Figura. Hidrocarburos

 Los hidrocarburos constituyen una de las familias más amplias y versátiles de la química, ya que el carbono posee la capacidad de formar cadenas y anillos mediante enlaces estables consigo mismo y con el hidrógeno. Esta propiedad, conocida como catenación, permite la existencia de estructuras lineales, ramificadas y cíclicas, así como compuestos saturados e insaturados. Como resultado, los hidrocarburos presentan una enorme diversidad estructural, lo que se traduce en una gran variedad de propiedades físicas y químicas.

Debido a esta complejidad, la nomenclatura de los hidrocarburos no puede abordarse de manera simple, por lo que la IUPAC ha desarrollado un sistema formal detallado en el llamado “Libro Azul”, donde se establecen las reglas para nombrar compuestos orgánicos de forma sistemática. Este conjunto de normas permite identificar de manera única cada estructura, evitando ambigüedades. En el contexto educativo colombiano, estos contenidos se estudian con mayor profundidad en el grado 11, dentro de la segunda parte del curso de química general, donde se introduce formalmente la química orgánica.

El estudio de los hidrocarburos en esta etapa es fundamental, ya que estos compuestos constituyen la base de la mayoría de las sustancias orgánicas. Su importancia se extiende a múltiples aplicaciones industriales, incluyendo la producción de combustibles, plásticos, lubricantes y fármacos. Comprender su estructura, propiedades y reactividad permite no solo interpretar fenómenos naturales, sino también diseñar materiales y procesos tecnológicos clave para la sociedad moderna.

Figura. Hidruro de titanio (TiH₂)

 La imagen representa un material sólido de aspecto granular y oscuro, característico de compuestos metálicos finamente divididos, como el hidruro de titanio (TiH₂), uno de los hidruros metálicos binarios más relevantes en la industria moderna. Este tipo de sustancia se forma por la combinación directa de un metal con el hidrógeno, dando lugar a estructuras donde el hidrógeno ocupa posiciones intersticiales dentro de la red metálica. Su apariencia pulverulenta refleja precisamente su uso industrial, ya que suele emplearse en forma de polvo para maximizar su superficie de reacción y eficiencia química.

Desde el punto de vista industrial, el hidruro de titanio (II) desempeña un papel clave como agente desoxidante y descontaminante en procesos metalúrgicos, especialmente en la producción de acero. Durante la fundición, los metales pueden contener impurezas como oxígeno, nitrógeno o carbono, que afectan negativamente sus propiedades mecánicas. El TiH₂ reacciona con estos contaminantes, capturándolos y transformándolos en compuestos más estables, lo que contribuye a mejorar la pureza, la resistencia y la calidad estructural del material final. Este proceso es esencial en industrias donde la integridad del metal es crítica.

Además de su uso en metalurgia, el hidruro de titanio destaca por su capacidad de almacenamiento de hidrógeno, una propiedad de gran interés en el desarrollo de tecnologías energéticas sostenibles. Este compuesto puede absorber y liberar hidrógeno de manera controlada, lo que lo convierte en un candidato valioso para sistemas de energía limpia. En la industria aeroespacial, esta característica es particularmente importante, ya que permite diseñar materiales avanzados con aplicaciones en propulsión y almacenamiento energético. Así, el TiH₂ no solo es fundamental en la purificación de metales, sino también en el avance de nuevas tecnologías.

Tipos de reacciones químicas

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Las reacciones químicas, representadas mediante ecuaciones químicas, pueden clasificarse según distintos criterios que dependen del aspecto que se desee analizar.

Clasificación de las reacciones por estructura

Desde un punto de vista estructural, se clasifican según la forma en que se reorganizan los átomos, dando lugar a tipos como síntesis, descomposición, sustitución simple y doble sustitución.

1. Reacciones de síntesis.

Las reacciones de síntesis o combinación ocurren cuando sustancias simples forman compuestos más complejos (A + B → C). Ejemplos incluyen:

La síntesis de óxidos: Elemento + O₂ → Óxido.

