De los grupos funcionales en quimica orgánica, los que se ven aqui son los alcoholes, aldehídos y cetonas, que corresponden a hidrocarburos con una funcion alcohol (OH) en los alcoholes y un carbonilo en su estructura (CO), refiriendonos a aldehidos y cetonas.
martes, 6 de octubre de 2015
GRUPOS FUNCIONALES: ALCOHOL, ALDEHIDO, CETONA
VIDEO: GRUPOS FUNCIONALES
De los grupos funcionales en quimica orgánica, los que se ven aqui son los alcoholes, aldehídos y cetonas, que corresponden a hidrocarburos con una funcion alcohol (OH) en los alcoholes y un carbonilo en su estructura (CO), refiriendonos a aldehidos y cetonas.
De los grupos funcionales en quimica orgánica, los que se ven aqui son los alcoholes, aldehídos y cetonas, que corresponden a hidrocarburos con una funcion alcohol (OH) en los alcoholes y un carbonilo en su estructura (CO), refiriendonos a aldehidos y cetonas.
DISCOVERY: CAMBIOS DE ESTADO
CAMBIOS DE ESTADO
En discovery chanel realizaron el siguiente material referente a los cambios de estado de la materia, donde señala claramente la forma en que éstos ocurren.
domingo, 4 de octubre de 2015
CARÁCTER ÁCIDO BASE (ARRHENIUS, BRONSTED-LOWRY, LEWIS)
Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: “¿Qué es un ácido?” No fue sino hasta 100 años más tarde que se tuvo una buena respuesta y esto es gracias a tres químicos que se dedicaban a la búsqueda una mejor contribución a la ciencia. Científicos como Svante Arrhenius, Johannes Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y Gilbert N. Lewis contribuyeron enormemente en lo que es la teoría de los ácidos y bases en las cuales a través del tiempo se han dado cuenta de muchas cosas, gracias a los experimentos de laboratorios que hacían con la ayuda de un papel llamado papel tornasol.
Estos compuestos son electrólitos ya que tienen la característica de permitir el paso de la corriente eléctrica con mayor o menor facilidad.
Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa.
- Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
- Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
- Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
- Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,
- Tienen un sabor amargo.
- Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
- Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.
- Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
- Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
- Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
- Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
- Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
- Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
- Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
Ejemplos
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
- El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
- En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Ejemplo de la teoría de Lewis:
- El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H3N: + BF3ðH3N-BF3
Bibliografía
- Ralph Burst, "Fundamentos de Química", Prentice Hall, 2 ed., cap. 16, p. 472-489.
- Encarta Enciclopedia Microsoft , "Átomos y Bases, Bronsted, Lowry, Lewis, Arrhenius", 1999.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Las propiedades periódicas de los elementos químicos, son características propias de dichos elementos que varían de acuerdo a su posición en la tabla periódica, ósea dependiendo de su número atómico.
Las propiedades periódicas son: electronegatividad, electropositividad, radio atómico, afinidad electrónica, potencial de ionización, la densidad atómica, el volumen atómico, temperatura de fusión y temperatura de ebullición.
Aunque las cuatro ultimas propiedades mencionadas muchas veces son consideradas aperiódicas
Las propiedades mayormente estudiadas son.
Electronegatividad
La es la tendencia que un átomo tiene para atraer hacia el los electrones cuando forma un enlace químico.
La electronegatividad tiene la particularidad de no poder ser dimensionada directamente por lo que necesita de otro tipo de cálculos basados en otras propiedades atómicas o moleculares para ser determinada.
La escala de Pauling es una muestra fiel del ejemplo anteriormente mencionado, en ella se define que la electronegatividad crece en la familia de abajo hacia arriba, debido a la disminución del radio atómico y del aumento de intercesiones del núcleo con la electrosfera.
Radio atómico.
Cuando nos referimos a radio atómico, básicamente planteamos la posibilidad de medir la distancia entre el núcleo de un átomo y la nube de electrones que componen su capa externa.
Las técnicas existentes en la actualidad que permiten generar resultados, son por ejemplo la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X, en todo caso es necesario recalcar que no es una propiedad fácil de medir, ya que depende entre otras muchas variables de la especie química en la que se encuentre el átomo.
También es necesario aclarar que existen dos medidas que se pueden tomar dependiendo el caso, podemos obtener radios atómicos covalentes o metálicos, en el caso de los radios covalentes nos referimos a la distancia entre los núcleos de átomos vecinos en moléculas.
El radio metálico corresponde a la mitad de la distancia entre ambos núcleos lo que marcaría la pauta del tamaño del radio comprendido entre el núcleo del citado átomo y su capa de valencia.El radio atómico en la familia de los elementos aumenta de arriba hacia abajo, acompañada proporcionalmente de la cantidad de átomos de cada elemento, a mayor valor en numero atómico de un elemento, mayores son las fuerzas ejercidas entre el núcleo y la electrosfera, lo que se resume en un menor radio atómico.
Por lo tanto y como nos indica la tabla el elemento de mayor radio atómico es el Cesio
Afinidad Electrónica
La afinidad electrónica se basa en la medición de la energía liberada por un átomo en estado fundamental y no en estado gaseoso al recibir un electrón.
Además es la energía mínima necesaria para la liberación de un electrón perteneciente a un anión de un determinado elemento.
