambio en la estructura química.

Tipos principales de reacciones químicas:

1. Síntesis o combinación

   Dos o más sustancias se combinan para formar una sola.

2. Descomposición

   Una sustancia se divide en dos o más.

3. Sustitución o desplazamiento simple

   Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.

4. Doble sustitución o doble desplazamiento

   Intercambio de componentes entre dos compuestos.

5. Combustión

   Una sustancia reacciona con oxígeno (O₂) y libera energía (calor/luz).
   

• Involucran transferencia de electrones entre sustancias.

• Un elemento se oxida (pierde electrones) y otro se reduce (gana electrones).

Reacciones de Neutralización

• Ocurren entre un ácido y una base, formando sal y agua.

• Es un tipo especial de reacción de doble sustitución.

Reacciones Reversibles e Irreversibles

• Reversibles: los productos pueden volver a convertirse en reactivos.
  Se representa con una doble flecha (⇌).

• Irreversibles: ocurren en una sola dirección.
  Se representan con una flecha simple (→).
  

1. Escribe la ecuación química sin balancear.
   Ej: H₂ + O₂ → H₂O

2. Cuenta los átomos de cada elemento en ambos lados.

3. Ajusta los coeficientes (nunca cambies los subíndices).
   Ej: H₂ + O₂ → 2H₂O → el oxígeno está mal
   Corrige: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

4. Verifica que todos los elementos estén balanceados.

5. Revisa que los coeficientes sean los más simples posibles.

Pasos del método redox:

1. Escribe la ecuación sin balancear.

2. Asigna los números de oxidación a todos los elementos.

3. Identifica qué elemento se oxida y cuál se reduce.

4. Calcula los electrones ganados y perdidos.

5. Iguala la cantidad de electrones intercambiados (multiplica por coeficientes apropiados).

6. Balancea el resto de los elementos (primero los que no son H ni O).

7. Balancea el H y el O (usa H₂O, H⁺, o OH⁻ si la reacción es en medio ácido o básico).

8. Verifica que haya igual número de átomos y carga neta en ambos lados.

Es la cantidad de energía (en forma de calor) que se libera o absorbe durante una reacción química.

• Se mide en kJ/mol o cal/mol.

• Se representa con la letra ΔH (entalpía de reacción).

Tipos de calor de reacción:

Reacción exotérmica (ΔH < 0):

• Libera calor al entorno.

• Los productos tienen menos energía que los reactivos.

• Ej: Combustión del metano → CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O + calor

Reacción endotérmica (ΔH > 0):

• Absorbe calor del entorno.

• Los productos tienen más energía que los reactivos.

• Ej: Fotosíntesis o descomposición térmica.

Intercambio de calor (q):

Es la energía térmica transferida entre el sistema (la reacción) y su entorno.

• Si q > 0: el sistema absorbe calor (endotérmica).

• Si q < 0: el sistema libera calor (exotérmica).

Es la parte de la química que estudia la velocidad de las reacciones y los factores que la afectan.

¿Qué analiza?

• Qué tan rápido ocurre una reacción.

• Cómo cambian las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo.

• Qué factores influyen en la velocidad.

  
  

Factores que afectan la velocidad de reacción:

1. Concentración: más partículas → más choques → reacción más rápida.

2. Temperatura: más calor → más energía cinética → choques más efectivos.

3. Superficie de contacto: más área → más choques.

4. Catalizadores: sustancias que aumentan la velocidad sin consumirse.

5. Naturaleza de los reactivos: algunos reaccionan más rápido por su estructura química.

   
   

Colisiones efectivas:

Para que una reacción ocurra, las partículas deben chocar con suficiente energía (energía de activación) y con la orientación adecuada.

Es la rama de la química que estudia los intercambios de energía (calor, trabajo) en las reacciones químicas, y determina si una reacción es espontánea o no.

Conceptos clave:

Energía interna (U):
Energía total del sistema (moléculas, átomos).

Entalpía (ΔH):
Calor absorbido o liberado a presión constante.

• ΔH < 0 → Reacción exotérmica (libera calor)

• ΔH > 0 → Reacción endotérmica (absorbe calor).

Entropía (ΔS):
Mide el desorden del sistema.

• Más desorden = mayor entropía.