S + O₂ → SO₂,                     2Mg + O₂ → 2MgO,

La síntesis de hidruros: Elemento + H₂ → Óxido. Donde el elemento debe ser un metal de baja electronegatividad o no metales. El orden del hidrógeno pasa a la izquierda en los grupos de oxígeno y flúor. Normalmente no se forman hidruros metálicos con estados de oxidación mayores de +5.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃,              Cl₂ + H₂ → HCl

La síntesis de hidróxidos: óxido metálico + agua → hidróxido. Donde el elemento debe ser un metal de baja electronegatividad, el metal conserva su estado de oxidación. Normalmente no se forman hidruros metálicos con estados de oxidación mayores de +3.

Na₂O + H₂O → 2 NaOH           CaO + H₂O → Ca(OH)₂

La síntesis de oxoácidos: Óxido no metálico + H₂O → oxoácido. El no metal central conserva su estado de oxidación.

SO₃ + H₂O → H₂SO₄               N₂O₅ + H₂O → 2 HNO₃

La síntesis de sales binarias: elemento metal + elemento no metal → sal binaria. El no metal asume su estado de oxidación negativo, y el metal cualesquiera de sus estados positivos.

2 Na + Cl₂ → 2 NaCl                                  Fe + S → FeS

La síntesis de carbonatos: CO₂ + óxido metálico → carbonato metálico. Donde el metal conserva su estado de oxidación.

CO₂ + K₂O → K₂CO₃                       Fe₂O₃ + 3CO₂ → Fe₂(CO₃)₃.

La síntesis de nitratos: NO₂ + O₂ + óxido metálico → nitrato metálico. Donde el metal conserva su estado de oxidación.

2 NO₂ + O₂ + CaO → Ca(NO₃)₂               2 NO₂ + O₂ + Na₂O → 2 NaNO₃

La síntesis de sales oxoácidas: Óxido del haluro + óxido metálico → oxohaluro metálico. Donde el metal y el haluro conservan sus estados de oxidación originales.

Cl₂O₇ + Na₂O → 2 NaClO₄                        Cl₂O₅ + CaO → Ca(ClO₃)₂

La oxidación de sales oxoácidas: oxohaluro meálico + O₂ → oxohaluro meálico. El nuevo hoxohaluro metálico tendrá más oxígenos en su estructura.

2 NaClO₂ + O₂ → 2 NaClO₃                      2 KClO₃ + O₂ → 2 KClO₄

La oxidación de sales de binarias: sal binaria + O₂ → oxoanión metálico.

2 NaCl + O₂ → 2 NaClO₂                          2 KBr + O₂ → 2 KBrO₂

2. Las reacciones de descomposición.

Son el proceso opuesto a las de síntesis: en lugar de formar compuestos complejos a partir de sustancias simples, un compuesto se rompe en sustancias más sencillas (AB → A + B). Este tipo de reacción implica la ruptura de enlaces químicos y generalmente requiere el suministro de energía en forma de calor, electricidad o luz. Como ejemplos tendremos todas las reacciones inversas a las síntesis dadas en la sección anterior, pero a parte de ellas vale la pena mencionar:

La combustión de hidrocarburos y derivados (sustancias C–H–O-N-S-P, etc.): C_?H_?O_?N_?S_?P_?metal_? + O₂ → H₂O + CO₂ + N₂ + SO₂ + P₂O₅ + óxido metálico:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

4 CH₄N₂O₃SPNa + 15 O₂ → 4 CO₂ + 8 H₂O + 2 N₂ + 4 SO₂ + 2 P₂O₅ + 2 Na₂O

3. Reacciones de sustitución.

oOcurren cuando un átomo o grupo reemplaza a otro en un compuesto (A + BC → AC + B).   Para determinar quién sustituye a quién, lo primero es identificar el elemento que pretende sustituir y establecer si tenderá a formar un catión (caso de los metales) o un anión (caso de los halógenos, como el flúor). Luego, en la sustancia a sustituir, se identifica el ion de igual tipo de carga.

