No entendes Quimica? Te doy una mano.

GIF Compuestos Óxidos: Son compuestos binarios donde participa el oxígeno en combinación con cualquier otro elemento, menos con los gases nobles. Existen diferentes tipos de óxidos, dependiendo de si el elemento combinado con el oxígeno es metálico o no, clasificándose así en óxidos básicos y óxidos ácidos. También existen los llamados, peróxidos, pues el oxígeno tiene valencia -2, menos en este grupo, donde el oxígeno participa con valencia -1. Óxido básico:Fe2O3 : Trióxido de hierro ( siguiendo la nomenclatura sistemática) Óxido de hierro (III) ( según la nomenclatura de Stock) Óxido férrico ( en la nomenclatura tradicional) Óxido ácido ( también conocidos con el nombre de anhídrido) SO3 : Trióxido de azufre ( nomenclatura sistemática) Óxido de azufre (VI) ( nomenclatura de Stock) Anhídrido sulfúrico ( nomenclatura tradicional) Peróxidos:H2O2 : Dióxido de dihidrógeno (nomenclatura sistemática) Óxido de hidrógeno (nomenclatura de Stock) Peróxido de hidrógeno (nomenclatura tradicional) Hidruros: Los hidruros son compuestos binarios donde se combina el hidrógeno con un metal. En estos casos, el hidrógeno siempre participa con la valencia, -1. Se nomina con la palabra hidruro añadiendo el nombre del metal con los prefijos de –oso o –ico, según el caso. Ejemplo: NiH3 ↦ trihidruro de níquel, hidruro de niquel (III), o hidruro niquélico Hidruros no metálicos e hidrácidos: Son compuestos binarios de carácter ácido, en el caso de los hidrácidos, y compuestos que se encuentran formados por el hidrógeno y un no metal (halógenos, usando generalmente la valencia -1 y grupo 16, participando con la valencia -2). Los hidruros no metálicos se nominan añadiendo el sufijo –uro, más la palabra hidrógeno, con la sílaba “de”. Ejemplo: HF ↦ ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno. Boranos: Son compuestos donde participa el hidrógeno y el boro, diguiendo la fórmula general BnHn+4. Estos compuestos se nominan con unas reglas especificas de nomenclatura, usando la palabra borano, con un prefijo numérico dependiente de la cantidad de boranos que se encuentren presentes en la molécula. Ejemplo: BH3 ↦ borano o también monoborano B3H7 ↦ triborano. Al igual que los boranos, existen otras combinaciones similares, con otros elementos como el silicio, dando los compuestos conocidos como Silanos, o Germanos, en el caso de compuestos con el germanio y el hidrógeno. También hay hidruros con elementos nitrogenoides, como el caso del famoso amoníaco ( NH3), conociéndose generalmente a éstos por nombres propios, como la fosfina, la arsina, etc. Existen otros muchos tipos de compuestos, como las sales ( ácidas, básicas, mixtas…), hidróxidos, peroxoácidos, etc… Ácidos y bases Desde la Antigüedad se conocen distintas sustancias de características especiales y de gran interés práctico que hoy conocemos como ácidos y bases. Ácidos y bases son reactivos químicos muy comunes y gran parte de su química se desarrolla en medio acuoso. Las reacciones en las que participan estas especies de denominan reacciones ácido-base, y su estudio requiere la aplicación de los principios del equilibrio químico a disoluciones. En estas reacciones, el disolvente juega un papel muy importante, ya que ácidos y bases intercambian protones con él, es por ello, que también se denominan reacciones de trasferencia de protones. Teoría de Arrhenius: El químico sueco, Svante Arrhenius, en 1884, presentó su teoría de disociación iónica, la cual decía, que muchas sustancias que se encontrasen en disolución acuosa experimentaban una ruptura o disociación en iones positivos y negativos. De éste modo, sales como pueden ser, bromuro de calcio o sulfato de cesio, se disocian de la siguiente forma: CaBr2 ↦ Ca 2+ + 2 Br – CS 2 SO 4 ↦ 2 Cs + + SO4 2- Estas disociaciones iónicas, también conocidas como disociaciones electrolíticas, demuestran la conductividad eléctrica de las disoluciones en medio acuoso de muchas sustancias que reciben el nombre de electrólitos. En esta teoría Arrhenius definió ácidos y bases como: Ácido: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidrógeno, H+ Base: sería toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidróxido, OH- Siguiendo la teoría, las reacciones de neutralización ácido-base, tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciéndose una sal más agua. Se llega así a la conclusión de que una reacción de neutralización consiste en la combinación del ión H+ del ácido, con el ión OH- de la base para producir H2O no disociada. Teoría de Brönsted-Lowry En el año 