Energía libre de Gibbs (ΔG):
Determina si una reacción es espontánea:

• ΔG < 0 → Reacción espontánea

• ΔG > 0 → No espontánea

📌 Fórmula:
ΔG = ΔH − T·ΔS

Cuando un sistema en equilibrio es perturbado (cambiado), el sistema responde ajustándose para contrarrestar ese cambio y restablecer el equilibrio.

Factores que afectan el equilibrio y cómo responde el sistema:

Cambio en concentración:

• Si aumentas un reactivo, el sistema favorece la formación de productos.

• Si eliminas un producto, también favorece la formación de más producto.

  
  

Cambio en temperatura:

• En una reacción exotérmica (libera calor), aumentar la temperatura favorece a los reactivos.

• En una endotérmica, aumentar la temperatura favorece a los productos.

  
  

Cambio en presión (solo en gases):

• Aumentar la presión favorece el lado con menos moléculas de gas.

• Disminuir la presión favorece el lado con más moléculas de gas.

  
  

Uso de catalizadores:

• No afecta el equilibrio, solo hace que se alcance más rápido.

  
  

Ejemplo sencillo:

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + calor

• Si se aumenta la temperatura → se favorecen los reactivos (porque la reacción es exotérmica).

• Si se aumenta la presión → se favorece la formación de NH₃ (menos moléculas de gas del lado derecho).

Kc es la constante de equilibrio expresada en función de concentraciones molares (mol/L) de los reactivos y productos en una reacción química en equilibrio.

Interpretación de Kc:

• Kc >> 1 → el equilibrio favorece a los productos.

• Kc << 1 → el equilibrio favorece a los reactivos.

• Kc ≈ 1 → hay cantidades similares de reactivos y productos en equilibrio.

La entalpía es una medida del calor absorbido o liberado por un sistema durante una reacción química a presión constante.

Se representa con la letra H, y su cambio con ΔH.

Tipos de reacciones según ΔH:

Reacción exotérmica (ΔH < 0):

• Libera calor al ambiente.

• Ejemplo: combustión.

  
  

Reacción endotérmica (ΔH > 0):

• Absorbe calor del ambiente.

• Ejemplo: fotosíntesis.

La entropía es una medida del desorden o aleatoriedad de un sistema.
Se representa con la letra S, y su cambio con ΔS.

Características clave:

• Mayor entropía = mayor desorden.

• Los gases tienen más entropía que los líquidos, y los líquidos más que los sólidos.

• Si una reacción genera más partículas (moléculas), suele aumentar la entropía.

  
  

Interpretación del signo de ΔS:

• ΔS > 0 → el sistema gana desorden (más probable).

• ΔS < 0 → el sistema pierde desorden (más ordenado).

A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión.

• Si sube la presión, baja el volumen.

• Ej: aplastar una jeringa cerrada reduce el volumen del gas dentro.

  
  

2. Ley de Charles (V–T):

A presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura en kelvin.

• Si aumenta la temperatura, aumenta el volumen.

  
  

3. Ley de Gay-Lussac (P–T):

A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a su temperatura en kelvin.

• Más temperatura = más presión (si el volumen no cambia).

Son sustancias químicas formadas principalmente por carbono (C), unido a hidrógeno (H) y, a menudo, a oxígeno (O), nitrógeno (N), azufre (S) o halógenos.

Son la base de la química orgánica y están presentes en todos los seres vivos.

Propiedades generales de los compuestos orgánicos:

Forman enlaces covalentes

• Son moléculas estables y con estructuras variadas (cadenas o anillos).

Baja solubilidad en agua

• Son más solubles en disolventes no polares (como alcoholes o éter).

Puntos de fusión y ebullición bajos

• Comparados con compuestos inorgánicos, muchos orgánicos son líquidos o gases a temperatura ambiente.

Isomería

• Pueden existir en diferentes formas con la misma fórmula molecular pero distinta estructura.

Reacciones lentas y específicas

• Suelen necesitar catalizadores o condiciones especiales.

Combustibles y fácilmente inflamables

• Muchos compuestos orgánicos arden (como hidrocarburos: gasolina, metano, etc.).

  
  

• Tiene número atómico 6:
  Configuración electrónica → 1s² 2s² 2p²

• Es el elemento esencial en los compuestos orgánicos.

  
  

1. Tetravalencia:

El carbono tiene 4 electrones de valencia, lo que le permite formar 4 enlaces covalentes con otros átomos (C, H, O, N, etc.).