Aquí se aplica la regla: los iones de igual signo se confrontan, mientras que los de signo opuesto se atraen. La capacidad de sustitución o fuerza de esa confrontación se evalúa mediante las series de afinidad o series de reactividad.

Serie de actividad de los cationes:

Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > C > NH₄⁺ > H⁺ > Cu > Hg > Ag > Pt > Au

Serie de actividad de los aniones:

F₂ > O₂ > Cl₂ > S > Br₂ > Se > I₂ > Te

Aunque las series de afinidad permiten predecir numerosas reacciones, también es conveniente considerar algunas reacciones clásicas de sustitución como referencia.

Reacciones ácido–metal: Los metales reaccionan con los ácidos para formar sales y gas hidrógeno. Sin embargo, los metales menos reactivos no pueden desplazar el hidrógeno de los ácidos comunes (aunque sí pueden reaccionar con ácidos oxidantes). Ejemplo: Zn + 2HCl → H₂ + ZnCl₂

Reacciones metal–agua: Algunos metales reaccionan con el agua para formar óxidos metálicos y hidrógeno gaseoso: 2Na(s) + H₂O(l) → Na₂O(aq) + H₂(g) ↑
Si el óxido formado es soluble, reacciona adicionalmente con el agua para generar un hidróxido en una reacción secundaria casi instantánea: Na₂O(aq) + H₂O(l) → 2NaOH(aq)

Extracción de metales: Se emplean agentes reductores como el carbono (coque) o metales más reactivos para obtener metales a partir de sus óxidos. Ejemplo de reducción carbotérmica: ZnO + C → CO + Zn. También se usa aluminio en procesos metalúrgicos: 3MnO₂ + Al → Mn + Al₂O₃ La idea es usar un material más reactivo y menos valioso para obtener uno más valioso.

Reacción de termita: Consiste en una reacción altamente exotérmica, donde un metal muy reactivo reduce otro metal, generando suficiente calor para fundirlo. Ejemplo: Fe₂O₃(s) + 2Al(s) → 2Fe(l) + Al₂O₃(s). Se utiliza, por ejemplo, en la soldadura de rieles ferroviarios.

Pátina de la plata: La plata se oscurece al reaccionar con sulfuro de hidrógeno, formando sulfuro de plata en su superficie: 4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

Obtención de halógenos: El cloro se produce industrialmente mediante el proceso de Deacon, que oxida HCl en presencia de un catalizador (como CuCl₂) entre 400–450 °C: 4HCl + O₂ → 2Cl₂ + 2H₂O

4. Reacciones de doble desplazamiento.

Las reacciones de metátesis o doble desplazamiento implican el intercambio de iones entre dos compuestos (AB + CD → AD + CB). Para predecir los productos, se identifica qué especies tienen carga relativa positiva y negativa, de modo que los iones se reorganizan formando nuevas combinaciones de carga opuesta. Ejemplos incluyen

Neutralización ácido-hidróxido: acido + hidróxido → sal + agua.

HCl + NaOH → NaCl + H₂O                    H₂SO₄ + Ca(OH)₂ → CaSO₄ + 2 H₂O

Neutralización ácido-óxido básico: acido + óxido básico → sal + agua.

2 HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O                   H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O

Neutralización ácido-carbonato: acido + metal-carbonato → sal + CO₂+ agua. Cuando intervienen carbonatos, se produce además CO₂, como en

2 HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + CO₂ + H₂O  

H₂SO₄ + Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Desplazamiento de sales: sal 1 + sal 2 → sal 3 + sal 4. Estas reacciones son comunes en disolución y dependen de la afinidad iónica y la estabilidad de los productos formados, por lo que usas las series de afinidad dadas en las reacciones de desplazamiento.

