Repaso de química orgánica

Enlace químico: fuerza que se establece entre átomos o grupos de átomos responsable de que permanezcan unidos. Estos se unen entre sí para transformarse en un sistema químico de mayor estabilidad. (mientras menos energía posea el sistema, más estable será). Para los átomos estar en una forma más estable, intentan completar su capa de valencia, alcanzando la configuración electrónica de los gases nobles.Recordar: regla del octeto y del dueto (esta última solo para el hidrógeno). (Hay excepciones)Para ello, el átomo compartirá, cederá o ganará electrones. Tipos de enlace: los enlaces entre átomos se denominan intramoleculares, siendo más fuertes que los enlaces entre moléculas denominados intermoleculares. Los enlaces intramoleculares son en la práctica una situación intermedia, pero estrictamente hablando se pueden clasificar según la electronegatividad de los átomos que se unen: - Enlace metálico: entre metales, átomos de escasa electronegatividad, possen orbitales vacíos permitiendo el movimiento de los electrones. Forman redes pero con los electrones libres, teoría "mar o nube de e-"- Enlace iónico: entre metales y no metales, elementos de electronegatividad muy diferente, donde el elemento más electronegativo capturará los electrones cedidos por el otro. Interacciones electrostáticas, por encima de 2 o 1.7 en la escala. Forman redes.- Enlace covalente: entre no metales, alta electronegatividad, se comparten los electrones para completar la capa de valencia. Puede ser polar debido a que no existe simetría en la distribución de cargas generándose cargas parciales en la molécula, por eso es importante el ángulo de enlace y la forma de la estructura que se forma. Los apolares son totalmente neutros porque la distribución de cargas hace que se contrarresten entre sí, igual electronegatividad. Puede ser sencillo, doble o triple según si se comparten uno, dos o tres pares de e- respectivamente.- Enlace covalente coordinado o dativo: es un enlace covalente en el que uno de los elementos pone el par de electrones que se comparte. Las estructuras resonantes o equivalentes son enlaces covalentes y en realidad la estructura real es una intermedia entre todas ellas denominada híbrido de resonancia. Ej, Benceno. Los enlaces intermoleculares son de varios tipos siendo los mas importantes los puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.Estructuras de Lewis y mecánica cuántica: la teoría de lewis nos permite saber la forma en que se unen los átomos en los enlaces covalentes, pero no nos aporta nada en cuanto a la geometría, propiedades, fuerza de enlace, etc. Por ello al aplicarse la mecánica cuántica al enlace químico, se pudo responder a esas inquietudes. Especialmente con dos teorías o (métodos de calculo dirían algunos): Teoría del enlace de valencia (TEV) y la teoría de los orbitales moleculares (TOM).También desarrollare después, creo, junto con esas teorías, la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Lewis: se realizan diagramas de lewis, donde se representan mediante puntos o cruces los e- de valencia, agrupados en parejas pudiendo representar cada pareja por una línea. Pasos: (procedo a un bonito copy-page, del que no me hago 100% responsable)Es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. Y esta representación... ¿Cómo se hace?1. Elegir el átomo central, que será generalmente el menos electronegativo, exceptuando el H (y generalmente el F) que siempre son terminales porque solo pueden formar un enlace. En los compuestos orgánicos siempre es el C (excepto en los éteres).2. Alrededor del átomo central se sitúan los demás (ligandos) de la forma más simétrica posible. En los oxácidos, generalmente el H se une al O. (En CO y NO, C y N son centrales). 3. Calcular el número total de electrones de valencia de todos los átomos, añadiendo la carga neta si la hay (ejemplos: si la carga neta es -2, añadir dos electrones; si la carga neta es +1, restar un electrón). Tendremos así el número total de electrones para asignar a enlaces y átomos. 4. Dibujar un enlace entre cada par de átomos conectados, asignando a cada enlace un par de electrones que se irán restando del total. 5. Comenzando por los ligandos y terminando en el átomo central, asignar los electrones restantes, en forma de pares, a cada átomo hasta cerrar capa. El H cierra con 2. En general los átomos centrales del 2º período cierran con 8 electrones, excepto Be con 4 y B con 6. Si hay algún electrón desapareado éste se representa por un solo punto, que se situará lógicamente en el átomo central (en este caso la molécula tiene momento magnético y es paramagnética). 6. Calcular la carga formal de cada átomo comenzando por el central. La carga formal es la carga hipotética que tiene cada átomo en la estructura de Lewis y se obtiene por diferencia entre los electrones de valencia del átomo libre y los asignados en la estructura a dicho átomo, es decir: qf= nº e-valencia – (nº e-no enlazantes + nº enlaces) 7. Si la carga formal del átomo central es igual a la carga neta de la molécula o si es negativa, entonces la estructura es correcta y se termina aquí el proceso. 8. En caso contrario, modificar la estructura formando un doble enlace entorno al átomo central desplazando un par no enlazante del ligando negativo al átomo central, lo que cancela un par de cargas formales, una negativa y otra positiva.

