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INSTITUCIÓN EDUCATIVAINSTITUCIÓN EDUCATIVAINSTITUCIÓN EDUCATIVAINSTITUCIÓN EDUCATIVA
EMILIANO GARCÍAEMILIANO GARCÍAEMILIANO GARCÍAEMILIANO GARCÍA
Girardota-Antioquia
Correo electrónico: [email protected]
Área: Ciencias Naturales Química Grado: 11
Educadora: Olga Eugenia Cadavid Longas Periodo: 1
e-mail: [email protected]
TEMAS LOGROS INDICADOR
Reactivo límite Determina el reactivo limitante en una reacción química.
Pureza de los reactivos
Identifica que en una reacción química las materias primas presentan impurezas.
Rendimiento o eficiencia de una reacción.
Determina la eficiencia de una reacción química.
CALCULOS QUÍMICOS A PARTIR DE UNA EUACIÓN QUÍMICA BALANCEADA
PARA TENER EN CUENTA
La estequiometría es la ciencia que permite conocer exactamente las cantidades de las sustancias involucradas en una reacción, haciendo posible predecir sobre la cantidad de sustancia que debe reaccionar para obtener cierta cantidad de producto.
La palabra estequiometría proviene del griego stoicheion, que significa “medir los elementos”, es decir, el estudio de reactivos y de productos en una reacción química. Los cálculos estequiométricos representan la única forma de determinar las cantidades de materia que participan en una reacción química.
Cuánto Sabes?
-Cómo calcularías la cantidad de CO2 que produce un automóvil al consumir cinco galones de gasolina? -Qué relación encuentras entre los preparativos para hacer una torta en la cocina de tu casa y los cálculos necesarios para obtener un producto en el laboratorio?
Cuando queremos preparar algo en la cocina, debemos tener en cuenta la cantidad de comida que deseamos preparar, para así calcular la medida exacta de cada uno de los ingredientes que vamos a necesitar para así evitar que nos falte o nos sobre y no desperdiciar, igualmente ocurre en la industria química, el laboratorio se debe tener presente la cantidad de producto que se quiere obtener y la cantidad de reactivo que se requiere.
Implementos de laboratorio usados en la estequiometría
Mol-mol
Cálculos químicos
Factor Molar
Mol-masa
Ecuaciones químicas
balanceadas
Masa-masa
Las relaciones
Una reacción
química
sustancias
De masa molares
Se basa en
Para realizar
Mediante el
como
estudia
De las
Que intervienen en
En una reacción química
La pureza de los reactivos
El reactivo limitante
La eficiencia
El rendimiento
porcentaje
Menor cantidad molar
Reactivo
El 100%
Es importante conocer
Que corresponde Que se da en o
Que nunca alcanza
Presente en
LA ESTQUIOMETRÍA
Reactivo limitante El reactivo que se consume por completo y está en menor cantidad molar de acuerdo con la proporción estequiométrica se denomina reactivo limitante, porque limita la cantidad de nuevos productos que se pueden formar. El reactivo sobrante se llama en exceso, el cual, a nivel industrial, es el reactivo más económico. Por esta razón, es importante que el reactivo más costoso se consuma en su totalidad. Para determinar el reactivo limitante en una reacción química, se debe tener en cuenta: 1. Utilizar cantidades conocidas, para establecer el número de moles de cada reactivo. 2. Establecer el reactivo limite, el cual se determina dividiendo el número de moles de
cada reactivo con el coeficiente estequiométrico, y el menor valor que se da es el reactivo límite.