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃                    

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2 NaCl

Clasificación de las reacciones por energía

 Las reacciones químicas no solo implican cambios en la materia, sino también en la energía. Algunas, como la reacción entre sodio y cloro, liberan gran cantidad de energía, mientras que otras, como la electrólisis del agua, requieren un aporte energético externo. Esto permite clasificarlas en exergónicas (liberan energía) y endergónicas (absorben energía).

Desde la termodinámica, las reacciones exergónicas tienden a ser espontáneas, ya que dispersan energía, cumpliendo las leyes naturales. En cambio, las endergónicas suelen ser no espontáneas, pues requieren energía externa para ocurrir. Por ello, además del balance de masa y carga, es necesario considerar el balance energético en toda reacción química.

Según el tipo de energía intercambiada, estas reacciones pueden reclasificarse como exotérmicas y endotérmicas (liberan o absorben calor), o exolumínicas y endolumínicas (emiten o absorben luz), ampliando su clasificación según la forma de energía involucrada.

De las clasificaciones anteriores, las más relevantes en la práctica son aquellas que ocurren a presión constante, ya que bajo estas condiciones es posible determinar el calor de reacción de manera relativamente sencilla a través de la entalpía (ΔH). Esto facilita el análisis energético de los procesos químicos en contextos experimentales y cotidianos.

No obstante, es importante reconocer que esta área de la química es conceptualmente compleja y se desarrolla en varios capítulos interrelacionados, principalmente la termoquímica y la termodinámica. En estos campos aparecen magnitudes fundamentales como la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs, que permiten comprender no solo cuánto calor se intercambia, sino también la dirección espontánea de las reacciones y el equilibrio de los sistemas químicos.

Clasificación de las reacciones por carga

Las reacciones redox son procesos químicos fundamentales en los que ocurre una transferencia de electrones entre especies, lo que implica necesariamente cambios en los estados de oxidación de al menos dos elementos involucrados. Estas reacciones pueden descomponerse conceptualmente en dos partes: la oxidación, donde una especie pierde electrones y aumenta su carga positiva (o disminuye su carga negativa),

y la reducción, donde otra especie gana esos electrones, disminuyendo su carga positiva.

Es importante destacar que estos procesos no ocurren de manera aislada, sino siempre de forma simultánea, constituyendo dos semirreacciones acopladas que garantizan la conservación de la carga eléctrica en el sistema químico.

En este tipo de reacciones participan dos actores clave: el agente oxidante, que es la sustancia que gana electrones y por lo tanto se reduce, y el agente reductor, que es la sustancia que pierde electrones y se oxida. Generalmente, los elementos con alta electronegatividad, como el oxígeno o el flúor, actúan como agentes oxidantes, mientras que los metales, con baja electronegatividad, suelen comportarse como agentes reductores. Un ejemplo representativo es la reacción 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃, donde el hierro pasa de estado de oxidación 0 a +3 (oxidación), y el oxígeno de 0 a -2 (reducción). Este tipo de procesos suele liberar una cantidad significativa de energía, frecuentemente en forma de calor, lo que explica su carácter exotérmico en muchos casos.

Para analizar correctamente las reacciones redox, es necesario aplicar un conjunto de reglas de asignación de estados de oxidación. Por ejemplo, los elementos en su forma elemental tienen estado de oxidación cero; el oxígeno generalmente presenta -2 (excepto en peróxidos o compuestos con flúor); el hidrógeno suele tener +1 cuando está unido a no metales y -1 en hidruros metálicos; los metales alcalinos presentan +1 y los alcalinotérreos +2. Estas reglas permiten identificar con precisión qué elementos cambian durante una reacción química. De esta manera, si se detecta al menos un cambio en el estado de oxidación, se puede afirmar que se trata de una reacción redox, lo cual es clave para su interpretación y balanceo.