1923, J.N.Brönsted y T.M. Lowry, proponen por separado, pero casi simultáneamente, una teoría acerca de los ácidos y las bases que ampliaba considerablemente los conceptos anteriormente expuestos por Arrhenius. Según su propuesta, una sustancia se comportaba como ácido, cuando cedía protones y como base cuando aceptaba protones. La tendencia a transferir protones era lo que caracterizaba a los ácidos, mientras que la tendencia a aceptarlos, era algo característico de las bases según esta teoría. Las ideas de ácido y base, son complementarias. Los ácidos sólo actuarán como tales, como dadores de protones, si existe presencia de algunas sustancias capaces de aceptarlos, es decir, una base. De la misma manera, las bases sólo pueden aceptar algún protón si hay ácidos que les transfieran algunos protones. Así, por ejemplo, en una disolución acuosa de ácido nítrico, HNO3, éste actuará como ácido y la base será el agua, ya que el ácido nítrico se ioniza, cediendo al agua un protón: HNO3 (aq) + H2O (l) ↦ H3O+ (aq) (ión hidronio) + NO3- (aq) Se puede considerar a las reacciones ácido-bases como equilibrios , en los que las sustancias formadas pueden trasferirse también H+entre ellas. En general , si expresamos como un equilibrio la reacción acido-base, tenemos : Ácido + Base ⇌ Ácido conjugado de la base + Base conjugada del ácido Siendo el ácido conjugado de la base, el que se forma cuando la base recibe un H+, y la base conjugada del ácido, es la base formada cuando el ácido cede un H+. Así, un par conjugado queda constituido por un ácido y su base conjugada, o viceversa. Estas reacciones de ácidos- bases, son las que, en la teoría de Brönsted –Lowry denominan como reacciones de neutralización. Lewis Su teoría considera ácido a todos los átomos, moléculas o iones que puedan aceptar un par de electrones, y base sería toda especie química que sea capaz de ceder un par de electrones. Así el H+ se considera un “ácido de Lewis” ya que posee un espacio electrónico en su estructura que es capaz de aceptar un par de electrones. De igual manera, el amoniaco sería una “base de Lewis”, pues la capa de valencia del nitrógeno tiene un par de electrones sin compartir. Para Lewis una reacción de neutralización, es el proceso en el cual una sustancia con espacio electrónico (como por ejemplo, el átomo del boro en el BF3), acepta un par de electrones de una base de Lewis. BF3 + :NH3 ↦ F3B ↼ :NH3 Enlace Químico y Estabilidad A lo largo del siglo 19, entretanto se formulaba la teoría atómica, se sucedieron con mayor o menor grado de acierto, suposiciones sobre la naturaleza de las fuerzas que mantienen unidos los átomos en los compuestos químicos. Una de las hipótesis más aceptadas fue la de Berzelius, según la cual las combinaciones químicas obedecen al principio de atracción entre cargas eléctricas de signos opuestos. Un enlace químico entre dos átomos se establece cuando la fuerza de unión entre ellos es suficiente para dar origen a un agregado estable, que puede ser considerado como especie molecular independiente. Apenas los gases nobles o inertes (helio, argón, neón, criptón y xenón) y los metales en estado gaseoso presentan estructura interna configurada por átomos aislados. Las demás substancias químicas puras se construyen de mas de un átomo del mismo elemento químico (substancias simples como el oxígeno, de formula molecular O2) o de átomos de elementos químicos diferentes (substancias compuestas, como el agua, de formula molecular H2O, con 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno). La cantidad de enlaces que el átomo de un elemento puede efectuar simultáneamente expresa su capacidad de combinarse, también llamada valencia. Cada elementos presenta normalmente, un número fijo y limitado de valencias. Se distinguen varios tipos de enlaces químicos: electrovalente (o iónica), covalente, metálica y la ligación que se establece por puente de hidrógeno. Según la teoría de octeto enunciada por el científico americano Gilbert Newton Lewis, los átomos al combinarse tienden a asumir la estructura electrónica del gas noble que les es más próximo en la tabla periódica. Los enlaces químicos son, por tanto, la solución para una configuración electrónica estable. La diferencia entre las cantidades de energía necesarias para arrancar un electrón de un átomo, desempeña un papel fundamental en la construcción de los enlaces químicos. En los metales alcalinos, esa energía es mínima. Los elementos de ese grupo presentan por tanto, gran reactividad, o sea, que se unen fácilmente a otros elementos. Ya, los gases