3. Una vez determinado el reactivo límite, se determina las cantidades de productos de la reacción. Ejemplo de reactivo límite y eficiencia de una reacción 7,5 gramos de hierro se hacen reaccionar con 80 gramos de ácido clorhídrico, para obtener cloruro de hierro II. Determina el reactivo límite y la cantidad de producto producido. La reacción que plantea el problema se describe a continuación:
Fe(s) + 2HCL (l) FeCl2 (s) + H2(g)
Inicialmente debemos conocer las cantidades dadas en gramos de cada reactive en moles. Peso molecular del Hierro: 55.84 gr/mol Peso molecular del ácido clorhídrico: 36.45 gr/mol. Determinamos las moles de cada reactivo así: Moles de Fe0= 7,5 gramos x 1 mol de Fe = 0.134 mol de Fe
55.84 gr/mol Moles de HCL= 80 gramos x 1 mol de HCl = 2.19 mol de HCl 36.45 gramos/mol Ahora dividimos las moles por el coeficiente estequiométrico: 0.134/1 = 0.134 del hierro 2.19/2= 1.095 del HCl El menor de los dos es el 0.134 por lo tanto el reactivo límite es el hierro y el exceso es el HCl. Con las moles de Fe determinamos la cantidad de producto, ósea del cloruro de hierro II. Moles de FeCl2 = 0.134 mol de Fe x 1 mol de FeCl2 = 0.134 mol de FeCl2. 1 mol de Fe Relación estequimétrica
Pureza de los reactivos
Los reactivos que se emplean en la industria por lo general presenta impurezas, afectando así la calidad.
SP=SI*%P
100
Donde: SP corresponde a la sustancia pura. SI se refiere a la sustancia impura. %P equivale a l porcentaje de pureza.
Ejemplo:
Retomando el ejercicio anterior y plantear en el problema que el Fe tiene una pureza del 50% y el HCl tiene un pureza del 75%
GASES Cuánto Sabes?
• ¿Porqué los gases no presentan forma ni volumen definidos? • ¿Por qué al destapar un frasco de perfume, podemos percibir los olores?
Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen
propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza
de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se
expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, con respecto a los
gases las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. Es
considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, aunque no hay que
confundir sus conceptos, ya que el termino de vapor se refiere estrictamente para aquel
gas que se puede condensar por presurización a temperatura constante. Gas, sustancia en
uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el sólido, el líquido y el
gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los
líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los
gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es
mucho menor que la de los líquidos y sólidos.
Estados de materia:
Depende de las condiciones
de presión y de temperatura.
Condiciones de las que dependen los gases.
LA TEMPERATURA
Escalas de Temperatura
LA PRESIÓN
En Física, llamamos presión a la relación que existe entre una fuerza y la superficie sobre la que se aplica:
P = F/S
EL ESTADO GASEOSO
Charles Dalton Gay-Lussac
compresibilidad La teoría cinética
Boyle
expansibilidad
Graham
V1/V2=T1/T2
VA/VB= V1/V2=P2/P1 P1/P2=T1/T2
Mezcla
de gases MB/MA
Se explica
mediante
Presenta propiedades como Para su estudio son necesarias
las leyes de
Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas.
Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (K) y Fahrenheit (ºF).
C= (ºF - 32)/1.8
ºC=K - 273.15
K=(ºF-32)*5/9+273.15
K=ºC + 273.15
ºF=(ºC * 1.8) + 32
ºF=(K-273.15)*9/5+32
Dado que en el Sistema Internacional la unidad de fuerza es el newton (N) y la de
superficie es el metro cuadrado (m2), la unidad resultante para la presión es el newton por
metro cuadrado (N/m2) que recibe el nombre de pascal (Pa)
1 Pa = 1 N/m2
Otra unidad muy utilizada para medir la presión, aunque
no pertenece al Sistema Internacional, es el milímetro
de mercurio (mm Hg) que representa una presión
equivalente al peso de una columna de mercurio de 1
mm de altura. Esta unidad está relacionada con la
experiencia de Torricelli que encontró, utilizando un
barómetro de mercurio, que al nivel del mar la presión
atmosférica era equivalente a la ejercida por una
columna de mercurio de 760 mm de altura.
En este caso la fuerza se correspondería con el peso
(m·g) de la columna de mercurio por lo que
P = m·g/S
Como la masa puede expresarse como el producto de la
densidad por el volumen (m = d·V), si sustituimos será:
P = d·V·g/S
y dado que el volumen es el producto de la superficie de
la base por la altura (V = S·h), tenemos
P = d·S·h·g/S
EL VOLUMEN
El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el
volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un
recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el
volumen del gas.
En el laboratorio se utilizan frecuentemente jeringuillas como recipientes de volumen
variable cuando se quiere experimentar con gases.