Las reacciones redox son esenciales en múltiples procesos naturales y tecnológicos. En los sistemas biológicos, participan en la respiración celular y la fotosíntesis, donde cadenas de transporte de electrones permiten la producción de ATP, la principal moneda energética de la célula. También están presentes en fenómenos como la combustión, donde se libera energía a partir de compuestos orgánicos, la corrosión de metales, que tiene un gran impacto económico, y en las pilas electroquímicas, donde las reacciones redox se aprovechan para generar corriente eléctrica. Estos procesos muestran cómo la transferencia de electrones es un principio central tanto en la vida como en la tecnología.

Finalmente, las reacciones redox tienen implicaciones a escala planetaria, influyendo en la composición de la corteza terrestre y la atmósfera. El oxígeno molecular, por ejemplo, es un agente oxidante clave que permite procesos como la combustión y la formación de minerales. Para identificar una reacción redox, el procedimiento consiste en asignar los estados de oxidación a todos los elementos y verificar que al menos dos de ellos cambian. Este criterio asegura que ha ocurrido una transferencia de electrones, confirmando la naturaleza redox del proceso y permitiendo comprender su papel dentro de los ciclos químicos del planeta.

Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., Woodward, P., & Stoltzfus, M. (2018). Química: La ciencia central (14.ª ed.). México: Pearson Educación.

Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química (12.ª ed.). México: McGraw-Hill Education.

García García, J. L. (2021). Deduciendo las relaciones entre las unidades de concentración en disoluciones líquidas. Educación Química, 32(3), 38–51.

García García, J. L. (2025). Dimensional analysis in chemistry textbooks 1900–2020 and an algebraic alternative. Educación Química, 36(1), 82–108.

IUPAC. (2019). Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). International Union of Pure and Applied Chemistry. https://goldbook.iupac.org

Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Bogotá: Ediciones Cultural.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). Química general: Principios y aplicaciones modernas (11.ª ed.). Madrid: Pearson Educación.

 

Figura. Ciclo de Krebs

El ciclo de Krebs, también llamado ciclo del ácido cítrico, es una ruta metabólica central que ocurre en la matriz mitocondrial y tiene como función principal la oxidación del acetil-CoA para generar energía. El proceso inicia cuando el acetil-CoA se combina con el oxaloacetato para formar citrato, reacción catalizada por la enzima citrato sintasa. A partir de allí, el citrato sufre una serie de transformaciones que incluyen reordenamientos estructurales y reacciones de oxidación, convirtiéndose en compuestos intermedios como isocitrato y α-cetoglutarato, liberando en el proceso CO₂.

A medida que el ciclo avanza, se producen moléculas energéticas clave como NADH y FADH₂, que son transportadores de electrones fundamentales para la cadena de transporte electrónico. En etapas como la conversión de isocitrato a α-cetoglutarato y de este a succinil-CoA, se generan NADH y se liberan moléculas de dióxido de carbono. Posteriormente, el succinil-CoA se transforma en succinato, produciendo directamente una molécula de ATP (o GTP), lo que representa una ganancia energética directa del ciclo.

Finalmente, el ciclo continúa con la conversión de succinato a fumarato, generando FADH₂, y luego a malato, hasta regenerar el oxaloacetato, cerrando así el ciclo. Este proceso no solo es esencial para la producción de energía, sino también para la integración metabólica, ya que sus intermediarios pueden ser utilizados en la síntesis de biomoléculas. En conjunto, el ciclo de Krebs es una pieza clave del metabolismo celular, conectando la degradación de nutrientes con la producción de energía química utilizable.

Fórmulas químicas

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Una fórmula química se define como un modelo que representa la composición y, en algunos casos, la organización de los átomos en una sustancia. Por ello, se asemeja más a un mapa esquemático, como los de un sistema de transporte público, que a una imagen real de la partícula que compone la sustancia. Dependiendo del grado de información que ofrece, la fórmula puede ser más o menos compleja, y en ella los números y símbolos adquieren distintos significados según el tipo de representación utilizada.