Ejemplo: el metano CH₄ → 4 enlaces C–H

2. Autoensamblaje o concatenación (autodaturación):

El carbono puede unirse consigo mismo formando:

• Cadenas lineales

• Ramificadas

• Anillos
  Esto permite una gran diversidad de estructuras.

3. Hibridación del carbono:

Es el proceso por el cual los orbitales atómicos se mezclan para formar nuevos orbitales híbridos, que explican la forma de las moléculas.

• sp³ → 4 enlaces simples (tetraédrico, ej. metano)

• sp² → 1 doble enlace (trigonal plano, ej. eteno)

• sp → 1 triple enlace o 2 dobles (lineal, ej. etino)

Son grupos de compuestos orgánicos que tienen propiedades químicas similares debido a la presencia de ciertos grupos funcionales (conjuntos de átomos específicos).

Clasificación general de funciones orgánicas:

• Hidrocarburos

• Alcoholes

• Ácidos carboxílicos

• Éteres

• Aldehídos

• Cetonas

Hidrocarburos:

Los hidrocarburos son compuestos orgánicos formados únicamente por átomos de carbono e hidrógeno. Son la base de muchos compuestos orgánicos y se clasifican según el tipo de enlace entre los átomos de carbono.

Son inflamables, poco solubles en agua y se encuentran en la naturaleza principalmente como combustibles fósiles (gas natural, petróleo, gasolina), siendo esenciales en la industria química y energética.

Tienen una gran variedad de usos industriales y energéticos, principalmente porque son los componentes básicos del petróleo y el gas natural. El petróleo es una mezcla compleja de hidrocarburos que se somete a refinación para separarlo en fracciones útiles como gasolina, diésel, queroseno, lubricantes, gas licuado y asfaltos.

Este proceso se realiza principalmente mediante destilación fraccionada. En cuanto a su reactividad química, los hidrocarburos saturados (alcanos) son poco reactivos, mientras que los insaturados (alquenos y alquinos) presentan mayor reactividad, especialmente en reacciones de adición.

Los hidrocarburos aromáticos, como el benceno, participan en reacciones de sustitución y son base para fabricar plásticos, medicamentos, colorantes y explosivos.

son aquellos compuestos orgánicos en los que los átomos de carbono forman anillos (ciclos), pero no tienen características aromáticas. Los más comunes son los cicloalcanos (enlaces simples), cicloalquenos (dobles enlaces) y cicloalquinos (triples enlaces, aunque

menos comunes por su inestabilidad).

Propiedades físicas:

• Estado físico: pueden ser gases, líquidos o sólidos según el tamaño de la molécula.

• Puntos de ebullición y fusión: son generalmente más altos que los de los hidrocarburos lineales con igual número de carbonos.

• Solubilidad: son poco solubles en agua pero solubles en disolventes orgánicos.

• Densidad: suelen tener densidades menores que el agua.

Propiedades químicas:

• Los cicloalcanos son menos reactivos que los compuestos insaturados, pero más reactivos que los alcanos lineales debido a la tensión del anillo.

• Los cicloalquenos son más reactivos, participan en reacciones de adición como los alquenos lineales.

• En presencia de ciertos reactivos, los hidrocarburos cíclicos pueden sufrir reacciones de sustitución o apertura de anillo.

Son compuestos que contienen anillos bencénicos o estructuras similares con sistemas de electrones π conjugados que generan una gran estabilidad llamada aromaticidad. El más conocido es el benceno (C₆H₆).

Propiedades físicas:

Estado: generalmente líquidos o sólidos a temperatura ambiente.

Olor: suelen tener olores característicos, muchos son tóxicos o carcinógenos.

Puntos de fusión y ebullición: más altos que los hidrocarburos alifáticos con igual número de carbonos, debido a su estructura plana y simétrica.

Solubilidad: insolubles en agua, solubles en disolventes orgánicos.

Propiedades químicas:

Son más estables debido a la aromaticidad, por eso no reaccionan fácilmente como los alquenos o alquinos.

Tienden a reaccionar por sustitución electrofílica aromática, donde un átomo o grupo del anillo es reemplazado sin romper la aromaticidad.

Pueden sufrir nitración, sulfonación, halogenación y alquilación.