Hay muchas unidades para medir el volumen. En este trabajo usaremos el litro (L) y el mililitro (mL)
Su equivalencia es:
1L = 1000 mL
Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son unidades equivalentes.
CANTIDAD DE GAS
La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran
en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol.
Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro:
1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas
1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos
¡¡¡ 602.200.000.000.000.000.000.000 !!!
La masa molar de una sustancia pura es la masa que corresponde a 1 mol de dicha
sustancia:
masa en gramos
masa molar = --------------------
cantidad de moles
Teoría Cinético-Molecular de los Gases
En 1738 Daniel Bernouilli dedujo la Ley de Boyle aplicando a las moléculas las leyes del
movimiento de Newton, pero su trabajo fue ignorado durante más de un siglo.
Los experimentos de Joule demostrando que el calor es una forma de energía hicieron
renacer las ideas sostenidas por Bernouilli y en el período entre 1848 y 1898, Joule,
Clausius, Maxwell y Boltzmann desarrollaron la teoría cinético-molecular, también llamada
teoría cinética de los gases, que se basa en la idea de que todos los gases se comportan
de la misma manera en lo referente al movimiento molecular .
En 1905 Einstein aplicó la teoría cinética al movimiento browniano de una partícula
pequeña inmersa en un fluido y sus ecuaciones fueron confirmadas por los experimentos
de Perrín en 1908, convenciendo de esta forma a los energéticos de la realidad de los
átomos. La teoría cinética de los gases utiliza una descripción molecular para explicar el
comportamiento macroscópico de la materia y se basa en los siguientes postulados:
POSTULADOS
1.Los gases están constituidos por partículas que se mueven en línea recta y al azar
2.Este movimiento se modifica si las partículas chocan entre sí o con las paredes del
recipiente
3.El volumen de las partículas se considera despreciable comparado con el volumen del
gas
4.Entre las partículas no existen fuerzas atractivas ni repulsivas
5.La Ec media de las partículas es proporcional a la temperatura absoluta del gas
LEYES DE LOS GASES
Ley de Avogadro
Relación entre la cantidad de gas y su volumen
Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la
cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión.
Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.
El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:
•Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen.
•Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.
¿Por qué ocurre esto?
Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber
mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del
recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor
que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al
haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el
número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su
valor original.
Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de
Avogadro así:
(el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)
Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al
comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2,
entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.
Ejemplo: Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad
de gas hasta 1.40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión
constantes)
Solución: Usamos la ecuación de la ley de Avogadro : V1n2 = V2n1
(3.50 L) (1.40 mol) = (V2) (0.875 mol)
Comprueba que si despejamos V2 obtenemos un valor de 5.60 L
Ley de Boyle Relación entre la presión y el volumen de un gas cu ando la temperatura es constante
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma
conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que
en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.
La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es
inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.
El volumen es inversamente proporcional a la presión:
•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.
¿Por qué ocurre esto?
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a
las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra
ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de
choques del gas contra las paredes.
Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y
por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen
constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:
(el producto de la presión por el volumen es constante)
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1
al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2,
entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Boyle.
Ejemplo:
4.0 L de un gas están a 600.0 mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si
aumentamos la presión hasta 800.0 mmHg?
Solución: Sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2.
(600.0 mmHg) (4.0 L) =(800.0 mmHg) (V2)
Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 3L.
Ley de Charles
Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante
En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la
temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se
aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el
volumen disminuía.
El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:
•Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.
•Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.
¿Por qué ocurre esto?Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se
mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente.
Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se
producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y
aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale
con la exterior).
Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes,
el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.
Matemáticamente podemos expresarlo así:
(el cociente entre el volumen y la temperatura es constante)
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una
temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un
nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:
que es otra manera de expresar la ley de Charles.
Esta ley se descubre casi ciento cuarenta años después de la de Boyle debido a que
cuando Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el
volumen con la temperatura Celsius ya que aún no existía la escala absoluta de
temperatura.
Ejemplo:
Un gas tiene un volumen de 2.5 L a 25 °C. ¿Cuál ser á su nuevo volumen si bajamos la
temperatura a 10 °C?