Fórmula empírica

Una fórmula empírica en química es la expresión más simple que indica la proporción relativa de los distintos átomos presentes en un compuesto. Representa la relación numérica mínima entre los elementos, sin dar información sobre la estructura, el número exacto de átomos ni la posible existencia de isómeros. Este tipo de fórmulas se utiliza con frecuencia para describir compuestos iónicos (como CaCl₂) y macromoléculas (como SiO₂), ya que en estos casos no tiene sentido hablar de moléculas individuales, sino de relaciones proporcionales entre sus componentes. Su nombre proviene del análisis elemental, una técnica de la química analítica que permite determinar el porcentaje relativo de cada elemento en una sustancia pura y, a partir de esos datos, establecer la proporción atómica.

Por ejemplo, el hexano tiene fórmula molecular C₆H₁₄, y su estructura lineal (n-hexano) se puede representar como CH₃CH₂CH₂CH₂CH₂CH₃. Sin embargo, su fórmula empírica es C₃H₇, lo que refleja únicamente la proporción de carbono e hidrógeno. Otro caso es el del peróxido de hidrógeno, cuya fórmula molecular es H₂O₂, pero su fórmula empírica se reduce a HO, mostrando la relación 1:1 de hidrógeno y oxígeno. Sustancias diferentes como el formaldehído y el ácido acético comparten la misma fórmula empírica, CH₂O, aunque difieren en su número total de átomos y estructura. Por ello, la fórmula empírica es útil para identificar la composición básica de un compuesto, pero resulta limitada para describir su arquitectura molecular completa.

Fórmula molecular

Una fórmula molecular es una representación química que indica el número exacto de átomos de cada elemento presentes en una molécula. A diferencia de la fórmula empírica, que muestra únicamente la proporción mínima de los átomos, la fórmula molecular refleja la cantidad real de átomos que constituyen la molécula. En algunos casos, ambas coinciden, como en el agua (H₂O), cuya proporción mínima y número real de átomos es el mismo. Sin embargo, en moléculas más complejas, estas fórmulas difieren. Por ejemplo, la glucosa tiene como fórmula empírica CH₂O (proporción 1:2:1), mientras que su fórmula molecular es C₆H₁₂O₆, mostrando que la molécula contiene seis átomos de carbono, doce de hidrógeno y seis de oxígeno.

Este tipo de fórmula es especialmente útil porque aporta información cuantitativa más precisa sobre una sustancia, lo que permite conocer mejor su composición y sus posibles reacciones químicas. Determinar una fórmula molecular, sin embargo, suele ser más complejo, ya que requiere técnicas experimentales avanzadas como la espectrometría de masas o el análisis elemental combinado con el peso molecular. Gracias a las fórmulas moleculares, es posible distinguir compuestos con la misma fórmula empírica pero diferente número total de átomos, lo que resulta esencial en el estudio de la química orgánica y en la identificación de sustancias naturales y sintéticas

Retornando a la relación entre la fórmula empírica y la fórmula molecular, aunque la conversión entre subíndices es en gran medida intuitiva, surge la pregunta sobre cómo se relacionan sus masas molares. Este aspecto será analizado en el siguiente teorema.

[Masa molar molecular vs empírica] Factor marcado Álgebra simbólica Donde  es la masa molar verdadera o molecular de la sustancia i en (g/mol) o (u).   es la masa molar empírica de la sustancia i en (g/mol) o (u); y   es el factor de relación empírico molecular, dicho factor equivale al máximo común divisor de subíndices moleculares a empírica, y es adimensional.

Miremos un ejemplo trivial.