Mecánica cuántica: el modelo mecano-cuántico del átomo se basa en dos hipótesis, la dualidad onda-corpúsculo y el principio de indeterminación de Heisenberg (toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, naturaleza dual de los cuerpos por lo que surge el principio que establece que no se puede determinar con exactitud la posición del e- por lo que el modelo mecanocuántico lo que determina es una zona de mayor probabilidad de que se encuentre el e-, siendo este el orbital). A diferencia del modelo de Bohr, este estrecha aun más la zona que ocuparía el orbital. Entonces mediante la ecuación de Schrodinger se determina el orbital tomando al e- como una función de onda (probabilidad mayor del 90% de que el e- este en esa zona)Orbitales atómicosn"2: numero de orbitales por nivel energético (n). Cuanto mayor es n, mayor es el orbital. Tamaño y forma del orbital: (imágenes)-Tipo s: l=0, esférico, un solo orbital.-Tipo p: l=1, elipsoides, tres órbitales, uno en cada plano. Px, Py, Pz.-Tipo d: l=2, elipsoides, direcciones y tamaõs distintos a los p.-Tipo f: muy complejos bebe. NÚMEROS CUÁNTICOS: principal o n, nos da el nivel de energía; el secundario o l, la forma del orbital (n-1); el mágnetico o msubl, la orientación espacial; el espín msubs, el sentido del giro del e-.

Orbitales moleculáres son los orbitales que describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las moléculas.(T.E.V)el enlace consiste en la superposición de orbitales semmiocupados de átomos diferentes con emparejamiento de los e- de spín antiparalelos. O solapamiento o traslape. Solapamiento de orbitales: Cuando dos átomos se aproximan uno a otro hasta que el orbital de uno de los comparte una cierta amplitud con el orbital del otro, se dice que ambos orbitales se solapan. La magnitud de dicho solapamiento puede ser positiva, negativa o cero, de acuerdo con las propiedades atómicas en cuestión. - Si el solapamiento es frontal se forma un enlace sigma. Es el más fuerte. Se da entre dos orbitales s, uno s y otro p, dos orbitales p en el mismo plano (creo). - Si el solapamiento es lateral, se forma un enlace pi. Se forma entre orbitales p situados paralelamente (mismo plano).- Si son enlaces multiples será si es doble, uno sigma y otro pi. Y si es triple, uno sigma y dos pi. Hibridación de orbitales: más adelante. (mirar imagen para entender)Longitud de enlace: es la distancia medida en el tiempo entre los núcleos de dos átomos unidos mediante un enlace químico en una molécula.Ángulos de enlace: se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. Es el ángulo entre dos enlaces de un átomo, estos angulos se ven afectados por los pares de electrones libres modificando asi la geometría de la molécula, veremos ejemplos más adelante en este documento. Energía de enlace: es la energía total promedio que se desprendería por la formación de un mol de enlaces químicos, a partir de sus fragmentos constituyentes (todos en estado gaseoso).Rotura de enlace homolítica: la ruptura de un enlace químico en el que cada átomo participante del enlace retiene un electrón del par que constituía la unión formándose dos radicales libres.Rotura de enlace heterolítica: ruptura de un enlace químico de una molécula neutral que genera un catión y un anión.1 En este proceso, los dos electrones que constituyen el enlace son asignados al mismo fragmento.(imagen de roturas de enlace)

