Glosario

Materia

Todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. Si se puede pesar y estorba, es materia.

Ejemplo: Tu cuaderno, el agua del vaso y también el aire, aunque no se vea.

Elemento

Sustancia pura formada por un solo tipo de átomo. No se puede partir en otra cosa más simple por medios químicos.

Ejemplo: El oro (Au), el oxígeno (O₂) y el hierro (Fe). Son los 118 de la tabla periódica.

Compuesto

Sustancia pura formada por dos o más elementos unidos químicamente, siempre en la misma proporción. Solo se separa con una reacción química, no jalando ni filtrando.

Ejemplo: El agua (H₂O) siempre trae 2 hidrógenos por cada oxígeno, venga de donde venga.

Mezcla

Dos o más sustancias juntas SIN unirse químicamente. Cada una conserva sus propiedades y se pueden separar por métodos físicos: filtrar, evaporar, imantar.

Ejemplo: Agua con azúcar: si dejas que se evapore el agua, el azúcar sigue ahí, igualita.

Mezcla homogénea

Mezcla que se ve pareja: no se distinguen sus partes ni con microscopio. También se le llama disolución.

Ejemplo: Agua de limón bien revuelta, el aire, y el acero (que es hierro con carbono).

Mezcla heterogénea

Mezcla en la que sí se alcanzan a distinguir las partes, a simple vista o con lupa.

Ejemplo: Agua con aceite, una ensalada, el concreto.

Estados de agregación

Las formas en que se presenta la materia según qué tan juntas y ordenadas estén sus partículas: sólido (muy juntas y fijas), líquido (juntas pero resbalando) y gas (separadas y sueltas). El plasma es un cuarto estado, propio de las estrellas.

Cambios en los estados de agregación

El paso de un estado a otro. De sólido a líquido, fusión; de líquido a sólido, solidificación; de líquido a gas, evaporación; de gas a líquido, condensación; de sólido directo a gas, sublimación; y de gas directo a sólido, deposición.

Ejemplo: El hielo seco pasa de sólido a gas sin mojar nada: eso es sublimación.

Cambios físicos

Cambia la forma, el tamaño o el estado, pero la sustancia sigue siendo la misma. Casi siempre se pueden deshacer.

Ejemplo: Derretir un hielo: sigue siendo agua. Romper un papel: sigue siendo papel.

Cambios químicos

Se forman sustancias NUEVAS, con propiedades distintas de las que había. Suelen venir con señales: cambio de color, burbujas, calor, olor o un sólido que aparece.

Ejemplo: Quemar un papel: la ceniza y el humo ya no son papel, y no hay forma de regresarlo.

Propiedades físicas

Las que se pueden medir u observar sin que la sustancia deje de ser lo que es. Sirven para identificarla y para separarla de una mezcla.

Ejemplo: Color, olor, densidad, punto de fusión, dureza, solubilidad, si conduce la corriente.

Propiedades químicas

Las que describen cómo reacciona una sustancia con otras. Para observarlas, por fuerza tiene que cambiar.

Ejemplo: Que el papel sea inflamable, que el hierro se oxide, que un metal reaccione con ácido.

Átomo

La partícula más pequeña de un elemento que todavía conserva sus propiedades. Tiene un núcleo diminuto y pesado, y electrones moviéndose alrededor.

Ejemplo: Casi todo el átomo es espacio vacío: si el núcleo fuera una canica, el átomo mediría un estadio.

Partículas subatómicas

Las tres piezas de un átomo: el protón (carga positiva, en el núcleo), el neutrón (sin carga, en el núcleo) y el electrón (carga negativa, alrededor). Protón y neutrón pesan casi lo mismo; el electrón pesa unas 1 800 veces menos.

Número atómico (Z)

Cuántos protones tiene el núcleo. Es la identidad del elemento: si cambia, ya es otro elemento. En un átomo neutro también dice cuántos electrones hay.