Ejemplo 1.   Una sustancia orgánica compuesta por carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre presenta la siguiente fórmula molecular: C12H24O6N4S4. (a) Determine su fórmula empírica. (b) Calcule la masa molar de la fórmula molecular. (c) Calcule la masa molar de la fórmula empírica. Considere los siguientes valores de masa molar atómica: C = 12, H = 1, O = 16, N = 14, S = 32. Etapa analítica. Para (a) usaremos el [Teorema de masa molar teórica] para calcular la masa molar molecular (fórmula 2) y [Masa molar molecular vs empírica] para la conversión a la empírica, pero modificada ya que buscamos la masa molar empírica en este caso. (a) Determine su fórmula empírica. Dado que necesitamos el factor, analizaremos la fórmula molecular (C12H24O6N4S4) El factor común de todos los subíndices es 2 para generar la fórmula empírica (C6H12O3N2S2). Etapa numérica por factor marcado. (b) Calcule la masa molar de la fórmula molecular. (c) Calcule la masa molar de la fórmula empírica Etapa numérica por álgebra simbólica. (b) Calcule la masa molar de la fórmula molecular. (c) Calcule la masa molar de la fórmula empírica

Fórmula estructural

Una fórmula estructural no solo indica la cantidad de átomos de cada elemento en una molécula, sino también la manera en que estos se organizan y conectan mediante enlaces químicos. Este tipo de representación es mucho más rica que la fórmula molecular, ya que muestra explícitamente la disposición de los átomos y cómo están unidos, permitiendo distinguir compuestos que, pese a compartir la misma fórmula molecular, presentan propiedades muy diferentes. Un ejemplo clásico son los isómeros estructurales, como el butano (C₄H₁₀), que puede representarse tanto en su forma lineal como en su forma ramificada.

Dentro de las fórmulas estructurales existen varios subtipos, según la cantidad de información que se quiera representar. Algunas fórmulas se enfocan únicamente en la conectividad (como las fórmulas condensadas), mientras que otras intentan reflejar aspectos de la tridimensionalidad, como las proyecciones de Fisher, que obligan a observar la molécula desde un punto de vista específico. En todos los casos, las barras de enlace representan enlaces covalentes, sean perfectos o polarizados, mientras que los corchetes pueden utilizarse para representar campos electrostáticos, cuyos superíndices señalan la magnitud y polaridad de la carga en los enlaces iónicos. Para los propósitos de este curso, lo esencial es comprender que cada tipo de fórmula estructural ofrece una herramienta distinta para visualizar y analizar la naturaleza química de las moléculas.

Figura 1. Las fórmulas estructurales representan moléculas con distintos niveles de detalle. Van desde la estructura de Lewis, que muestra electrones y enlaces, hasta fórmulas desarrolladas, condensadas y diagramas de líneas, que simplifican la conectividad. Además, existen modelos tridimensionales como esferas y palos, espaciales y físicos de laboratorio, que permiten visualizar geometría y estereoquímica. Cada tipo aporta una perspectiva complementaria.

Figura 2. En química, además de fórmulas y grafos, se emplean colores para identificar átomos. El sistema CPK, consolidado en el siglo XX, asigna tonos como blanco al hidrógeno, negro al carbono, rojo al oxígeno y azul al nitrógeno. Surgido con Hofmann en 1865 y perfeccionado por Corey, Pauling y Koltun, sigue vigente en modelos físicos y digitales, facilitando comprensión y comunicación científica.

Orgánicos e inorgánicos

Aunque las reglas de formulación química son en esencia las mismas para todas las sustancias, la tradición académica y la IUPAC han distinguido dos grandes grupos: los compuestos inorgánicos, organizados en el llamado Libro Rojo, y los compuestos orgánicos, regulados en el Libro Azul. Esta división no implica que obedezcan a leyes químicas diferentes, sino que responde a la necesidad práctica de clasificar y sistematizar la enorme diversidad de sustancias existentes. A partir de este punto, nos centraremos exclusivamente en las sustancias inorgánicas, siguiendo los lineamientos del Libro Rojo de la IUPAC, que ofrece un marco claro para entender su nomenclatura, propiedades y comportamiento.

