Resonancia o mesomería

La formación de toda molécula implica que los átomos que la integran deben acercarse entre si, a una distancia óptima minima que les permita originar un enlace estable. Esta distancia óptima minima que separa a los dos núcleos de los átomos que forman una molécula, se llama longitud de enlace (L.E.). En la Tabla presentada a continuación se señalan algunos valores de longitudes de enlace en angstroms (Å). 1 Å = 10⁻¹⁰m

Longitudes de enlace en Å

La mayoría de los datos que aparecen en la Tabla anterior corresponden a las longitudes de enlace calculadas o teóricas.

Ahora bien, cuando se determinan experimentalmente las longitudes de enlace H - H en el agua, C - H en el metano, C - C en los alcanos y otros compuestos, se observa que los valores obtenidos coinciden con los valores teóricos.

Si se representan estas moléculas con estructuras de Lewis obtenemos lo siguiente.

Agua

Metano

Etano

Metanol

Solamente es posible una sola estructura y por eso es que las longitudes de enlace teórica y experimental coinciden.

En otros casos una sustancia no puede ser representada por una sola estructura de Lewis.

Tenemos como ejemplos:

1) Benceno

LE teórico C - C: 1,54A

LE teórico C = C: 1,34A

Sin embargo la longitud de enlace experimental para todos los enlaces carbono-carbono es de 1,39Å. La conclusión es que el benceno existe en una forma intermedia (híbrido) entre las estructuras propuestas. Estas estructuras propuestas se llaman formas contribuyentes. El híbrido resonante para el benceno es

el cual coincide con las propiedades determinadas experimentalmente. En este caso se dice que los electrones que forman el enlace pi (π) del doble enlace están deslocalizados en toda la molécula.

2) 1,3-butadieno.

LE teórico C - C: 1,48Å

LE. teórico C = C: 1,34Å

La longitud de enlace experimental para todos los enlaces carbono-carbono es de 1,46Å.

Al igual que el benceno, la estructura real de la molécula de 1,3-butadieno, es una forma intermedia (híbrido) entre las señaladas anteriormente.

NOTA

Cuando los enlaces sencillos y dobles están alternos se les llama enlaces conjugados.

Las sustancias que se comportan como las descritas anteriormente, se dice que presentan resonancia o mesomería. La definición de resonancia es la siguiente: son estructuras equivalentes de una molécula o ion, que representan las diferentes maneras de enlazar los átomos cumpliendo la regla del octeto

Las diferentes formas de resonancia (formas contribuyentes) no denotan diferentes tipos de moléculas o iones. La verdadera estructura es un híbrido intermedio entre todas las estructuras contribuyentes, llamado híbrido de resonancia.

Una sustancia que posee moléculas que presentan resonancia es más estable que aquellas que no la presentan, ya que los electrones del segundo enlace están deslocalizados en toda la extensión de la molécula.

Otras estructuras resonantes

Cloroeteno (cloruro de vinilo)

Ácido acético

Ion acetato

Éter-metilvinílico

Naftaleno

Los ejemplos más corrientes de resonancia en compuestos, se presentan en los sistemas aromáticos sustituidos.

Fenol

Nitrobenceno

La estructura resonante más estable es aquella que posee las cargas (+) y (-) lo más alejadas posibles.

Preguntas de control:

15. Define longitud de enlace

16. ¿Cuáles son los valores teóricos de las longitudes de enlace para el C - C y el C - H en el eteno? ¿Cuáles son los valores experimentales? Explica

17. ¿Cuáles son los valores teóricos para las longitudes de enlace para el C - C y el C = C en el benceno? ¿Cuál es el valor experimental? Explica.

18. Define resonancia. ¿Qué es híbrido de resonancia?

19 ¿Cómo es la estabilidad de las moléculas que presentan resonancia, con relación a las que no la presentan?

20. ¿Qué entiendes por enlaces conjugados?

21. ¿Cómo se pueden explicar las diferencias entre los valores teóricos y experimentales para las longitudes de enlace?

22. Escribe las estructuras resonantes para ácido acético, naftaleno y nitrobenceno.

12 errores que todo docente debe evitar al dar una clase.