Ejemplo: Todo átomo con 6 protones es carbono. Con 7 ya es nitrógeno, no hay término medio.

Masa atómica

La masa promedio de los átomos de un elemento, tomando en cuenta sus isótopos y qué tan abundante es cada uno. Por eso casi nunca es un número entero. Se mide en unidades de masa atómica (u).

Ejemplo: El cloro pesa 35.45 u porque en la naturaleza hay una mezcla de cloro-35 y cloro-37.

Número de masa (A)

Protones más neutrones de UN átomo en particular. Siempre es un número entero, a diferencia de la masa atómica.

Ejemplo: El carbono-14 tiene A = 14: 6 protones y 8 neutrones.

Isótopos

Átomos del mismo elemento con distinto número de neutrones: mismo número atómico, distinto número de masa. Se comportan igual químicamente, pero pesan distinto.

Ejemplo: El carbono-12 y el carbono-14. El segundo es radiactivo y por eso sirve para fechar fósiles.

Configuración electrónica

El acomodo de los electrones en sus niveles y subniveles, siguiendo la regla de las diagonales. Dice casi todo sobre cómo se va a comportar el elemento.

Ejemplo: Sodio: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Ese único electrón suelto es el que va a ceder.

Electrón diferencial

El último electrón que se acomoda al armar la configuración. Se llama así porque es el que hace la diferencia con el elemento anterior de la tabla. De él salen los números cuánticos.

Ejemplo: En el sodio es el 3s¹; en el magnesio, el segundo electrón de ese mismo 3s.

Electrones de valencia

Los que ocupan el último nivel de energía del átomo. Son los únicos que participan en los enlaces, así que deciden con quién se junta un elemento y de qué forma.

Ejemplo: En los grupos representativos coinciden con el número de grupo: el cloro (grupo 17) tiene 7.

Números cuánticos

Cuatro datos que ubican a un electrón dentro del átomo: n dice el nivel, l la forma del subnivel, mₗ cuál orbital de ese subnivel, y mₛ hacia dónde gira. Dos electrones del mismo átomo nunca tienen los cuatro iguales.

Ejemplo: El electrón diferencial del sodio: n = 3, l = 0, mₗ = 0, mₛ = +½.

Tabla periódica

Los 118 elementos ordenados por número atómico creciente y acomodados de modo que los de comportamiento parecido queden en la misma columna. No es una lista: es un mapa.

Grupos

Las 18 columnas. Los elementos de una misma columna tienen el mismo número de electrones de valencia, y por eso reaccionan de forma parecida.

Ejemplo: El sodio y el potasio están en el grupo 1, y los dos reaccionan violentamente con agua.

Familia

Otro nombre para los grupos, sobre todo para los que tienen nombre propio: alcalinos (1), alcalinotérreos (2), halógenos (17) y gases nobles (18).

Períodos

Los 7 renglones. El número de período dice cuántos niveles de energía tiene ocupados el átomo.

Ejemplo: El azufre está en el período 3, así que sus electrones llegan hasta el tercer nivel.

Bloque

La zona de la tabla a la que pertenece un elemento, según en qué subnivel cayó su electrón diferencial: s, p, d o f.

Ejemplo: Los metales de transición son el bloque d; los lantánidos y actínidos, el bloque f.

Metales, no metales y metaloides

Los metales son brillantes, conducen calor y electricidad, se dejan moldear y tienden a CEDER electrones. Los no metales son opacos, malos conductores y tienden a GANAR electrones. Los metaloides quedan en la frontera y se comportan de las dos maneras según el caso.

Ejemplo: Metal: cobre. No metal: azufre. Metaloide: silicio, que por eso sirve para los chips.

Electronegatividad

Qué tanto jala un átomo hacia sí los electrones que comparte en un enlace. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla. Es la propiedad periódica que decide qué tipo de enlace se va a formar.

Ejemplo: El flúor es el más electronegativo de todos (4.0). El francio, el que menos.