Las sustancias inorgánicas poseen características que las diferencian de las orgánicas. En general, se distinguen por un bajo índice de polimerizabilidad, lo que significa que rara vez forman estructuras de gran tamaño o cadenas complejas, a diferencia de los compuestos orgánicos como los polímeros. Además, en la mayoría de los casos —con algunas excepciones notables—, su fórmula empírica coincide con la molecular, lo que facilita enormemente su formulación. Esto permite aplicar directamente la ley de conservación de la carga eléctrica, equilibrando los iones positivos y negativos para obtener compuestos estables. Así, no es necesario considerar factores de escala adicionales que sí son frecuentes en compuestos orgánicos o macromoleculares.

Finalmente, dentro de este vasto conjunto, los compuestos se organizan en lo que denominamos funciones inorgánicas, categorías que condicionan sus propiedades químicas y determinan sus nombres según la nomenclatura clásica y sistemática. Estas funciones incluyen óxidos, hidruros, hidróxidos, ácidos y sales, entre otras, y constituyen familias químicas que comparten comportamientos comunes en reacciones. Reconocer estas funciones no solo facilita el aprendizaje y la clasificación de la química inorgánica, sino que también permite predecir reactividad, aplicaciones industriales y patrones de nomenclatura. En este sentido, el estudio de las funciones inorgánicas representa un puente entre la formulación teórica y la práctica científica aplicada en laboratorios y procesos industriales.

Funciones

En química, una función inorgánica es un átomo o grupo de átomos que otorga a una sustancia un conjunto de propiedades características, lo que permite agruparlas en familias químicas. Esta clasificación facilita su estudio y comprensión, de manera semejante a cómo en biología se organizan las especies dentro de un mismo género. Así como todos los animales del género Panthera comparten fuerza y capacidad depredadora, las sustancias que presentan una misma función inorgánica muestran comportamientos químicos comunes, lo que permite reconocer patrones de reactividad y aplicar una nomenclatura sistemática para nombrarlas con precisión. De este modo, las funciones actúan como un marco conceptual para organizar la vasta diversidad de compuestos inorgánicos.

Las principales funciones inorgánicas se clasifican en varias familias.

1. Los hidruros son combinaciones binarias del hidrógeno con metales o no metales, destacando por su versatilidad en la reactividad.

2. Los óxidos resultan de la unión del oxígeno con otro elemento, pudiendo ser óxidos básicos, ácidos o anfóteros, según sus propiedades químicas.

3. Los hidróxidos, que contienen el grupo OH⁻, se caracterizan por ser bases capaces de neutralizar ácidos.

4. Los ácidos propiamente dichos liberan iones H⁺ en solución, como el ácido clorhídrico (HCl) o el ácido sulfúrico (H₂SO₄), ampliamente utilizados en procesos industriales.

5. Finalmente, las sales se forman a partir de la neutralización entre un ácido y una base, presentando gran variedad de combinaciones de cationes y aniones. Existen también funciones particulares como los cianuros (−CN), con gran importancia en la industria minera y en síntesis química.

El estudio de estas funciones va acompañado de un sistema de nomenclatura clásica, que utiliza prefijos, sufijos y números de valencia para identificar con claridad cada sustancia. Comprender estas reglas no solo permite nombrar los compuestos, sino también predecir sus propiedades y aplicaciones prácticas, desde la obtención de materiales de construcción hasta la síntesis de medicamentos o fertilizantes. Reconocer y clasificar las funciones inorgánicas, por tanto, constituye una herramienta esencial para entender la organización interna de la química inorgánica y para relacionar la estructura de una sustancia con su comportamiento en reacciones químicas.

Referencias

Brown, T. L., LeMay, H. E. Jr., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2022). Chemistry: The Central Science (15th ed., AP Edition). Pearson Savvas Higher Education.

Chang, R., & Overby, J. (2010). Chemistry (10th ed., AP Edition). McGraw Hill.