1. Hacer de la clase un monólogo.

2. No escuchar a los estudiantes.

3. Evadir el contacto visual.

4. Incumplir lo que se promete.

5. Dejar crecer los conflictos.

6. Emplear como materiales únicamente libros de texto y copias.

7. Utilizar solo exámenes escritos para evaluar.

8. Evidenciar los errores de los estudiantes.

9. Usar el miedo o la amenaza para mantener la disciplina.

10. Poner a los estudiantes solo a copiar y responder cuestionarios.

11. Utilizar como espacio de enseñanza solamente el aula.

12. No continuar aprendiendo.

Ácidos y Bases

Concepto de Lowry y Bronsted

En 1923 Lowry y Bronsted enunciaron su concepto de ácido y base. "Un ácido es una especie química que tiene tendencia a perder o a donar un protón y una base es una especie que tiene tendencia a aceptar o incorporar un protón". 

De acuerdo con esto la ionización del HCl(ac) sigue el siguiente proceso.

Consideraciones

1. El HCl(ac) dona un protón al H₂O, por lo tanto, el primero actúa como ácido, y el H₂O como base, ya que acepta el protón

2. La reacción es reversible, por lo tanto, el H3O+ cede un protón (actúa como ácido) al Cl-(ac) (actúa como base).

3. Como HCl(ac) y Cl-(ac) difieren en un protón, se les llama par ácido-base conjugado.

4. De igual modo, H3O+(ac) y H₂O, son un par ácido-base conjugado.

En función de esto, la reacción anterior se escribe:

Concepto de Lewis

Otra definición de ácido y base la cual es fundamental para la comprensión de la Química de los compuestos orgánicos, fue propuesta en 1923 por Gilbert Newton Lewis. Según Lewis, "Un ácido es cualquier sustancia que puede aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente, y una base es aquella que puede ceder un par de electrones para formar un enlace covalentes". Este es el más general y fundamental de los conceptos ácido-base, porque extiende el concepto a las reacciones que no implican protones.

Asi tenemos:

El H+ del HCl acepta el par de electrones (ácido de Lewis) que le cede el N (base de Lewis) del NH3.

Otro ejemplo lo constituye la reacción del trifluoruro de boro con el éter etilico.

Resumiendo

1. Especies quimicas con deficiencias de pares electrónicos actúan como ácidos de Lewis.

2. Especies químicas que poseen pares electrónicos disponibles actúan como bases de Lewis

Fuerza de los ácidos y las bases

Fuerza de los ácidos

La definición de Lowry y Bronsted sugiere que un ácido fuerte tiene una gran tendencia a transferir un protón a otra molécula, en consecuencia, mientras más electronegativo sea el átomo al cual está unido el H dentro del ácido, más débilmente está retenido el protón, ya que los electrones que forman el enlace se polarizan hacia el átomo más electronegativo. Con la ayuda de la Tabla. De Electronegatividaes, podrás constatar que el orden de acidez para los ácidos abajo señalados es la correcta.

HF > HCI > HBr > HI

En los ácidos carboxilicos influye en la acidez de los mismos, el efecto inductivo que puedan realizar los sustituyentes diferentes al H.

La medida cuantitativa de la fuerza de un ácido, está dada por el valor de la constante de disociación ácida, es decir, la constante de equilibrio de la reacción.

Mientras mayor sea el valor para Ka, mayor fuerza como ácido (mayor acidez) tiene la sustancia, ya que el producto [H3O+] [X-] es alto.

Fuerza de las bases

La definición de Lowry y Brönsted sugiere que una base fuerte es aquella que tiene una gran afinidad por los protones, es decir, acepta protones. Al igual que en el caso anterior, la fuerza de una base está dada por el valor de la constante de disociación básica

La expresión matemática para calcular esta constante se ejemplifica con la siguiente reacción.

Mientras mayor sea el valor para Kb, mayor fuerza como base (mayor basicidad) tiene la sustancia, ya que el producto [NH4+ ] [OH-] es alto.