Los gases nobles no presentan afinidad electrónica relevante, aunque es importante recalcar que nunca igual a 0, la adición de electrones siempre genera liberación de energía.
La afinidad electrónica no presenta una forma muy definida dentro de la tabla periódica aunque su comportamiento es similar al de la electronegatividad, por lo tanto la veremos crecer de abajo hacia arriba de izquierda a derecha.
El Cloro como ejemplo claro posee la mayor afinidad electrónica de la tabla cerca de 350 KJ/mol
Potencial de Ionización
El potencial de ionización mide lo inverso a la afinidad electrónica, por lo tanto podemos decir que mida la energía necesaria para retirar un electrón de un átomo neutro en estado fundamental.
Considerando que la energía necesaria para retirar el primer electrón siempre es mayor que la necesaria para retirar el segundo electro que a su vez es menor que la tercera y así sucesivamente.
Presenta el mismo comportamiento que la afinidad electrónica y la electronegatividad.
Por lo tanto podemos deducir que el Flúor y el Cloro son los elementos con mayores potenciales de ionización ya que son los elementos de mayor afinidad electrónica de la tabla periódica.
TABLA PERIÓDICA (METALES, NO METALES, METALOIDES)
En 1927 Henry Moseley descubre un modo práctico de hallar los números atómicos, se utiliza un criterio para ordenar a los elementos químicos.
Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”.
Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”.
- Es decir los elementos están ordenados en función creciente de sus números atómicos.
- La tabla periódica actual (forma larga) fue diseñada por Werner y es una modificación de la tabla de Mendeleiev.
Descripción: Los elementos se hallan distribuidos:
- En 7 filas denominadas (periodos).
- En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B.
- PERIODOS: Son las filas horizontales, nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.
- Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son denominados Periodos cortos.
- Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto.
- Los elementos cuyos números atómicos se hallan comprendidos entre el La (Z= 57) y el Lu (Z= 71) se llaman Lantánidos.
- Los elementos con número atómico superior al Ac (Z= 89) se denominan Actínidos.
- Ellos se encuentran separados en 2 filas de la tabla periódica, con el objeto de no extender demasiado la figura.
- Los elementos después del Uranio (Z= 92) se han obtenido en forma artificial del uranio, denominándose a éstos Trans uránicos.
GRUPOS O FAMILIAS: Son agrupaciones verticales, que nos indican que poseen propiedades químicas semejantes, debido a que poseen los mismos electrones de valencia.
En la tabla periódica están ordenados en grupos A y B.
a) GRUPO A:- Están situados en los extremos de la tabla periódica.
- Nos indican el número de electrones de la última capa y se representan en números romanos.
- Terminan en el subnivel “s” y “p”
a) GRUPO B:- Están situados en la zona central de la tabla periódica.
- El número de electrones de la última capa, no nos indica el grupo; debido a que la valencia es variable.
- La configuración electrónica termina en el subnivel “d”.
- Los elementos de transición interna, llamados tierras raras: su configuración electrónica termina en“f”.
Tienen 8 subgrupos. El grupo VIII B tiene 3 casilleros.
Clasificación de los elementos químicosLos elementos químicos se pueden clasificar en: Metales, no metales, metaloides (anfóteros) y gases nobles.
Metales:- Son buenos conductores del calor y la electricidad.
- Se oxidan (pierden electrones).
- Se les denomina también reductores.
- Son electropositivos.
- Son sólidos a excepción del mercurio (líquido a temperatura ambiente).
No metales:- Son malos conductores del calor y la electricidad.
- Se reducen (ganan electrones).
- Se les denomina también oxidantes.
- Son electronegativos.
- La mayoría a temperatura ambiente se encuentran en estado sólido. Como gases están N, O, F, Cl, H y en estado líquido el Br.
Metaloides o anfóteros:Son elementos que tienen propiedades metálicas y no metálicas. Ocupan una región diagonal que se observa en la tabla periódica (transición entre metal y no metal); entre ellos podemos encontrar al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.Gases nobles:- Son elementos químicamente estables por tener su última capa 8 e- a excepción del He que tiene 2 y se representan.
n s2 p6 - No se combinan con ningún otro elemento. Sólo a temperaturas exigentes el Xe puede reaccionar.
- Sus moléculas son monoatómicas.
De acuerdo a su configuración electrónica, los elementos químicos se clasifican en: gases nobles, elementos representativos y elementos de transición.1. Gases nobles: Son los que se ubican en el extremo derecho de la tabla periódica, en el grupo 0, u VIII A (también 18). Los átomos de estos gases, con excepción del helio, tienen 8 electrones de valencia. Esto significa que el último nivel de energía tiene sus orbitales completos (8 e-), distribuidos según la configuración n s2 p6. Donde "n" representa el nivel de energía más externo.
2. Elementos representativos: Se ubican en los grupos A de la tabla periódica. Estos elementos tienen sus electrones de valencia en los orbitales "s" o "p" y sus configuraciones externas van desde n s1hasta n s2 p5, excluyendo al 1s2 (helio que corresponde a un gas noble).
3. Elementos de transición: Se sitúan en los grupos B de la tabla periódica. Sus átomos presentan configuraciones más complejas; los electrones de valencia se encuentran en los orbitales "d" o "f".
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