Regla del octeto

Los átomos tienden a quedarse con 8 electrones en su último nivel, que es como andan los gases nobles —los únicos que no reaccionan con nadie—. El hidrógeno y el helio se conforman con 2. Es una regla muy útil, con excepciones conocidas.

Ejemplo: El cloro tiene 7 de valencia: le falta uno, y por eso gana un electrón y queda Cl⁻.

Ion

Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica, porque ganó o perdió electrones. Los protones nunca cambian: lo que se mueve son los electrones.

Ejemplo: Na⁺ perdió un electrón; O²⁻ ganó dos.

Catión

Ion con carga positiva, porque PERDIÓ electrones. Los forman sobre todo los metales, a los que les sobran electrones de valencia.

Ejemplo: Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺. Un truco: el catión es el que está 'cati-contento' de dar.

Anión

Ion con carga negativa, porque GANÓ electrones. Los forman los no metales, a los que les faltan pocos para el octeto.

Ejemplo: Cl⁻ ganó un electrón; O²⁻ ganó dos; N³⁻ ganó tres.

Configuración de Lewis

Dibujo del símbolo del elemento rodeado de puntos, uno por cada electrón de valencia. Se ponen de uno en uno en los cuatro lados antes de empezar a aparearlos. Sirve para ver de golpe cuántos electrones le faltan para el octeto.

Ejemplo: El oxígeno se dibuja con 6 puntos: dos pares y dos solitarios, que son los que van a enlazar.

Enlace

La fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos. Se forma porque juntos quedan más estables que separados, no porque 'quieran' unirse.

Número de oxidación

La carga que le quedaría a un átomo si los electrones de cada enlace se le adjudicaran por completo al más electronegativo de los dos. Es una cuenta, no una carga real, y sirve para escribir y nombrar fórmulas.

Ejemplo: En el H₂O, el oxígeno trabaja con −2 y cada hidrógeno con +1.

Reglas de los números de oxidación

Se aplican EN ORDEN, y ahí está el chiste: un elemento libre vale 0; un ion de un solo átomo vale su carga; el flúor siempre −1; el hidrógeno +1, salvo en los hidruros metálicos, donde vale −1; el oxígeno −2, salvo en los peróxidos, donde vale −1; y la suma de todos da 0 en un compuesto neutro, o la carga del ion si lo es.

Ejemplo: En el H₂O₂ el oxígeno vale −1, no −2, porque la regla del peróxido va antes.

Enlace iónico

Un metal CEDE electrones y un no metal los RECIBE. Quedan un catión y un anión, y lo que los mantiene juntos es la atracción entre cargas opuestas. No se comparte nada.

Ejemplo: NaCl: el sodio le entrega su electrón al cloro y ambos quedan con octeto.

Diferencia de electronegatividad

Se resta el valor del átomo menos ávido al del más ávido, y el resultado orienta qué tipo de enlace se forma: 1.7 o más, iónico; entre 0.4 y 1.7, covalente polar; menos de 0.4, covalente no polar. Es un criterio orientador, no una frontera exacta: hay sustancias que caen cerca del límite y se comportan de las dos maneras.

Ejemplo: NaCl: 3.0 − 0.9 = 2.1 → iónico. HCl: 3.0 − 2.1 = 0.9 → covalente polar.

Enlace covalente

Dos no metales COMPARTEN uno o más pares de electrones, porque ninguno de los dos tiene fuerza para arrancárselos al otro. Si comparten un par es simple, dos pares doble y tres pares triple.

Ejemplo: En el O₂ los dos oxígenos comparten dos pares: es un doble enlace.

Enlace metálico

Los átomos de un metal sueltan sus electrones de valencia y estos quedan libres, moviéndose entre los cationes como un 'mar de electrones' que los envuelve y los mantiene unidos.

Ejemplo: Explica por qué los metales conducen la corriente y por qué se pueden laminar sin romperse.

Molécula

Grupo neutro de átomos unidos por enlaces covalentes. Es la porción más pequeña de un compuesto covalente que sigue siendo esa sustancia.