Reactivos electrofílicos: es un reactivo químico atraído hacia zonas ricas en electrones que participa en una reacción química aceptando un par de electrones formando un enlace con un nucleófilo.Reactivos nucleofílicos: es una especie que reacciona cediendo un par de electrones libres a otra especie (el electrófilo), combinándose y enlazándose covalentemente con ella.o mejor, Un reactivo nucleófilo tiene pares de electrones libres sin compartir. Tiene tendencia a ceder estos electrones, y por lo tanto, se comporta como base de Lewis. Puesto que posee un exceso de electrones, atacará especies o centros con baja densidad electrónica (NH3, OH– … )Un reactivo electrófilo es una sustancia con déficit de electrones o con orbitales externos vacíos, capaces de aceptar electrones. Tiene avidez por captar electrones, de modo que se comportan como ácidos de Lewis (R-COOH, R-X … )Radicales: En química, un radical (antes radical libre) es una especie química (orgánica o inorgánica), caracterizada por poseer uno o más electrones desapareados. Se forma en el intermedio de reacciones químicas, a partir de la ruptura homolítica de una molécula y, en general, es extremadamente inestable y, por tanto, con gran poder reactivo y de vida media muy corta (milisegundos) (se ve en las imágenes de la ruptura).Ácidos y Bases de Lewis: una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede aceptar. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición.

Química Orgánica: es la química del carbono y de sus compuestos. Rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que en su gran mayoría contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heteroátomos, también conocidos como compuestos orgánicos. Importancia: Los seres vivos estamos formados por moléculas orgánicas, proteínas, ácidos nucleicos, azúcares y grasas. Todos ellos son compuestos cuya base principal es el carbono. Los productos orgánicos están presentes en todos los aspectos de nuestra vida: la ropa que vestimos, los jabones, champús, desodorantes, medicinas, perfumes, utensilios de cocina, la comida, etc. Historia: La química orgánica se constituyó o se instuyo como disciplina en los años treinta. El desarrollo de nuevos métodos de análisis de las sustancias de origen animal y vegetal, basados en el empleo de disolventes como el éter o el alcohol, permitió el aislamiento de un gran número de sustancias orgánicas que recibieron el nombre de "principios inmediatos". La aparición de la química orgánica se asocia a menudo al descubrimiento, en 1828, por el químico alemán Friedrich Wöhler, de que la sustancia inorgánica cianato de amonio podía convertirse en urea, una sustancia orgánica que se encuentra en la orina de muchos animales. Antes de este descubrimiento, los químicos creían que para sintetizar sustancias orgánicas, era necesaria la intervención de lo que llamaban ‘la fuerza vital’, es decir, los organismos vivos. Átomo de carbono: es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante respectivamente. Carbono basal – carbono excitado: El estado base de un átomo es el estado de menor energía en el cual puede estar sus electrones, donde su posición media esta lo más cercana posible al núcleo, existe un solo estado base e infinidad de estados excitados, El paso del estado excitado al base se puede dar de forma inducida o espontanea mediante la emisión o absorción de fotones.