En condiciones extremas, pueden romper el anillo aromático.

Son compuestos orgánicos que contienen oxígeno en su estructura, además de carbono e hidrógeno. El oxígeno está presente en diferentes grupos funcionales que definen las propiedades y reactividad de estos compuestos.

Principales grupos funcionales oxigenados:

Alcoholes (–OH): contienen un grupo hidroxilo unido a un carbono.
Ejemplo: etanol (C₂H₅OH)

Éteres (R–O–R’): oxígeno entre dos cadenas de carbono.
Ejemplo: dimetil éter (CH₃–O–CH₃)

Aldehídos (–CHO): grupo carbonilo en un extremo de la cadena.
Ejemplo: formaldehído (H–CHO)

Cetonas (C=O): grupo carbonilo dentro de la cadena.
Ejemplo: acetona (CH₃–CO–CH₃)

Propiedades generales:

• Presentan puntos de ebullición más altos que los hidrocarburos, debido a la presencia de enlaces de hidrógeno (especialmente en alcoholes y ácidos carboxílicos).

• Son más polares, lo que aumenta su solubilidad en agua, especialmente los de menor masa molecular.

• Son muy importantes en la química orgánica y biológica, usados en fármacos, solventes, perfumes, plásticos y alimentos.

1. Se identifica la cadena más larga que contiene el grupo –CHO (grupo carbonilo en el extremo).

2. Se cambia la terminación del nombre del alcano correspondiente por “-al”.

3. El carbono del grupo –CHO siempre es el carbono 1.

4. Si hay sustituyentes, se indican con su posición en la cadena.

   
   

Nomenclatura de cetonas:

1. Se identifica la cadena más larga que contiene el grupo C=O (carbonilo) en posición interna.

2. Se cambia la terminación del alcano por “-ona”.

3. Se indica con un número la posición del carbono que tiene el grupo carbonilo (para dar el número más bajo posible).

4. Si hay sustituyentes, se nombran con su posición.

Además, aldehídos y cetonas pueden reaccionar con aminas para formar iminas y otros compuestos en reacciones de condensación.

Una característica importante es que los aldehídos pueden distinguirse mediante pruebas químicas específicas, como la de Tollens o Fehling, debido a su capacidad de oxidarse, algo que las cetonas no hacen fácilmente. Estas propiedades hacen que ambos grupos funcionales sean fundamentales en síntesis orgánica y química biológica.

Son compuestos orgánicos que contienen uno o más grupos hidroxilo (–OH) unidos a un átomo de carbono saturado (sp³). Se clasifican según el carbono al que está unido el –OH:

• Alcohol primario: el –OH está en un carbono unido a un solo carbono (ejemplo: etanol).

• Alcohol secundario: el –OH está en un carbono unido a dos carbonos (ejemplo: isopropanol).

• Alcohol terciario: el –OH está en un carbono unido a tres carbonos (ejemplo: terc-butanol).

  
  

Propiedades:

• Son polares y pueden formar puentes de hidrógeno, por eso tienen puntos de ebullición más altos que los hidrocarburos similares.

• Son solubles en agua, especialmente los de cadena corta.

• Pueden reaccionar para formar éteres, ésteres y otros derivados.

• Se oxidan a aldehídos, cetonas o ácidos, dependiendo del tipo de alcohol.

En cuanto a sus propiedades químicas, los alcoholes pueden reaccionar de diversas formas: se oxidan para formar aldehídos, cetonas o ácidos carboxílicos según su tipo (primario, secundario o terciario); también pueden sufrir reacciones de deshidratación para formar alquenos y reaccionar con ácidos para formar ésteres.

En cuanto a sus propiedades, los fenoles son más ácidos que los alcoholes, porque el anillo aromático estabiliza el ion fenóxido que se forma al perder un protón. También presentan actividad antiséptica y desinfectante, por eso se usan en productos farmacéuticos y cosméticos. Químicamente, pueden sufrir reacciones de sustitución en el anillo aromático y también oxidarse fácilmente, lo que los hace muy importantes en la química orgánica y en la fabricación de plásticos, colorantes y resinas.

Químicamente, los éteres son relativamente estables y poco reactivos, aunque pueden reaccionar con ácidos fuertes o romperse en presencia de calor o catalizadores. Un éter muy conocido es el éter etílico, que se usaba como anestésico.