Ejemplo: H₂O, CO₂, O₂. Ojo: el NaCl NO forma moléculas, forma una red de iones.

Fórmula química

La escritura que dice qué elementos hay en una sustancia y en qué proporción. El subíndice afecta solo al símbolo o al paréntesis que tiene enfrente.

Ejemplo: Ca(OH)₂ trae 1 calcio, 2 oxígenos y 2 hidrógenos, porque el 2 multiplica todo el paréntesis.

Propiedades de los compuestos iónicos

Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente, con puntos de fusión altos. Son duros pero quebradizos. No conducen la corriente en estado sólido, pero sí disueltos en agua o fundidos, porque ahí los iones ya se pueden mover.

Ejemplo: La sal de mesa: se muele fácil, pero funde hasta los 801 °C.

Propiedades de los compuestos covalentes

Pueden ser gases, líquidos o sólidos blandos, y funden y hierven a temperaturas bajas. Casi nunca conducen la corriente. Se disuelven mejor en disolventes parecidos a ellos que en agua.

Ejemplo: El azúcar se disuelve en agua pero no conduce; el aceite ni siquiera se mezcla.

Mol

Cantidad de sustancia que reúne exactamente 6.022 140 76 × 10²³ partículas. Sirve para contar átomos, moléculas o iones con una unidad que sí se puede llevar al laboratorio.

Ejemplo: 1 mol de H₂O contiene 6.022 × 10²³ moléculas de agua, igual que una docena contiene 12 objetos.

Masa molar

Masa de un mol de una sustancia, expresada en gramos por mol. Se obtiene sumando las masas atómicas de todos los átomos indicados en la fórmula.

Ejemplo: H₂O: 2(1.008) + 15.999 = 18.015 g/mol. Por eso un mol de agua pesa 18.015 g.

Composición porcentual

Reparto de la masa total de un compuesto entre los elementos que lo forman. Cada porcentaje se calcula dividiendo el aporte del elemento entre la masa molar y multiplicando por 100.

Ejemplo: En H₂O, el oxígeno aporta 15.999 de 18.015 g/mol: representa aproximadamente 88.81% de la masa.

Fórmula empírica

Proporción entera más sencilla entre los átomos de un compuesto. No dice cuántos átomos hay realmente en una molécula, sino la relación mínima entre ellos.

Ejemplo: La glucosa C₆H₁₂O₆ se reduce a CH₂O: la proporción mínima de C:H:O es 1:2:1.

Fórmula molecular

Indica el número real de átomos de cada elemento en una molécula. Siempre es un múltiplo entero de la relación más sencilla y necesita la masa molar para determinarse.

Ejemplo: Si la relación mínima es CH₂O y la masa molar es 180.16 g/mol, la expresión real es C₆H₁₂O₆.

Reacciones químicas

Procesos en los que unas sustancias se transforman en otras porque sus átomos se separan, se reordenan y forman enlaces nuevos. Los átomos no aparecen ni desaparecen.

Ejemplo: Cuando el hierro se oxida, Fe y O₂ se transforman en Fe₂O₃, una sustancia con propiedades distintas.

Ecuación química

Representación con fórmulas y símbolos de una transformación. Muestra qué sustancias entran, cuáles se forman y en qué proporción participan.

Ejemplo: 2H₂ + O₂ → 2H₂O indica que dos moles de hidrógeno reaccionan con uno de oxígeno.

Partes de la reacción química

A la izquierda están los reactivos; la flecha significa “se transforman en”; a la derecha están los productos. Los signos + separan sustancias y los coeficientes indican sus proporciones.

Ejemplo: En 2H₂ + O₂ → 2H₂O, H₂ y O₂ son reactivos, H₂O es producto y 2, 1, 2 son coeficientes.

Tipos de reacciones químicas

Clasificación por el patrón que siguen reactivos y productos. Los más usados en el curso son síntesis, descomposición, sustitución simple, doble sustitución, combustión y neutralización.