nobles, en que la energía necesaria es máxima, presentan gran dificultad para formar combinaciones, motivo por el cual son llamados gases inertes. Enlace electrovalente o iónico Según Kossel, la estructura electrónica de un gas noble es óptima y estable, como resultado de la perfecta distribución de los electrones en su entorno. Así los elementos del grupo de los halógenos (flúor, cloro y bromo) y los calcógenos (oxígeno y azufre), que presentan en su ultima capa menos electrones que los gases nobles, se caracterizan por una gran afinidad electrónica, o capacidad de captación de las partículas elementales. Al contrario, los alcalinos (sodio y potasio), alcalino térreos (calcio y magnesio) y los metales en general tienen fuerte tendencia a perder electrones para adquirir una estructura estable. Cuando se unen átomos con comportamientos electrónicos opuestos, la transferencia de electrones da origen a átomos eléctricamente cargados, los iones: cationes átomos que al ceder electrones adquieren carga positiva; y aniones, átomos que reciben electrones y adquieren carga negativa. El enlace iónico así verificado, característica de las sales alcalinas y alcalino térreas, se sustenta principalmente en las fuerzas de atracción electroestática, mas allá que sea también importante la energía de la combinación que se forma, llamada energía de red o reticular. Enlace covalente Cuando dos átomos comparten un par de electrones prácticamente de la misma manera, se produce entre ellos un enlace covalente. Esta unión, que se verifica en átomos de naturaleza semejante, es la más común en los compuestos orgánicos. También forman enlace covalente las moléculas biatómicas de gran estabilidad de oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, flúor y cloro. El par de electrones que participa del enlace, puede quedar más próximo del átomo que ejerce sobre el la mayor fuerza de atracción. Este enlace, llamado covalente polar, forma un pequeño dipolo eléctrico, mas allá que la molécula, en conjunto, sea neutra. El agua y el amoníaco son ejemplos de compuestos de este tipo. Las substancias polares que contienen hidrógeno, pueden presentar ocasionalmente en su estructura molecular los llamados puentes de hidrógeno. Enlace metálico Desde el punto de vista químico, los metales se caracterizan por poseer pocos electrones en la capa exterior del átomo. Según la teoría de enlace metálico, estos electrones forman una “nube electrónica”, que ocupa franjas limitadas en el interior del metal, las llamadas zonas de Brillain y pueden pasar fácilmente de una parte a otra lo que justifica la relativa libertad de la que disfrutan dentro de la red. El sólido metálico sería así formado por los núcleos de los átomos sumergidos en esa nube electrónica que pertenece al conjunto. Enlace por puente de hidrógeno En las moléculas formadas por átomos de hidrógeno unidos a elementos con fuerte afinidad por electrones, los átomos de hidrógeno son atraídos simultáneamente por varios otros átomos y forman puentes de hidrógeno. Este tipo de enlace explica la estructura y el comportamiento de varios hidruros, o combinaciones de hidrógeno con átomos de alta afinidad electrónica, como el flúor (del cual resulta el hidruro de flúor), el oxígeno (en la molécula de agua) y el nitrógeno (que da origen al amoníaco). Debido a esta asociación, tales hidruros poseen puntos de fusión y ebullición más altos que lo esperado. El enlace por puente de hidrógeno también puede explicar por que el hielo flota en el agua: su densidad es menor porque los puentes de hidrógeno forman espacios vacíos en la estructura reticular del hielo que no existen en estado líquido. Enlaces y reacciones químicas. Las substancias químicas son formadas por moléculas compuestas de átomos, unidos entre si por medio de enlaces químicos. La energía almacenada por estos enlaces, sumada a la red molecular del conjunto, determina la estabilidad de estos enlaces Una reacción química rompe los enlaces existentes entre los átomos de las substancias iniciales o reactivas, para darle origen a productos finales de la reacción, por medio de nuevos enlaces. La viabilidad de una reacción es dada por el balance global de las energías que participan en el proceso. Es necesario que exista una energía inicial suficiente para eliminar la estabilidad de los enlaces de los reactivos y que los productos finales tengan carácter altamente estable. En caso contrario, se reconstituyen las substancias iniciales. Actualmente son conocidas muchas excepciones a la regla del octeto. La mayoría de los metales de