Svante Arrhenius: Aportes a la Química y Conceptos Clave

Svante Arrhenius

Svante Arrhenius fue un destacado científico sueco que realizó importantes contribuciones a la química, entre las que se destacan:

• Teoría de la disociación iónica
• Ecuación de Arrhenius
• Concepto de pH

Teoría de la disociación iónica (Premio Nobel de Química en 1903)

En esa época se pensaba que los iones se formaban solo por el paso de la corriente. Sin embargo, Arrhenius estableció que en algunos casos los iones existen en una sustancia sólida y llegan a disociarse y formarse cuando estos sólidos se colocan en H₂O, como sucede con el cloruro de sodio (NaCl). En otros casos, Arrhenius observó que algunas sustancias, a pesar de ser líquidas, no conducen la corriente, como por ejemplo: el ácido clorhídrico (HCl). Sin embargo, cuando este se disuelve en H₂O, se forman los iones y, por ende, sí es capaz de conducir la corriente.

Para explicar esta situación, Arrhenius desarrolló una teoría para explicar cómo se produce la conductividad eléctrica en las soluciones. Para esto, conectó una batería con dos cables y los introdujo en H₂O. Sin embargo, no se conducía la corriente, pero cuando él le agregaba alguna sustancia, sí se conducía.

Asumió entonces que ciertas sustancias en solución acuosa se disocian ionizándose y generando la conducción de la corriente.

Arrhenius llamó a las sustancias conductoras de la electricidad electrolitos y a las no conductoras no electrolitos, y planteó que estas últimas, cuando están en solución acuosa, permanecen en forma molecular, a diferencia de las primeras, que predominan en forma iónica.

Ecuación de Arrhenius

En 1889, demostró que la constante de velocidad de muchas reacciones químicas varía con la temperatura y estableció una ecuación que permitió relacionar la velocidad con que ocurre una reacción, la frecuencia de las colisiones entre las moléculas de los reactantes y la fricción con que chocan.

K=Ae^-Ea/RT

• K = constante de la velocidad
• A = factor de frecuencia de las colisiones
• e = base exponencial del logaritmo natural
• Ea = energía de activación (energía mínima necesaria para comenzar las colisiones entre las moléculas de los reactantes)
• R = constante universal de los gases (0,082 atm L/mol K)
• t = temperatura (medida en K)

La teoría de las colisiones señala que para que las moléculas de una sustancia estén en contacto y choquen, deben tener una energía mínima y una orientación adecuada.

Concepto de pH

A partir de la teoría de la disociación iónica, Arrhenius observó que algunas sustancias en solución acuosa forman iones, lo que motivó que él estableciera una diferencia entre ácidos y bases.

• Ácidos: toda sustancia que en solución acuosa libera protones (H⁺).
• Bases: cualquier sustancia que en solución acuosa libera iones hidroxilo (OH^-).

Definición de Lewis

Lewis amplió la definición indicando que:

• Ácido: es toda especie química en la cual el átomo central posee al menos un orbital de valencia desocupado, por lo tanto, puede acomodar o ceder electrones. Lewis dice que cualquier sustancia es ácida si tiene orbitales libres en la configuración.
• Bases: es toda especie química en la cual el átomo central posee orbitales con un par de electrones para compartir.

Otros aportes a la química

Linus Pauling

Químico estadounidense, doctorado en fisicoquímica. Introdujo el concepto de electronegatividad por orbitales híbridos y desarrolló el concepto de complementariedad antígeno-anticuerpo. Se le dio el Premio Nobel de Química en 1954 y también el Premio Nobel de la Paz.

Gracias a este aporte, surge el concepto de enlace químico, el que corresponde a la fuerza que mantiene unidos a los átomos al enlazarse, formando distintas moléculas, las que se diferencian entre sí por el número y tipo de átomos que las componen, así como la forma en que se disponen en el espacio.

Los átomos son más estables en un conjunto que aislados, por lo mismo:

1. Un átomo que, con una combinación química, tiende a alcanzar en su último nivel la configuración electrónica de un gas noble.
2. Para alcanzar la configuración de gas noble, un átomo puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo (para cumplir con la regla del dueto u octeto).

Cuando los átomos forman los enlaces, solamente lo hacen a través de sus electrones más externos, los cuales se ubican en el último nivel y se conocen como electrones de valencia.

Clasificación de los enlaces químicos

• Iónico: se caracteriza por la transferencia de uno o más electrones de valencia de un átomo a otro. El átomo que pierde electrones es menos electronegativo y se transforma en un ion positivo (catión), y el que los gana será un ion negativo (anión).
• Covalente: se produce cuando los átomos comparten sus electrones para adquirir la configuración de gas noble. Cuando las moléculas tienen el mismo Z, son apolares.
• Metálico: este enlace está constituido por estructuras gigantes en las cuales los electrones se mueven libremente. Debido a este movimiento, cada átomo queda cargado positivamente (modelo del mar de electrones).

Isomería

Científicos ganaron el Premio Nobel de Química en 1897 por un trabajo que hicieron en relación con la distribución que tienen los átomos de una molécula en el espacio. Gracias a esto, dieron a establecer que hay moléculas que tienen el mismo tipo y cantidad de átomos, pero por el hecho de distribuirse de manera distinta en el espacio, las moléculas adquieren propiedades físicas y químicas distintas.

A estas moléculas se les llama isómeros.

• Isomería de cadena: los átomos de carbono están enlazados de modo distinto.
• Isomería de posición: la unión de un grupo funcional puede efectuarse con distintos átomos de carbono de una misma cadena hidrocarbonada (orden del Cl).
• Isomería de función: se produce cuando dos o más compuestos tienen la misma fórmula molecular pero distinto grupo funcional (OH).
• Estereoisomería: se produce cuando dos compuestos tienen igual fórmula molecular y estructural, pero presentan distinta fórmula configuracional, es decir, sus átomos están distribuidos de igual manera pero situados de forma distinta en el espacio. También es denominada isomería espacial y hay dos tipos:
  • Isómero geométrico: es cuando tienen la misma fórmula, el carbono unido por doble enlace y los mismos átomos unidos a ellos, pero que se distribuyen distinto.
  • Isomería óptica: se refiere a la capacidad de una molécula de desviar el plano de la luz polarizada.