Ejemplo: Primero cuenta cuántas sustancias hay a cada lado y después observa si se juntan, se separan o intercambian partes.

Reacción de síntesis o combinación

Dos o más sustancias se unen para formar un solo producto. Su patrón general es A + B → AB; se reconoce porque hay varios reactivos y un producto.

Ejemplo: 2Na + Cl2 → 2NaCl

Reacción de descomposición

Una sola sustancia se rompe y forma dos o más productos. Su patrón general es AB → A + B y suele necesitar calor, luz o electricidad.

Ejemplo: H2CO3 → H2O + CO2

Reacción de sustitución simple o desplazamiento

Un elemento libre ocupa el lugar de otro dentro de un compuesto y el desplazado queda libre. Su patrón general es A + BC → AC + B.

Ejemplo: H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2

Reacción de doble sustitución o desplazamiento

Dos compuestos intercambian sus partes y forman dos compuestos nuevos. Su patrón general es AB + CD → AD + CB; suele producir un precipitado, gas o agua.

Ejemplo: Pb(NO3)2 + 2KI → PbI2 + 2KNO3

Reacción de combustión

Un combustible con carbono e hidrógeno reacciona con O₂ y, cuando arde por completo, produce CO₂ y H₂O. También libera energía en forma de calor y luz.

Ejemplo: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Reacción de neutralización

Un ácido y una base reaccionan para formar una sal y agua. Es un caso especial de doble sustitución donde H⁺ y OH⁻ terminan unidos como H₂O.

Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Moléculas diatómicas

Siete elementos no se escriben como átomos aislados cuando están libres en su forma habitual, sino como parejas de átomos unidos. En un compuesto pueden aparecer con otra cantidad.

Ejemplo: H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂ e I₂. Por eso se escribe O₂ y no O al balancear.

Ley de Lavoisier

En un sistema cerrado, la masa total antes de una transformación es igual a la masa total después. Esto ocurre porque se conservan la cantidad y el tipo de átomos.

Ejemplo: Si reaccionan 4.032 g de H₂ con 31.998 g de O₂ y no escapa nada, se forman 36.030 g de H₂O.

Balanceo por tanteo

Método de prueba ordenada para igualar los átomos de cada elemento en reactivos y productos. Solo se cambian coeficientes; cambiar un subíndice convertiría la sustancia en otra.

Ejemplo: Para C3H8 + O2 → CO2 + H2O se ajustan primero C, luego H y al final O.

Balanceo por método algebraico

Procedimiento que asigna una letra a cada coeficiente y construye una ecuación por cada elemento. Al resolver ese sistema se obtiene la proporción mínima que conserva todos los átomos.

Ejemplo: En aFe + bO2 → cFe2O3 se plantean a = 2c y 2b = 3c; al elegir c = 2 resultan a = 4 y b = 3.

Balanceo por método redox

Método para reacciones donde cambian los números de oxidación. Iguala los electrones perdidos en la oxidación con los ganados en la reducción y después completa los demás coeficientes.

Ejemplo: Fe2O3 + CO → Fe + CO2: Fe pasa de +3 a 0 y C de +2 a +4; el resultado es Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2.

Razón molar

Factor que relaciona los moles de dos sustancias mediante sus coeficientes en una ecuación balanceada. Permite pasar de la cantidad conocida a la que pide el problema.

Ejemplo: En 2H₂ + O₂ → 2H₂O, la relación O₂:H₂O es 1:2; 3 mol de O₂ pueden formar 6 mol de H₂O.

Estequiometría

Cálculo de las cantidades de reactivos y productos que participan en una transformación, usando la ecuación balanceada como si fuera una receta.

Ejemplo: Con CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O se calcula cuánto O₂ se necesita o cuánto CO₂ puede formarse.

Cálculos estequiométricos

Problemas que convierten una cantidad conocida de una sustancia en la cantidad correspondiente de otra. El puente obligatorio entre ambas son los moles y la razón de coeficientes.