Recuerda que en estos ejercicios siempre hay que usar la escala Kelvin.
Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:
T1 = (25 + 273) K= 298 K
T2 = (10 + 273 ) K= 283 K
Ahora sustituimos los datos en la ecuación:
2.5L V2
----- = -----
298 K 283 K
Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 2.37 L.
Ley combinada de los gases Las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura deducidas empíricamente en la
ley
de Boyle y la primera y la segunda ley de Gay-Lussac, pueden combinarse
matemáticamente. La expresión resultante se denomina ley combinada de los gases.
Para una determinada masa de gas, tenemos:
P1XV1/T1 =P2XV2/T2
Donde el subíndice 1 corresponde a las condiciones iniciales del gas y el subíndice 2 a las
condiciones finales del gas.
Esta ecuación se puede aplicar para cualquier cambio en las variables p, V y T que
experimente una misma masa de un gas.
Recuerda que la temperatura se expresa en la escala Kelvin.
Si conocemos cinco cualquiera de las cantidades de la ecuación la sexta puede calcularse
despejándola de la ecuación.
Dados 20 dm3 de oxígeno a 25 °C y 760 mmHg de presi ón, determina su volumen a 100 °C y 800 mmHg de presión. Condiciones iniciales Condiciones finales p1_760 mmHg p2_800 mmHg V1_20 dm3 V2_? T1_298 K T2_373 K _ ; V2_ _17,4 dm3
La ecuación de estado
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la
temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
Donde:
• = Presión.
• = Volumen.
• = Moles de gas.
• = Constante universal de los gases ideales . =0.082 atmxlit/mol·K
• = Temperatura en Kelvin.
Realizar ejercicios del libro Quimica 1 de editorial norma, que se encuentra en la biblioteca
de la institución.
QUÍMICA ORGÁNICA
Se basa en el estudio de los hidrocarburos y compuestos derivados del carbono como el petróleo.
El carbono tiene la capacidad de unirse a si mismo formando cadena carbonadas.
Los carbonos en estas cadenas se clasifican en primario cuando se une a un átomo de carbono, secundario
cuando se une a dos átomos de carbono, terciario cuando se une a tres átomos de carbono y cuaternario
cuando se une a cuatro átomos de carbono.
Ejemplo:
C1
C1 – C2- C2- C2- C4 - C3- C2- C2- C1
C1 C1
Los hidrocarburos son compuestos formados por carbono e hidrógeno, estos se clasifican como se muestra a
continuación:
CLASIFICACIÓN DE LOS HIDROCARBUROS
NOMENCLATURA ORGÁNICA
Consiste en nombrar y formular hidrocarburos con base a la norma internacional IUPAC.
Norma IUPAC.
1. Identificar la cadena más larga.
2. Numerar la cadena del extremo donde se encuentre el primer radical.
3. Identificar los radicales.
4. Nombrar los radicales y ubicar la posición donde se encuentran, si el radical está repetido, utilizar los
prefijos: di, tri, tetra, penta.
5. Si la cadena presenta enlaces simples se utiliza el sufijo ANO, doble ENO, triple INO.
A continuación se relacionan los Radicales más utilizados:
HOMOCICLICOS HETEROCICLICOS
Alcanos Alquenos Ciclo alcano
ciclo alqueno
ciclo alquino
Alquinos Derivados del
benceno
Presentan enlace
simple, su
formula
molecular es
CnH2n+2, estado
de hibridación
sp3.
Son estructuras
cerradas y
forman figuras
geométricas. s
Presentan enlace
triple, su formula
molecular es
CnH2n-2, estado
de hibridación
sp.
Presentan enlace
doble, su
formula
molecular es
CnH2, estado de
hibridación sp2.
-CH3 Metil
-CH2-CH3 Etil
-CH2-CH2-CH3 Propil
-CH2-CH2-CH2-CH3 Butil
De acuerdo al número de la cadena y para nombrarla utilizamos la siguiente tabla.
Número de Carbono Sufijo
1 Met
2 Et
3 Prop
4 But
5 Pent
6 Hex
7 Hept
8 Oct
9 Non
10 Dec
ALQUENOS
Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más dobles enlaces, C=C.
