Química Inorgánica Tema 3. Química Inorgánica en Solución Sección 3.1 Teoría Ácido - Base

Transcripción

1 Química Inorgánica Tema 3. Química Inorgánica en Solución Sección 3.1 Teoría - Conceptos: Arrehenius Brønsted Lowry Lewis Pearson 1

2 Estabilidad Arrehnius Brønsted-Lowry Efecto nivelador Fuerza s s y s s Conceptos Pearson Lewis HSAB Solvente Tema 3 Química Inorgánica en en Solución Termodinámica Soluciones acuosas Electroquímica Reacciones Redox 2

3 Concepto de según Arrehnius s sustancias que liberan iones hidrógeno H + s sustancias que liberan iones hidroxilo OH - HCl H + + Cl - Svante Arrehnius 1884 NaOH Na + + OH - 3

4 Concepto de según Brønsted - Lowry : Molécula donadora de protones : Molécula aceptora de protones CH 3 CO 2 H + H 2 O H 3 O + + CH 3 CO 2 - J N Brønsted y Thomas Lowry

5 Concepto de según Brønsted - Lowry NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - 5

6 Concepto de según Brønsted - Lowry En medio acuoso: HF + H 2 O H 3 O + + F - (1) NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - (2) (1).- En esta reacción el agua actúa como base aceptando protones del HF (2).- En este caso el agua actúa como ácido donando protones al NH base 1 ácido 2 + base 2 Conjugados 6

7 Concepto de según Lewis 4CO + Ni Ni(CO) 4 2NH 3 + Ag + Ag(NH 3 ) 2 +??? G. N. Lewis 1923 : molécula capaz de ceder un par de electrones : molécula capaz de aceptar un par de electrones 7

8 Concepto de según Lewis Partículas con al menos un par de electrones libres, que está disponible para la formación de un enlace (donador de pares de electrones). Aniones: X -, (X = H, Cl, Br, I),. Moléculas: NH 3, OH 2, (pares de electrones libres). Partículas electrofílicas con capas de electrones más externos parcialmente vacías (vacantes electrónicas, orbitales no ocupados), que actúan como aceptores de pares de electrones frente a otras partículas: Cationes: Ag +, Ba 2+, R-CH 2+, Moléculas: BF 3, SO 3, BCl 2 (octete incompleto); SiF 4, SF 4 (octete por expandir); CO, N 2 (orbitales π antienlazantes vacíos). 8

9 Concepto de según Lewis NH 3 + BF 3 H 3 NBF 3 9

10 Concepto de según Lewis Aductos de Lewis 10

11 Concepto de según Lewis Iones de metales de transición actúan como ácidos Lewis Y los ligandos coordinados como bases Lewis NH 3 H 3 N NH 3 Co NH 3 Co H 3 N NH 3 NH 3 Generación de aductos de Lewis [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ Enlace coordinado dativo 11

12 Concepto de según Lewis Regla del número atómico efectivo EAN (effective atomic number) En un compuesto de coordinación la suma de los electrones aportados por los ligandos más aquellos del metal debe ser igual a el número de electrones del siguiente gas noble NH 3 [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ H 3 N Co NH 3 Co 3+ = 24 electrones NH 3 = 2 electrones cada uno x 6 = 12 electrones H 3 N NH 3 Total = 36 electrones NH 3 Igual que el kriptón, gas noble ubicado al final del período del cobalto [Co(NH 3 ) 6 ] Kr 12

13 Concepto de según Lewis CO Cr(CO) 6 OC Cr CO Cr = 24 electrones CO = 2 electrones cada uno x 6 = 12 electrones Total = 36 electrones OC CO CO Igual que el kriptón, gas noble ubicado al final del período del cromo Cr(CO) 6 13

14 Concepto de según Lewis La combinación de ácidos y bases de Lewis puede ser interpretada en términos de la teoría de Orbital Molecular (OM). El nivel energético del orbital molecular desocupado más bajo (LUMO) del ácido de Lewis es energéticamente comparable al orbital ocupado más alto en energía (HOMO) de la base de Lewis. En tal caso se puede formar un orbital molecular combinado en el que se reduce la energía del par de electrones de la base de Lewis. 14