Preguntas de control:

7. Define ácido y base según los conceptos de:

a) Bronsted y Lowry

b) Lewis

Ejemplifica.

8. Completa la reacción

¿Quién actúa como ácido? ¿Por qué?

9. Según el concepto de Lowry y Brönsted cuál es la característica de un ácido fuerte. Explica.

10. ¿Cómo está dada la medida de la fuerza (acidez) de un ácido?

11. Se tienen 3 bases y sus constantes de disociación. Base 1, base 2 y base 3. Además K3 > K1 > K₂ ¿Cuál de las tres bases es la más fuerte? Explica.

12. Escribe la reacción de equilibrio del ácido acético con el agua. ¿Cuál es la expresión para su constante Ka? ¿Cuál es su valor?

13. Explica lo que le sucede a la acidez de un ácido cuando en la cadena existe uno o más sustituyentes alquilicos.

14. Se tienen los alcoholes 2-metil-2-propanol, metanol y 2-propanol. Organizalos de mayor a menor en orden de acidez. En función de tu respuesta, ¿cómo será la reac ción de ellos con el Na?,

Sustancias puras - Actividad Valorativa

Exploremos...

1. Observa detenidamente los siguientes materiales y responde lo que de pregunta a continuación:

a. Basándote la Guía Pedagógica publicada en Classroom y en la explicaciones hechas en clase, ¿Cuáles de estos materiales son mezclas?

b. ¿Cuáles son sustancias puras? ¿Por qué?

c. ¿Qué diferencia existe entre las sustancias presentadas?

Apliquemos...

2. Nombra algunas sustancias puras de uso común en:

a. El hogar

b. La industria

c. La farmacia

3. Clasifica las sustancias nombradas por ti en la pregunta anterior, en:

a. Elementos

b. Compuestos

4. Ubiica los siguientes elementos en la tabla periódica moderna, indicando el grupo y el periodo al cual pertenecen:

a. Hidrógeno

b. Hierro

c. Potasio

d. Oxígeno

e. Oro

f. Mercurio

5. ¿En qué se diferencia una sustancia pura de una mezcla?

6. ¿Por que algunas mezclas comerciales utilizadas en la vida diaria, tales como champús y jabones de tocador , no se usan puras sino mezcladas?

7. Nombre tres (3) ejemplos de mezclas a las que, en la vida diaria y en la industria, se le agreguen nuevas sustancias para cambiar sus propiedades de acuerdo a su uso.

Propiedades coligativas - Actividad Valorativa

Ejercicios de control:

1. A la temperatura de 20°C, la presión de vapor del agua es igual a 17,53 mm de Hg. ¿Qué variación sufrirá la presión de vapor del agua si se disuelven 18 g de una sustancia no volátil y no electrolito, de masa molar 181 g/mol en 100 g de agua?

2. Calcula el punto de ebullición de 100 g de solución 2,16 m de urea.

3. Calcula el punto de congelación de una solución que contiene 25 g de glucosa en 300 mL de agua.

4. La constante crioscópica (Kc) del benceno vale 5,18°C/m. Se disuelven 2 g de una sustancia en 150 g de benceno, obteniéndose una solución que congela a 4,8°C. Calcula la masa molar de dicha sustancia sabiendo que el punto de congelación del benceno puro es de 5,44°C.

5. Disolviendo 10 g de una sustancia en 100 g de alcohol etílico se obtiene una solución que hierve a 79,2°C. Halla la masa molar de dicha sustancia. La constante ebulloscópica (Ke) del etanol vale 1.2 °C/m y su punto de ebullición es de 78°C.

6. Calcula la masa molar de una sustancia si una solución de 119,97 g en 3500 mL de agua ejerce una presión osmótica de 2,24 atm a 10°C.

Preguntas de control:

1. ¿Qué son propiedades coligativas de las soluciones?

2. ¿Cuáles son las propiedades coligativas de las soluciones?

3. ¿Qué es presión de vapor?

4. ¿Qué es punto de fusión?

5. ¿Qué es punto de ebullición?

6. ¿Qué es presión osmótica?