¿Cómo se nombran? Se nombran igual que los alcanos, pero con la terminación en "-eno". De todas formas, hay
que seguir las siguientes reglas:
Se escoge como cadena principal la más larga que contenga el doble enlace. De haber
ramificaciones se toma como cadena principal la que contenga el mayor número de dobles
enlaces, aunque sea más corta que las otras.
3-propil-1,4-hexadieno
Se comienza a contar por elextremo más cercanoa un doble enlace, con lo que el doble
enlace tiene preferencia sobre las cadenas laterales a la hora de nombrar los carbonos, y
se nombra el hidrocarburo especificando el primer carbono que contiene ese doble enlace.
4-metil-1-penteno
En el caso de que hubiera más de un doble enlace se emplean las terminaciones, "-dieno",
"-trieno", etc., precedidas por los números que indican la posición de esos dobles enlaces.
1,3,5-hexatrieno
Si nos dan la fórmula
CH2 = CH – CH – CH- CH – CH3
CH3 - CH2 CH3
Busca la cadena más larga que contenga todos los dobles enlaces, en este caso es de 5
carbonos. Numera los carbonos comenzando por el extremo que tenga más cerca una
insaturación, es decir, un doble enlace. Marca los radicales y fíjate a qué carbonos están
unidos. Nombra los localizadores seguidos de los nombres de los radicales por orden
alfabético. Por último, nombra la cadena principal con el prefijo correspondiente y
terminada en -eno.
Si nos dan el nombre
2,4- DIMETIL PENTENO
CH3 CH3
CH2 = C- CH2- CH- CH3
Ejemplos
eteno (etileno)
propeno
1-buteno
2-buteno
etenilo (vinilo)
2-propenilo (alilo)
1-propenilo
1,3-butadieno
3-etil-4-metil-1-penteno
6-metil-3-propil-1,3,5-heptatrieno
Qué son? Son hidrocarburos de cadena abierta que se caracterizan por tener uno o más triples
enlaces, Carbono-Carbono.
¿Cómo se nombran?
En general su nomenclatura sigue las pautas indicadas para los alquenos, pero
terminando en "-ino ".
Más interesante es la nomenclatura de los hidrocarburos que contienen dobles y triples
enlaces en su molécula.
En este caso, hay que indicar tanto los dobles enlaces como los triples, pero con
preferencia por los dobles enlaces que serán los que dan nombre al hidrocarburo.
1-buten -3-ino
La cadena principal es la que tenga mayor número de insaturaciones
(indistintamente), pero buscando que los números localizadores sean los más bajos
posibles. En caso de igualdad tienen preferencia los carbonos con doble enlace.
4-(3-pentinil)-1,3-nonadien-5,7-diino
Si nos dan la fórmula
Busca la cadena más larga que contenga todos los triples enlaces, en este caso es de 5
carbonos. Numera los carbonos comenzando por el extremo que tenga más cerca una
insaturación, es decir, un triple enlace. Marca los radicales y fíjate a qué carbonos están
unidos. Nombra los localizadores seguidos de los nombres de los radicales por orden
alfabético. Por último, nombra la cadena principal con el prefijo correspondiente y
terminada en -ino.
Si nos dan el nombre
Escribe la cadena más larga de carbonos, en este caso 5 carbonos. Sitúa los triples
enlaces en los carbonos que nos indican los localizadores, el 1 y 4. Sitúa los radicales
sobre la cadena con la ayuda de los localizadores. Completa el esqueleto de carbonos con
hidrógenos hasta completar los cuatro enlaces de cada carbono.
Ejemplos
etino (acetileno)
propino
1-butino
2-butino
etinilo
2-propinilo
1-pentino
Actividad Metodología Valoración Fecha Tentativas
Trabajo individual Evaluación de la estructura del carbono. Nombrar y formular alquenos y alquinos
20% Mayo
Trabajo individual Evaluación estequiometria
20% Mayo
Trabajo individual Evaluación gases 10% Mayo Trabajo en grupo en clase
Talleres de aplicación
10% Durante el período.