transición, por ejemplo, no adquiere configuración de gas noble en sus compuestos. Por esto, la regla del octeto debe ser encarada como orientación general, pero no puede ser considerada como ley natural. Conociendo este hecho, podemos clasificar los elementos así: Metales Son aquellos que poseen 1, 2, o 3 electrones en la capa de valencia. La tendencia de los metales es a perder estos electrones. a) 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 19K1+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 b) 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 No metales Son aquellos que poseen 4, 5, 6 o 7 electrones en la capa de valencia. La tendencia de los no metales es recibir electrones. a) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 16S 2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 b) 9F: 1s2 2s2 2p5 9F-: 1s2 2s2 2p6 Tipos de Reacciones Químicas Las reacciones químicas son procesos que transforman una o más substancias llamadas reactivos en otras substancias llamadas productos. En un lenguaje más académico, decimos que una reacción química promueve el cambio de estructura de la materia. En la química inorgánica podemos clasificar las reacciones en cuatro tipos diferentes Reacciones de Síntesis o Adición Las reacciones de síntesis o adición son aquellas donde las substancias se juntan formando una única sustancia. Representando genéricamente los reactivos como A y B, una reacción de síntesis puede ser escrita como: A + B ↦ AB Veamos algunos ejemplos Fe + S ↦ FeS 2H2 + O2 ↦ 2H2O H2O + CO2↦ H2CO3 Perciba en los ejemplos que los reactivos no precisan ser necesariamente substancias simples (Fe, S, H2, O2), pudiendo también se substancias compuestas (CO2, H2O) pero en todas el producto es una sustancia “menos simple” que las que originaron. Reacciones de Análisis o Descomposición Las reacciones de análisis o descomposición son lo opuesto de las reacciones de síntesis, o sea, un reactivo da origen a productos más simples que el. Escribiendo la reacción genérica nos resulta fácil entender lo que sucede: AB ↦A + B ¿No parece simple? Lo es bastante. Veamos algunos ejemplos: 2H2O ↦2 H2 + O2 2H2O2 ↦ 2H2O + O2 Reversibilidad de las reacciones químicas Los ejemplos pueden sugerir que cualquier reacción de síntesis puede ser invertida a través de una reacción de análisis. Esto no es verdad. Algunas reacciones pueden ser reversibles, como podemos notar en la reacción del agua: 2H2 + O2 ↦2H2O 2H2O ↦ 2H2 + O2 Sin embargo esto no es una regla Reacciones de Desplazamiento Las reacciones de desplazamiento o de sustitución simple merecen un poco más de atención que las anteriores. No que sean complejas, pues no lo son, pero tienen algunos pequeños detalles. En su forma genérica la reacción puede ser escrita como: AB + C ↦ A + CB Vamos a entender lo que sucede: C cambio de lugar A. Simple asi, pero será que esto ocurre siempre? Intuitivamente la respuesta es que no. Imagina lo siguiente: Entras en un baile y ves a la persona con la que te gustaría bailar bailando con otra persona. Vas a ir hasta ella e intentar hacerla cambiar de pareja, estarás intentando desplazar el acompañante indeseable y asumir su lugar. Si resulta que eres más fuerte que el “indeseable” basta darle un empujón para asumir su lugar, pero si el fuera un bruto troglodita, posiblemente el no sentirá ni el empujón que le des. En la reacción de desplazamiento el proceso es idéntico: C ve a B ligado a A, se aroxima y siendo más fuerte, desplaza A y asume la ligación con B. En caso que C no sea más fuerte que A, nada sucederá. Bastará entonces saber quien es más fuerte que quien. Au Kb, los cationes se hidrolizan más que los aniones, siendo el pH < 7. La disolución de la sal será ácida. Si Kb > Ka, los aniones se hidrolizan más que los cationes, siendo el pH > 7. En este caso la disolución de la sal es básica. Si Ka ≡ Kb, ambos iones se encontrarán hidrolizados en proporciones similares, siendo el pH en este caso pH=7, diciéndose que la disolución es neutra. Solubilidad de los compuestos iónicos En muchos líquidos polares, como el agua, son buenos disolventes para sustancias iónicas, o en general, sustancias covalentes polarizadas. En cambio, no son buenos disolventes para sustancias no polares, siendo estas la gran mayoría de las sustancias covalentes. Para poder explicar de manera cuantitativa la capacidad de las distintas sustancias para disolverse en disolventes del tipo del agua, se ha enunciado el concepto de solubilidad, el cual explica que la solubilidad de un soluto en un disolvente, hace referencia a la