7. Enunciar la Ley de Raoult

8. ¿Qué es constante ebulloscopica?

9. ¿Qué es constante crioscópica?

10. A continuación se señalan soluciones y su respectiva concentración. Indica cuál de ellas presenta el mayor ascenso del punto de ebullición. Explica:

a) Solución 0,1 molal de glicerina

b) Solución 0,1 molal de glucosa

c) Solución 0,1 motal de alcohol etílico.

Propiedades coligativas en soluciones no electrolíticas (RESÚMEN)

Las propiedades de una solución que dependen del número de particulas de soluto presente reciben el nombre de propiedades coligativas. Comprenden la presión de vapor, el punto de congelación, el punto de ebullición, presión osmótica.

Propiedades coligativas en soluciones no electroliticas Las soluciones no electroliticas en solución acuosa no conducen la corriente eléctrica: ejemplo: urea, glucosa, etc.

Presión de vapor. Es la fuerza ejercida por moléculas gaseosas de un material sobre superficie del material.

Δp = descenso de la presión de vapor (mmHg).

Pa = presión de vapor solvente puro (mmHg).

Xs = fracción molar del solvente.

P = presión de vapor de la solución (mmHg).

Raoult estableció: "El descenso en presión de vapor de un disolvente es proporcional a la fracción molar del soluto".

ΔP= Pa * Xs

P = Pa - Po

Punto de ebullición: Se denomina como la temperatura por la cual se pasa del estado liquido al estado gaseoso. El aumento en el punto de ebullición es directamente proporcional a la concentración del soluto.

a) Δte = Ke x m

b) Δte = (Ke * gsoluto) / PM soluto * kg solvente

c) PE = PE Normal * Δte

Punto de congelación: La temperatura por cual se pasa del estado liquido al estado sólido.

El descenso en el punto de congelación del solvente es proporcional al número de particulas disueltas.

a) Δtc = Kc * m

b) Δtc = (Ke * gsoluto) / (PMsoluto x kg solvente)

c) PC = PCNormal - Atc

Presión osmótica: Es la fuerza que debe aplicarse sobre la superficie de la solución que contiene mayor cantidad de soluto, para detener el paso del solvente hacia ella. La presión osmótica es una propiedad coligativa, directamente proporcional a la concentración del soluto e independiente de su naturaleza.

a) π = M * R * T

b) π = (gsoluto * R * T) / (PMsoluto * V)

Preguntas de control:

❶¿Qué son propiedades coligativas de las soluciones?

❷ ¿Cuáles son las propiedades coligativas de las soluciones?

❸¿Qué es presión de vapor?

❹¿Qué es punto de fusión?

❺¿Qué es punto de ebullición?

❻¿Qué es presión osmótica?

❼Enunciar la Ley de Raoult

❽¿Qué es constante ebulloscopica?

❾ ¿Qué es constante crioscópica?

Sustancias puras

Una sustancia pura es un material homogéneo, con una composición constante y una serie de propiedades características que permiten identificarla y clasificarla. Las sustancias puras pueden ser de dos clases: elementos y compuestos.

Toda sustancia que al ser sometida a cambios químicos dé origen a dos o más sustancias más sencillas, recibe el nombre de sustancia compues ta o compuesto; en caso contrario se denomina sustancia simple o elemento.

Los compuestos son sustancias constituidas por dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas de masa.

Los compuestos son más numerosos que los elementos; hay cientos de miles de ellos. El compuesto más abundante es el agua, formada por hidrógeno y oxígeno.

En la corteza terrestre el compuesto más abundante es un sólido, el dióxido de silicio o sílice, que conforma alrededor del 60% de ella y es uno de los constituyentes de la mayoría de las rocas de la Tierra.

Otro compuesto importante es el dióxido de carbono, un gas cuyos constituyentes son carbono y oxígeno.

Las propiedades de los compuestos son muy diferentes de las propiedades de sus elementos constituyentes. Así por ejemplo, las propiedades del cloruro de sodio (sal común) son muy distintas de las propiedades de los elementos sodio y cloro:

➤ El cloro es un gas verdoso, venenoso.