Híbridación de órbitales:un orbital s + un orbital p = orbital híbrido sp (2 orbitales). Geometría lineal. 180`un orbital s + dos orbitales p = orbital híbrido sp2 (3 orbitales). Geometría triangular plana. 120`un orbital s + tres orbitales p = orbital h. sp3 (4 orb.). G. tetraédrica. 109.5` (pirámide triangular, si un orbital esta sin enlazar) El eteno y el etino, presentan enlaces con hibridación. (añadiré los ejemplos más adelante)(imágenes) Orbitales híbridos sp3: El átomo de carbono tiene seis electrones: dos se ubican en el orbital 1s (1s²), dos en el 2s (2s²) y los restantes dos en el orbital 2p (2p²). Debido a su orientación en el plano tridimensional el subnivel 2p tiene capacidad para ubicar 6 electrones: 2 en el orbital Px, dos en el orbital Py y dos electrones en el orbital Pz. Orbitales híbridos sp2: Se define como la combinación de un orbital S y 2 P, para formar 3 orbitales híbridos, que se disponen en un plano formando ángulos de 120º. Los átomos que forman hibridaciones sp2 pueden formar compuestos con enlaces dobles. Forman un ángulo de 120º y su molécula es de forma plana. A los enlaces simples se les conoce como enlaces sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi. Orbitales híbridos sp: Se define como la combinación de un orbital S y un P, para formar 2 orbitales híbridos, con orientación lineal. Este es el tipo de enlace híbrido, con un ángulo de 180º y que se encuentra existente en compuestos con triples enlaces como los alquinos (por ejemplo el acetileno) se caracteriza por la presencia de 2 orbitales pi. Tipos de enlaces covalentes: Enlace simple: Es la manera más sencilla en la que el carbono comparte sus cuatro electrones. Los enlaces se colocan apuntando a los cuatro vértices de un tetraedro regular, estando el carbono en el baricentro de dicho tetraedro. Se dice que el carbono actúa de manera tetragonal. Enlace doble: El carbono no tiene por qué formar los cuatro enlaces con cuatro átomos distintos. Puede darse el caso de que dos de esos enlaces los forme con un mismo átomo. Hablamos entonces de un enlace doble. Los dos electrones que le quedan al carbono se enlazan con otros dos átomos mediante enlaces simples. Enlace triple: puede el carbono formar tres enlaces con un mismo átomo, y el cuarto con un átomo distinto. Se habla entonces de un enlace triple. En este caso la molécula es lineal, y decimos que el carbono actúa de forma lineal.

Orbitales moleculares del metano: El hidrocarburo saturado más simple es el metano, cuya fórmula molecular es CH4. Presenta un orbital sp3 con una geometría tetraédrica. Orbitales moleculares del etano: es un hidrocarburo de fórmula molecular C2H6. Su estructura se puede explicar admitiendo que los dos átomos de carbono presentan hibridación sp3, de manera que el enlace covalente C-C se forma por solapamiento de dos orbitales híbridos sp3, uno de cada átomo de carbono, quedando en cada uno otros tres orbitales híbridos para solapar con los orbitales s de los seis átomos de hidrógeno. Orbitales moleculares del eteno: etileno, cuya fórmula molecular es C2H4, es una molécula plana con una longitud de enlace C-C presentan una hibridación sp2. El carbonno emplea sus tres orbitales del sp2 y un orbital p puro (vertical) Orbitales moleculares del etino: El acetileno es un gas de fórmula molecular C2H2. La molécula de acetileno es lineal se puede explicar admitiendo que cada átomo de carbono presenta una hibridación sp. 2 sp y 2 p puros.

Esto no es parte de mi temario pero me parece relevante: Teoría de repulsión de pared de electrones de la capa de valencia. (Posteriormente lo explicare con mis apuntes y otras imágenes)