cantidad máxima de dicho soluto que se pueda disolver en una cantidad concreta de disolvente o de disolución a una cierta temperatura. La solubilidad se mide en cualquiera de las unidades usadas para expresar la composición de una disolución, es decir, en moles de soluto por litro de disolución, gramos de soluto por litros de disolución, etc. Dependiendo de la cantidad de soluto, las disoluciones pueden ser de tres formas distintas: Saturadas Sobresaturadas Insaturadas Disoluciones saturadas: Son las disoluciones en las cuales las sustancias disueltas se encuentran en un equilibrio dinámico con el soluto que no está disuelto. En conclusión, este tipo de disoluciones contienen la máxima cantidad de soluto que sea posible, a una cierta temperatura. Por ejemplo: En el caso del cloruro de potasio, cuando este se encuentra en disolución acuosa saturada, el número de iones que en un tiempo determinado se disuelven, pasando del sólido a la disolución es igual al número de iones que se encuentran disueltos y pasan a estar en fase sólida, en el mismo tiempo. Si se pudiera seguir a un ion de K^+ o de Cl^-, lo veríamos unas veces en el sólido que no está disuelto, y otras veces en la disolución. K^+Cl^- (s) ↔ K^+ (aq) + Cl^- (aq) , produciendose hacia la derecha la disolución, y hacia la izquierda la cristalización. Disoluciones sobresaturadas: Son aquellas que contienen una cantidad determinada de soluto mayor que la que correspondería a la disolución saturada. Se trata de una situación no estable, de manera que , generalmente, basta la adición de poca cantidad de soluto para conseguir provocar la cristalización del soluto que se encuentra en exceso. Disoluciones insaturadas: Son las disoluciones que contienen poca cantidad de soluto, siendo ésta inferior incluso, a la cantidad que indica su solubilidad. Hay diferentes factores que influyen en la solubilidad, como son el aumento de entropía, la energía de red, o el calor de hidratación y disolución. El valor de la solubilidad en el caso de los compuestos iónicos, no se predice fácilmente, pues en el proceso de la disolución de éstos, influyen al mismo tiempo distintos factores termodinámicos, como los anteriormente mencionados, así pues deberemos analizar por separado la influencia de cada uno de ellos. Aumento de la entropía: El cambio de la entropía, juega un importante papel en la disolución de compuestos iónicos, pues siempre que se produce una rotura de la red iónica que hace que se dispersen los iones, se produce también un aumento del desorden del sistema, y por lo cual, también se produce un aumento de la entropía de dicho sistema: ∆S > 0 Debido a que muchos de los procesos de disolución son endotérmicos (∆H > 0), la entropía aumenta , pudiendo contrarrestar la propia naturaleza del proceso, favorenciendo la espontaneidad de la disolución a una determinada temperatura. Así, un proceso es espontáneo si en él se provoca una disminución de la entalpía libre (∆G < 0), pues la variación de la entalpía libre es ∆G = ∆H – T∆S, con que el término T∆S sea mayor que ∆H, el proceso de disolución será espontáneo aunque sea endotérmico. Y, cuanto mayor sea T∆S con respecto de ∆H, más se verá favorecida la espontaneidad del proceso de disolución, pues ∆G, será más negativo. Energía de red: La disolución de los compuestos iónicos se necesita la rotura completa de la red cristalina. Para esto se necesita aportar una cantidad de energía que sea igual en valor absoluto a la energía de red del compuesto, U. Se puede predecir que los compuestos que tienen energía de red baja en valor absoluto, serán los más solubles. Electrólisis La conductividad eléctrica de las sustancias consiste en un desplazamiento de la carga eléctrica a través de ellas. Dicho movimiento de las cargas puede producirse de dos maneras distintas: A través de un flujo de electrones, como sucede en los metales, a los cuales se les conoce como conductores de primera especie. A través del movimiento de los iones positivos y negativos, mediante una disolución o mediante un compuesto iónico fluido. Esta forma de conductividad se conoce como conductividad iónica, también llamada, electrolítica, tratándose de la conductividad propia de los electrolitos que son conductores de segunda especie. La electrólisis se puede definir como un proceso en el que el paso de la corriente eléctrica a través de una disolución o a través de un electrolito fundido, da como resultado una reacción de oxidación – reducción (redox), no espontánea. La conductividad eléctrica se lleva a cabo en cubas o celdas electrolíticas, para