➤ El sodio es un metal blando, plateado, vene noso también, pero sin embargo la sal común, es blanca y no venenosa. Es evidente que hay un cambio marcado en su estructura cuando estos dos elementos de combinan.

Cada día los científicos sintetizan un gran número de compuestos, los cuales se encuentran formando parte de las telas, plásticos, detergentes, medicinas...

Los compuestos pueden ser:

➤ Inorgánicos: Óxidos, ácidos, bases y sales.

➤ Orgánicos: hidrocarburos, drogas, colorantes, según si en su constitución entra o no el carbono como elemento esencial.

Los elementos son las sustancias básicas que componen la materia. Son sustancias simples que no pueden descomponerse en sustancias aún más simples.

A temperaturas ordinarias:

a) Algunos elementos se encuentran en estado sólido, como el hierro, aluminio, azufre, carbón.

b) Otros se encuentran en estado líquido, como el

mercurio y el bromo.

c) Otros en estado gaseoso, como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, helio y neón.

El elemento más abundante en el universo es el hidrógeno, aunque en la Tierra el oxígeno es más abundante.

Los elementos o sustancias simples se pueden clasificar en metales y no metales, con base en una serie de propiedades diferentes para cada clase.

1. Los metales se caracterizan por ser buenos conductores del calor y de la electricidad.

➤ Ser sólidos, con la excepción del mercurio que es líquido.

➤ Poseer brillo metálico

➤ Ser duros.

➤ Presentar altos puntos de fusión y de ebullición.

➤ Pueden ser reducidos a láminas o alambres y presentar altas densidades.

2. Los no metales presentan las características a los metales. La mayoría de los no metales son líquidos o gases.

La inmensa variedad de compuestos que existen en el ambiente están constituidos relativamente por muy pocos elementos, no todos de igual abundancia e importancia; de hecho, sólo hay 90 elementos presentes en la Tierra, el aire y el mar o, como decimos generalmente, solo se encuentran 90 elementos en la naturaleza. Unos cuantos (sólo 23 hasta ahora) han sido obtenidos por el hombre, por lo que el número de elementos conocidos es de *113.

Una sustancia constituida por átomos iguales es un elemento. Mediante los métodos químicos ordinarios no es posible transformar un elemento en otro ni modificar sus propiedades.

Los elementos se combinan para formar compuestos.

Para separar los compuestos en sus elementos constituyentes generalmente es necesario utilizar energía, en forma de calor o electricidad.

Clasificación de los elementos en la tabla periódica

En la tabla periódica moderna los elementos están dispues tos en siete (7) filas o secuencias horizontales, denominadas períodos, en los cuales las propiedades de los elementos varían regularmente. De los 7 períodos, 3 son cortos y cuatro son largos. El último de estos es incompleto.

La tabla periódica presenta también columnas o secuencias verticales llamadas grupos, que contienen elementos de conduc ta similar. Un numeral romano, a la cabeza de cada columna, indica a qué grupo pertenece el elemento.

En total existen 16 grupos, de los cuales 8 corresponden a la familia A, y 8 a la familia B.

Propiedades coligativas de las soluciones

Introducción

Cuando dos o más sustancias se mezclan para dar lugar a una solución, el resultado es una sustancia con una serie de propiedades físicas propias y diferentes a aquellas que poseían las sustancias originales. Estas propiedades emergentes en las soluciones reciben el nombre de propiedades coligativas y dependen directamente de la concentración de soluto, mas no de su naturaleza química. A continuación profundizaremos sobre algunas de estas propiedades.

Presión de vapor

Las moléculas de un líquido cualquiera, a una determinada temperatura, poseen una cierta cantidad de energía cinética. Algunas moléculas, especialmente aquellas situadas cerca de la superficie, pasan espontáneamente al estado gaseoso, es decir, se volatilizan. No obstante, como resultado de las constantes colisiones entre moléculas, muchas de estas regresan nuevamente al líquido, dando como resultado un estado de equilibrio entre las fases gaseosa y líquida de la sustancia. Ahora bien, si el líquido se haya contenido en un recipiente cerrado, la fracción gaseosa ejercerá presión sobre la tapa del recipiente, al golpearla continuamente. Esta presión, denominada presión de vapor, se puede medir y es característica de cada sustancia (fig. 1).