Ejemplo: La ruta general es dato → moles de origen → razón de coeficientes → moles de destino → unidad pedida.

Mol-mol

Conversión directa entre cantidades en moles. Se multiplica el dato por el coeficiente de la sustancia buscada y se divide entre el coeficiente de la sustancia conocida.

Ejemplo: N₂ + 3H₂ → 2NH₃: 4 mol de N₂ × 2 mol NH₃ / 1 mol N₂ = 8 mol de NH₃.

Mol-gramo

Conversión que parte de moles y termina en masa. Primero se usa la razón de coeficientes para obtener los moles buscados y después se multiplican por su masa molar.

Ejemplo: 2H₂ + O₂ → 2H₂O: 2 mol de H₂ forman 2 mol de H₂O, que pesan 2 × 18.015 = 36.03 g.

Gramo-gramo

Conversión entre masas de dos sustancias. Los gramos iniciales se dividen entre la masa molar, se aplica la razón de coeficientes y los moles finales vuelven a gramos.

Ejemplo: 16.043 g de CH₄ equivalen a 1 mol y producen 1 mol de CO₂, cuya masa es 44.009 g.

Hidruros

Compuestos binarios del hidrógeno. Si va con un metal son hidruros metálicos y ahí el hidrógeno trabaja con −1, que es su excepción famosa. Si va con un no metal son hidruros no metálicos y trabaja con +1.

Ejemplo: NaH, hidruro de sodio (metálico). NH₃, amoníaco (no metálico).

Ácidos hidrácidos

Hidrógeno con un no metal del grupo 16 o 17, disuelto en agua. Se nombran con la palabra ácido y la terminación -hídrico. Sin agua de por medio son solo hidruros no metálicos.

Ejemplo: HCl(ac) es ácido clorhídrico; H₂S(ac), ácido sulfhídrico.

Óxidos

Cualquier elemento combinado con oxígeno. Con un metal se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos; con un no metal, óxidos ácidos o anhídridos.

Ejemplo: Na₂O, óxido de sodio (básico). CO₂, dióxido de carbono (ácido).

Ácidos oxácidos

Lo que resulta de juntar un óxido ácido con agua. Llevan hidrógeno, un no metal y oxígeno, en ese orden. Se nombran con la palabra ácido y las terminaciones -oso o -ico según con qué número de oxidación esté trabajando el no metal.

Ejemplo: H₂SO₄, ácido sulfúrico. H₂SO₃, ácido sulfuroso, con un oxígeno menos.

Hidróxidos

Un metal con el grupo OH⁻. Son las bases, lo contrario de los ácidos, y en agua liberan iones OH⁻.

Ejemplo: NaOH, hidróxido de sodio, que es la sosa cáustica.

Sales binarias

Un metal con un no metal, sin oxígeno ni hidrógeno de por medio. Salen de la reacción entre un ácido hidrácido y un hidróxido. Terminan en -uro.

Ejemplo: NaCl, cloruro de sodio. CaF₂, fluoruro de calcio.

Oxisales

Sales que sí llevan oxígeno. Salen de un ácido oxácido más un hidróxido, cuando el metal ocupa el lugar de TODOS los hidrógenos del ácido. Las terminaciones -oso e -ico del ácido se vuelven -ito y -ato.

Ejemplo: CaCO₃, carbonato de calcio (la cal). KNO₃, nitrato de potasio.

Sales ácidas

Oxisales a las que les quedó al menos un hidrógeno sin sustituir. Se nombran igual que la oxisal pero anteponiendo la palabra hidrógeno, o el viejo prefijo bi-.

Ejemplo: NaHCO₃: carbonato ácido de sodio, o bicarbonato de sodio, el del estómago.

Iones poliatómicos

Grupos de átomos que cargan una carga eléctrica y se mueven de un compuesto a otro como si fueran una sola pieza. Conviene aprenderse los más comunes de memoria: no se deducen.