poder reproducir una reacción de oxidación- reducción, en la electrólisis, proceso que tiene gran interés práctico. Una cuba electrolítica es un recipiente en el cual se lleva a cabo el proceso de la electrólisis. Dicho recipiente contiene una disolución en la que se sumergen los electrodos, ambos conectados a una fuente de corriente continua, gracias a la cual la cuba recibe electrones. Los electrodos son las superficies sobre las que tienen lugar las semirreacciones redox. Generalmente son de carácter inerte con respecto a los reactivos que se encuentran en la cuba electrolítica. En los electrodos podemos distinguir un cátodo, y un ánodo, al igual que ocurre en las pilas voltaicas. Ánodo: electrodo en el cual se produce la oxidación, éste va conectado al polo positivo de la fuente de corriente. Cátodo: electrodo donde se produce la reducción, éste se conecta al polo negativo de la fuente de corriente. Las diferencias más destacables entre una pila y una cuba electrolítica son: En una pila voltaica, la reacción química produce energía eléctrica, en cambio en la cuba electrolítica es justo al contrario, la energía eléctrica produce una reacción química. En las pilas, hay dos electrolitos, y en las cubas electrolíticas solamente uno.Las reacciones redox son espontáneas en las pilas voltaicas, mientras que en las cubas electrolíticas, no lo es. En las pilas, el ánodo es el polo negativo, y el cátodo el positivo, viceversa en las cubas electrolíticas. Un ejemplo de electrólisis puede ser el caso del agua. El agua pura no tiene la suficiente cantidad de iones libres como para que se pueda producir electricidad. Debido a esto, para lograr la electrolisis del agua, se suele añadir una cantidad pequeña de ácido sulfúrico (0.1 M). En estas disoluciones acuosas, se sumergen los electrodos inertes, que es donde ocurrirán las siguientes reacciones: Oxidación en el ánodo: 2 H2O (l) – 4 e^- → O2 (g) + 4H^+ (aq) Reducción en el cátodo: 4H^+ (aq) + 4e^- → 2 H2 (g) Reacción global: 2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g) Se ve claramente como se obtiene hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo, siendo el volumen del gas de hidrógeno, el doble del volumen de oxígeno. Los aniones sulfato del ácido se oxidan después que el agua, éstos necesitan un potencial elevado para descargarse, así que no lo hacen. El ácido sulfúrico no es consumido. Compuestos orgánicos La mayor parte de los compuestos de carbono, conocidos como substancias orgánicas, esto es, compuestos de carbono e hidrógeno, este llamado elemento organizador. Las substancias orgánicas contienen pocos elementos, en general de dos a cinco. Además de carbono e hidrógeno, integran los compuestos orgánicos el oxígeno, el nitrógeno, los halógenos, el azufre y el fósforo. Nomenclatura de organicos: Muchos de los nombres de los compuestos de la química orgánica derivan del nombre del hidrocarburo del cual proceden, dependiendo el nombre también del grupo funcional que posean. Un grupo funcional, es un grupo de átomos que se encuentran unidos de forma característica y es del que dependen las propiedades químicas de la molécula que lo contenga. Los hidrocarburos son los compuestos básicos de la química orgánica. Un hidrocarburo es un compuesto orgánico que se encuentra formado solamente por átomo de hidrógeno y carbono, consiguiendo una estructura a modo de esqueleto de carbonos unidos a átomos de hidrógeno. Dichos esqueletos o cadenas carbonadas pueden tener una forma lineal o ramificada, y a su vez pueden ser abiertas o cerradas. Los hidrocarburos son de dos tipos: Alifáticos y aromáticos. Hidrocarburos alifáticos: son aquellos que a la vez clasificamos como alcanos, alquenos o alquinos, dependiendo del tipo de enlace que posean para unir los átomos de carbono, pudiendo ser éstos de tipo simple, doble o triple. Generalmente, la formulación de los compuestos orgánicos requiere que escribamos las fórmulas de manera desarrollada o semidesarrollada, encoentrandose destacados siempre los grupos funcionales presentes. Así, la nomenclatura de estos compuestos debe constar siempre con : El nombre de la cadena carbonada principal, donde indicaremos el número de átomos de carbono, a través de los prefijos que correspondan El grupo funcional propio del compuesto en cuestión, expresado mediante el sufijo que lo caracterice. También, cuando sea necesario, se antepondrá un número que indique la posición de la molécula. [*]Los sustituyentes, o ramificaciones que posea la cadena principal, así como el número que haga localizar la molécula