La proporción entre las fases gas-líquido, depende de la fuerza de cohesión existente entre las moléculas. Si la cohesión es débil, una gran cantidad de moléculas se volatilizarán. Mientras que, si la cohesión es fuerte, serán muy pocas las que lo consigan. Esto es lo que determina que unas sustancias sean más volátiles que otras. Por otro lado, la presión de vapor aumenta con la temperatura, ya que, al contar con mayor energía cinética, más moléculas pasarán a la fase gaseosa.

Una solución cuyo soluto sea no volátil, poseerá una presión de vapor menor que la observada en el solvente puro. Por el contrario, si el soluto es volátil, la presión de vapor de la solución será la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla. Estas relaciones se resumen en la ley de Raoult, formulada por François Raoult (1830-1901) en 1887.

Matemáticamente, la ley de Raoult se expresa así cuando el soluto es no volátil:

P⁰ᴀ = Pᴀ * Xᴀ

Donde Pᴀ es la presión de la solución, Pᴀ⁰ es la presión del solvente puro y Xᴀ es la fracción molar del solventes en la solución. Así, entre más diluida sea la solución, menor será la disminución de la vapor (fig. 2)

Para dos componentes volátiles tendremos:

P𝘴𝘰𝘭𝘶𝘤𝘪𝘰𝘯 = Pᴀ + Pʙ

donde Psolución es la presión de vapor de la solución final, y Pᴀ y Pʙ representan las presiones parciales de los componentes A y B, calculadas según la fórmula anterior.

Punto de ebullición

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión atmosférica. Si a este líquido se le adiciona un soluto no volátil, la temperatura de ebullición de la solución resultante, aumenta (fig. 3).

Experimentalmente se ha encontrado que la elevación del punto de ebullición ΔT, es proporcional a la concentración molal (m) de la solución, según la expresión:

ΔT = Ke*m

Donde, m es la concentración molal y Ke es la constante de proporcionalidad, llamada constante ebulloscópica molal.

Ke se expresa en °C/m y es característica de cada solvente (fig. 4).

Punto de congelación

En soluciones formadas por solutos no volátiles se observa un descenso de la temperatura de congelación, respecto a la del solvente puro. Esta disminución es proporcional a la concentración molal de la solución y se relaciona por medio de la constante crioscópica molal, que se expresa en °C/m y depende de la naturaleza del solvente. La expresión matemática es:

ΔT = Kc*m

Una de las aplicaciones de esta propiedad coligativa se relaciona con los anticongelantes, sustancias empleadas principalmente en automóviles para evitar que el agua de los radiadores se congele durante el invierno.

Presión osmótica

La ósmosis es un fenómeno que se aplica especialmente a soluciones en las cuales el solvente es el agua. Consiste en el paso de moléculas de agua (solvente) a través de una membrana semipermeable, desde un compartimiento menos concentrado hacia otro, con mayor concentración de soluto. Una membrana semipermeable es una película, que permite el paso del solvente más no del soluto. Las moléculas del solvente pueden pasar en ambas direcciones, a través de la membrana, pero el flujo predominante ocurre en la dirección menor a mayor concentración de soluto y termina cuando la presión ejercida por el golpeteo de moléculas de soluto a uno y otro lado de la membrana, se iguala. Este golpeteo se traduce en un valor de presión, ejercida por las moléculas de soluto sobre la membrana, denominada presión osmótica (fig. 5).

La presión osmótica depende de la cantidad de soluto y puede interpretarse como si el soluto fuera un gas que ejerce presión sobre las paredes de un recipiente, su expresión matemática es:

π = n*R*T / V

donde, P representa la presión osmótica, n/V se interpreta como la con centración molar de la solución y R es la constante universal de los gases. Si el solvente es agua, la molaridad será equivalente a la molalidad. De donde, obtenemos que:

π = M*R*T = m*R*T