15 Teoría del Enlace Químico: Reglas y Postulados de Lewis Donador-Aceptor de e - Reacciones - s y s de Lewis Enlace covalente coordinado: Un átomo aporta el par de e - y el otro es capaz de aceptarlo. Enlace covalente: Cada átomo aporta un e - en el enlace Máxima aplicación bloque p, n=2 Configuración de gas inerte [Ne] Para n = 3 y 4 existen orbitales d y f Anomalías del Octeto Formación de enlaces Fuerza impulsora de formación de enlaces Alcanzar un octeto en su nivel de valencia (n) Regla de los 18 e - Estabilidad de complejos coordinados Sidwick (1926) en complejos alcanzan configuración del siguiente gas inerte en la serie Lagmuir (1920) usar configuración de otro gas inerte diferente al Ne Importancia del apareamiento de e- entre átomos vecinos Lewis 1926 Regla del Octeto [Ne] 1s 2 2s 2 2p 6 Electrones de Valencia: e - que toman parte en los enlaces químicos (los más externos, mayor n) Reacciones Químicas con compuestos de coordinación Estructuras de Lewis Carga formal Valencia: medida de su capacidad de formar enlaces (con H) Símbolo de Lewis: átomo rodeado de sus e - de valencia Grado de compartición de e - de valencia 15

16 Teoría de s y s según Pearson Explicar la especial afinidad de algunas bases de Lewis respecto A ciertos ácidos Lewis HSAB R. G. Pearson 1963 s y bases duras s y bases blandas 16

17 Teoría de s y s según Pearson Duro Blando Comprende la mayor parte de los iones de la tabla periódica. Estos ácidos se caracterizan por: Pequeña polarizabilidad. Alto estado de oxidación ó moléculas con carga positiva alta sobre el átomo central Bajo radio iónico. Baja electronegatividad Alta densidad de carga Alta polarizabilidad. Cationes con bajo estado de oxidación o moléculas con electrones de valencia que se ceden fácilmente. Alta electronegatividad. Baja densidad de carga. Alto radio iónico. 17

18 Teoría de s y s según Pearson Dura Blanda Pequeña polarizabilidad. Los iones monoatómicos poseen una alta densidad de carga El átomo donador posee una alta electronegatividad. Bajo radio iónico. Alta densidad de carga. Alta polarizabilidad. El átomo donador posee una electronegatividad muy baja. Baja densidad de carga. Alto radio iónico. 18

19 Teoría de s y s según Pearson Clasificación de los iones en HSAB: duros (blanco), intermedios (sombreado), blandos (negro). 19

20 Teoría de s y s según Pearson 20

21 Teoría de s y s según Pearson Principio fundamental: los ácidos duros se combinan de forma preferente con bases duras y los ácidos blandos se combinan de forma preferente con bases blandas. El concepto permite hacer predicciones cualitativas sobre la tendencia que tienen las partículas a reaccionar, la estabilidad y el tipo de enlace que se formará en el complejo ácido-base: O duro-duro estable blando-blando estable duro-blando inestable H 3 C CH 2 Compuestos Organometálicos y de Coordinación. 21

22 Teoría de s y s según Pearson Carbonilos metálicos Cr(CO) 6 Ni(CO) 4 Ru 3 (CO) 12 Carbonilos como bases blandas Con metales M 0 como ácidos blandos Cr(acac) 3 Co(acac) 3 Acetilacetonatos como bases duras Con metales altamente oxidados como ácidos duros RNH 2 Dura s Duros Cr 3+ Fe 3+ Co 3+ H 2 NR-R 2 S R 2 S Blanda Pd 2+ Cu + Ag + s Blandos 22

23 Referencias Generales D. Shriver and P. Atkins, Inorganic Chemistry,Oxford University Press, Bélgica Glen E. Rodgers, Química Inorgánica, McGraw Hill, España, J. E. Huheey, E. Keiter,R. Keiter, Química Inorgánica, Oxford University Press, México, Referencias HSAB R.G.Pearson, J.Am.Chem.Soc., 85, , 1963 R.G.Pearson, Science, 151, , 1966 R.G.Pearson, Chem. Br., 3, , 1967 R.G.Pearson, J.Chem.Ed., 45, , 1968 G.Klopman and R.F.Hudson, Theoret. Chim. Acta, 8, 165, 1967 G.Klopman, J.Am.Chem.Soc., 90, ,