GRUPOS FUNCIONALESUn grupo funcional es un átomo o grupo de átomos presentes en una molécula orgánica que confieren a esta propiedades químicas específicas. CLASIFICACIÓN DE LAS FAMILIAS ORGÁNICAS (clasificación personal mía) existe una tabla de preferencia para nombrarlos. representación de los compuestos orgánicos, formula desarrollada, semidesarrollada y molecular en mis apuntes, añadir después + lista.HIDROCARBUROS Alcanos: Grupo de compuestos formados únicamente por carbonos e hidrógenos, unidos mediante enlaces simples, de modo que todos los carbonos de un alcano poseen hibridación sp3. Los representantes más simples de esta familia son el metano, el etano, el propano, y el butano, que son gases empleados como combustibles domésticos e industriales. En la forma general, los alcanos se representan como R-H. (nombre -ano) Alquenos: Familia de compuestos que contienen uno o más dobles enlaces entre carbonos, el resto son enlaces simples a otros carbonos e hidrógenos. El eteno, propeno y buteno son ejemplos de alquenos. Se representan como: R-CH=CH-R (-eno) Alquinos: Son moléculas que contienen uno o más triples enlaces de carbonos el resto de los enlaces son simples ya sea entre carbonos o de estos con hidrógenos. Su representación general es: R-C=-C-R. (-ino) Hidrocarburos con dobles y triples enlaces. Hidrocarburos cíclicos. (ciclo-) Hidrocarburos aromáticos (derivados del benceno). derivados halogenados (llevan un F, Cl, Br o I como sustituyente) Éteres: Molécula que contiene oxígeno en su estructura, unido mediante enlaces simple a dos carbonos de modo que forma parte de una cadena carbonatada. Dicho de otra forma, el oxígeno se encuentra en medio interrumpiendo la cadena de carbonos. Su fórmula general es R-O-R. (-éter) Alcoholes: Se caracterizan por tener un grupo OH hidroxilo unido mediante un enlace simple a un carbono. Se representan en forma general como R-OH. (-ol). si tienen benceno son fenoles. Aldehídos: En el extremo de la molécula contiene un carbonilo unido a un hidrogeno. El grupo carbonilo es un carbón unido a oxigeno mediante un doble enlace(C=O). (-al) Cetonas: También poseen un grupo carbonilo pero este se encuentra en su interior de la cadena de modo que está directamente unido a dos átomos de carbono a diferencia de los aldehídos en las cetonas el carbono carbinilico no cuenta con uniones a átomos de hidrogeno. (-ona) Ácidos carboxílicos: Estas moléculas también contienen un grupo carbonilo en el extremo de la molécula que esta unido a un grupo hidroxilo. A la combinación entre el grupo carbonilo y el hidroxilo se le conoce como grupo carboxilo y es propio de esta familia de compuestos. (carboxi-) (ác. -oico) benzoico si es derivado del benceno. Esteres: Se trata de un derivado del ácido carboxílico, en las cuales el hidrogeno del grupo OH del ácido carboxílico es reemplazado por un grupo R de este modo el grupo carbonilo queda unido a un grupo alcoxi. En la forma general se representa como: R-COO-R. (-ato de -ilo) Aminas: grupo funcional amino, NH2, unido a un radical, pero puede haber otros radicales en los hidrógenos (aminas primarias, secundarias y terciarias). (-amina) Amidas: Cuentan con un grupo carbonilo unido a un átomo de nitrógeno.se forma cuando el grupo OH de un ácido carboxílico se sustituye por un grupo amino NH2. Cabe señalar que el grupo amino puede tener grupos R en lugar de hidrógenos y dar lugar a tres tipos de amidas (primarias, secundarias y terciarias) (N- -amida) Nitrilos: -CN es el grupo nitrilo (-nitrilo o cianuro de ...) Nitroderivados: grupo nitro, -NO2 (nitro-)

ISOMERÍA ESTRUCTURAL Isomería: es una propiedad de aquellos compuestos químicos que, con igual fórmula molecular (fórmula química no desarrollada) de iguales proporciones relativas de los átomos que conforman su molécula, presentan estructuras químicas distintas, y por ende, diferentes propiedades. Dichos compuestos reciben la denominación de isómeros. Isomería de cadena o esqueleto: Los isómeros de este tipo tienen componentes de la cadena acomodados en diferentes lugares, es decir las cadenas carbonadas son diferentes, presentan distinto esqueleto o estructura. Isomería de posición: poseen un grupo funcional en distinta posición. Varía el grupo funcional, conservando el esqueleto carbonado. Por ejemplo el C3H6O puede corresponder a la molécula de propanal (función aldehído) o a la propanona (función cetona). Isomería de función: pose grupos funcionale distintos pero misma forma molecular. (cetona y aldehído) Tautómera: Es un tipo especial de isomería en la que existe transposición de un átomo entre las dos estructuras, generalmente hidrógeno, existiendo además un fácil equilibrio entre ambas formas tautómeras.

PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Fuerza intermolecular: se refiere a las interacciones que existen entre las moléculas conforme a su naturaleza. Generalmente, la clasificación es hecha de acuerdo a la polaridad de las moléculas que están interaccionando, o sobre la base de la naturaleza de las moléculas, entiéndase, de los elementos que la conforman. Interacciones moleculares: son uniones débiles que se crean entre las moléculas...duran un instante pero son muy importantes porque cambian algunas características del compuesto, como el punto de ebullición o de congelamiento, son: interacciones de van der waals, interacción dipolo-dipolo y el puente hidrógeno. Geometría molecular: se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. Punto de ebullición: es aquella temperatura en la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del medio en el que se encuentra. Punto de fusión: es la temperatura a la cual se encuentra el equilibrio de fases sólido - líquido, es decir la materia pasa de estado sólido a estado líquido, se funde. Densidad: es una magnitud escalar referida a la cantidad de masa en un determinado volumen de una sustancia. Viscosidad: es una medida de su resistencia a las deformaciones graduales producidas por tensiones cortantes o tensiones de tracción. Solubilidad: es una medida de la capacidad de disolverse de una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (disolvente). Caracteres organolépticos: son todas aquellas descripciones de las características físicas que tiene la materia en general, según las pueden percibir los sentidos, por ejemplo su sabor, textura, olor, color.

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS Reglas del Sistema IUPACNomeclatura de Alcanos: Determinar el número de carbonos de la cadena más larga. Llamada cadena principal del alcano. (El nombre del alcano se termina en el nombre de la cadena principal y va precedido por los sustituyentes). Los sustituyentes se nombran cambiando la terminación –ano del alcano del cual derivan por –ilo (metilo, etilo, propilo, butilo). En el nombre del alcano, los sustituyentes preceden al nombre de la cadena principal y se acompañan de un localizador que indica su posición dentro de la cadena principal. La numeración de la cadena principal se realiza de modo que al sustituyente se le asigne el localizador más bajo posible. Si tenemos varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente precedidos por los localizadores. La numeración de la cadena principal se realiza para que los sustituyentes en conjunto tomen los menores localizadores. Si varios localizadores son iguales se emplean los prefijos di, tri, tetra, penta, hexa para indicar el número de veces que aparece cada sustituyente en la molécula. Los localizadores se separan por comas de haber tantos como sustituyentes. Si al numerar la cadena principal por ambos extremos, nos encontramos a la misma distancia con los primeros sustituyentes, nos fijamos en los demás sustituyentes y numeramos para que tomen los menores localizadores. Si al numerar en ambas direcciones se obtienen los mismos localizadores, se asigna el localizador más bajo al sustituyente que va primero en el orden alfabético. Si dos o más cadenas tienen igual longitud, se toma como principal la que tiene mayor número de sustituyentes. Existen algunos sustituyentes con nombres comunes aceptados por la IUPAC, aunque se recomienda el uso de la nomeclatura sistemática. Los nombres sistemáticos de estos sustituyentes se obtienen numerando la cadena comenzando por el carbono que se une a la principal. El nombre del sustituyente se forma con el nombre de la cadena más larga terminada en –ilo, anteponiendo los nombres de los sustituyentes que tenga dicha cadena secundaria ordenada alfabéticamente. Nomeclatura de Alquenos: Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contenga el doble enlace. La numeración comienza en el extremo que otorga al doble enlace el menor localizador. El nombre de los sustituyentes precede al de la cadena principal y se acompaña de un localizador que indica su posición en la molécula. La molécula se numera de modo que el doble enlace tome el localizador más bajo. Cuando hay varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente y se acompañan de sus respectivos localizadores. Cuando el doble enlace está a la misma distancia de ambos extremos, se numera para que los sustituyentes tomen los menores localizadores. En compuestos cíclicos resulta innecesario indicar la posición del doble enlace, puesto que siempre se encuentra entre las posiciones 1 y 2. Nomeclatura de los Alquinos: Los alquinos responden a la fórmula CnH2n-2 y se nombran sustituyendo el sufijo –ano del alca-no con igual número de carbonos por –ino. Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contiene el triple enlace. La numeración debe otorgar los menores localizadores al triple enlace. Cuando la molécula tiene más de un triple enlace, se toma como principal la cadena que contiene el mayor número de enlaces triples y se numera desde el extremo más cercano a uno de los enlaces múltiples, terminando el nombre en –dino, -trinoo, etc. Si el hidrocarburo contiene dobles y triples enlaces, se procede del modo siguiente: Se toma como cadena principal la que contiene al mayor número de enlaces múltiples, prescindiendo de si son dobles o triples