Ejemplo: Sulfato SO₄²⁻, nitrato NO₃⁻, carbonato CO₃²⁻, fosfato PO₄³⁻, amonio NH₄⁺, hidróxido OH⁻.

Compuestos orgánicos

Todo lo que está construido a partir del carbono, salvo unos pocos casos que por tradición se estudian como inorgánicos (CO, CO₂ y los carbonatos). Son millones porque el carbono forma cuatro enlaces y puede encadenarse consigo mismo sin límite.

Ejemplo: Todo lo vivo está hecho de ellos: azúcares, grasas, proteínas.

Hidrocarburos

Compuestos formados ÚNICAMENTE por carbono e hidrógeno. Son el esqueleto sobre el que se construyen todos los demás compuestos orgánicos.

Ejemplo: El gas de la estufa, la gasolina y el petróleo del que salen.

Alcanos

Hidrocarburos con puros enlaces simples entre carbonos. Sus nombres terminan en -ano y responden a la fórmula CₙH₂ₙ₊₂. Se les dice saturados porque ya no admiten más hidrógenos.

Ejemplo: Metano CH₄, etano C₂H₆, propano C₃H₈, butano C₄H₁₀.

Alquenos

Hidrocarburos con al menos un doble enlace entre carbonos. Terminan en -eno y responden a CₙH₂ₙ. Son insaturados: el doble enlace es donde reaccionan.

Ejemplo: Eteno CH₂=CH₂, que es la hormona con la que maduran las frutas.

Alquinos

Hidrocarburos con al menos un triple enlace entre carbonos. Terminan en -ino y responden a CₙH₂ₙ₋₂.

Ejemplo: Etino CH≡CH, el acetileno con el que se sueldan los metales.

Nomenclatura de alcanos, alquenos y alquinos

Cuatro pasos: se busca la cadena continua MÁS LARGA que contenga el enlace múltiple; se numera desde el extremo que le dé el número más chico a ese enlace; se nombran los sustituyentes con su número y por orden alfabético; y se cierra con la raíz de la cadena y la terminación -ano, -eno o -ino.

Ejemplo: La cadena más larga no siempre es la que está escrita en línea recta: hay que buscarla.

Alcohol

Compuesto con el grupo −OH unido a un carbono. Su nombre termina en -ol.

Ejemplo: Etanol CH₃−CH₂−OH, el de las bebidas y el gel antibacterial.

Aldehído

Compuesto con el grupo −CHO, siempre en un extremo de la cadena. Su nombre termina en -al.

Ejemplo: Metanal HCHO, que disuelto en agua es el formol.

Cetona

Compuesto con el grupo C=O ENTRE dos carbonos, nunca en la punta. Ahí está la diferencia con el aldehído. Su nombre termina en -ona.

Ejemplo: Propanona CH₃−CO−CH₃, la acetona del quitaesmalte.

Ácido carboxílico

Compuesto con el grupo −COOH al final de la cadena. Se nombra con la palabra ácido y la terminación -oico. Son los ácidos débiles más comunes de la química orgánica.

Ejemplo: Ácido etanoico CH₃−COOH, que es el vinagre.

Éster

Lo que resulta de juntar un ácido carboxílico con un alcohol, soltando agua. Lleva el grupo −COO− en medio de la cadena.

Ejemplo: Son los responsables del olor de las frutas y de muchos saborizantes artificiales.

Éter

Compuesto con un oxígeno metido ENTRE dos cadenas de carbono: R−O−R'. A diferencia del alcohol, ese oxígeno no trae hidrógeno.

Ejemplo: CH₃−O−CH₃, dimetil éter.

Amina

Compuesto que deriva del amoníaco (NH₃) cambiando uno, dos o los tres hidrógenos por cadenas de carbono. Siempre lleva nitrógeno.

Ejemplo: CH₃−NH₂, metilamina. Las proteínas están hechas de aminoácidos, que traen este grupo.