Presentacion de predicción de reacciones de formacion de acido base complejos redoz y precipitación.

1. EQUILIBRIOS ÁCIDO BASE

2. EQUILIBRIO ÁCIDO BASE
• Es el mantenimiento de un nivel normal de
la concentración de iones hidrogeno (H+) .
• La concentración de los iones (H+) de una
solución determina su grado de acidez.
• Los ácidos son sustancias que liberan
protones .
• Las bases son las que captan los
protones.

3. • Según la teoría de Arrhenius, se pueden
escribir los siguientes equilibrios:
• HA œ A-+ H+
• BOH œ B++ OH-
• La reacción mediante la cual una base neutraliza las
propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización y
se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del
tipo:
• ácido + base œ sal + agua

4. • Según Bronsted y Lowry: a todo ácido le
corresponde una base conjugada con la
• que está en equilibrio y toda base tiene su
ácido conjugado.
• Así:
• Acido1 œ Base1 + H+
• Base2 + H+ Acido2

5. CONSTANTES DE EQUILIBRIOS
DE PARA ÁCIDOS Y BASES
• Los equilibrios de disociación de un acido
o una base quedan caracterizados
mediantes una constante de equilibrio
llamada constante de Ionización acida o
básica (Ka o Kb).
• Ka=[A-][H3O+]/[HA]
• Kb=[BH+][OH-]/[B]

6. CONCEPTO DE pK, pKa y pKb.
• La descripción del grado de acidez en
términos de pH tiene la enorme ventaja de
evitar operaciones con potencias decimales
de exponentes negativos. Dado que las
constantes de equilibrio vienen dadas, por lo
general, como potencias de diez, es posible
extender la idea recogida en la definición de
pH al caso de los valores de .. Así, se define
el pK, para una reacción en equilibrio, en la
forma:
• pK = -logK

8. EL pH
• Sorensen propuso en 1903 el pH como
método para expresar la acidez que evita el
empleo de potencias negativas. El acrónimo
pH procede de potencial de hidrogeno.
• pH=-log[H+]=log(1/[H+], donde la
concentración de protones se expresa en
moll-1.
• Una disolución acida presenta pH <7, una
neutra pH=7 y una básica pH>7.

9. pOH,pKa, pKb,pKw.
• Por comodidad en ocasiones se emplean
estas magnitudes que se definen de forma
análoga al pH:
• pOH=-log[OH-]
• pKa=-logKa
• pKb=-logKb
• pKw=-logKw

10. PREDICCIÓN DE LAS
REACCIONES ACIDO-BASE
• Consideremos dos disoluciones D1 y D2 la
primera contiene el par ácido1/base1, en
• cantidades tales que [ácido1] = [base1]: la
segunda tiene el par ácido2/base2,
también
• en actividades iguales. La constante de
acidez de cada par se expresa:
• Ka1=[base1] [H3O+] / [ácido1]
• Ka2=[base2] [H3O+] /[ácido2]

11. • Tomando el cologaritmo de cada miembro
y despejando pH, se obtienen las dos
• relaciones :
• pH1= pKa1 + log [base1]/ [ácido 1 ]
• pH2= pKa2 + log [base2 ]/[ácido 2 ]

12. ESCALA DE pH
• Ya que los valores de constantes de acidez de los
pares ácido-base se dan en tablas, y que éstos
pueden sustituirse por los de pH de las
disoluciones cuando [ácido] = [base], (y así
determinarse en qué sentido se desplaza un
equilibrio dado) es posible predecir rápidamente si
una reacción ácido-base es factible o no.
• Para esto, es cómodo colocar los pares ácido-
base sobre una escala de pH en los valores
correspondientes a sus respectivos pKa . Los
ácidos suelen colocarse arriba del eje y las bases
abajo.
• Cualquier equilibrio ácido-base se desplaza a la
derecha si el ácido está colocado a la izquierda de
la base.

13. EJEMPLO
• Predecir si el ácido fluorhídrico puede reaccionar
con el cianuro. pKa HF/F-= 3.2 pKa HCN/CN-= 9,2
• HF 9.2 HCN
• F- 3.2 CN-
• El esquema nos permite concluir que el equilibrio
• HF + CN-F-+ HCN esta desplazado hacia la
derecha, por tanto, el ácido fluorhídrico puede
reaccionar con la base cianuro. También para la
predicción de las reacciones ácido-base, se puede
utilizar la regla nemotécnica de la “N”,

14. • Consideremos una disolución que
contenga ácido fluorhídrico (pKa=3.2) y
ácido acético(pKa=4.7), en la cual se
agrega progresivamente amoníaco (pK
a=9.2) .
• El ácido fluorhídrico se neutraliza antes
que el ácido acético porque es un donador
de protones más fuerte que este último.
Las predicciones de reacción pueden
hacerse mediante la escala de pH :

15. • Fuerza creciente de los ácidos.
H3O+ HF CHCH3COOH H2S NH4+ HSbO2 H2O
HF
3COOH
0 3.2 4.7 7 9.2 11 14
H2O F- CH2COO- HS- NH3 3 SbO2 OH-
NH
• Fuerza creciente de las bases.
• Cuando la cantidad de NH3 agregada es equivalente a
la de HF inicialmente presente, la disolución contiene
dos ácidos (NH4+ y CH3COOH) y una base (F-) . El
equilibrio que existe es.

16. • F- + CH3COOH ↔ HF + CH3COO-
• En efecto, la base F- se pone en equilibrio
con él. ácido más fuerte CH3COOH. Este
equilibrio está poco desplazado hacia
derecha. Una adición subsecuente de
amoníaco conduce después a la
“neutralización” del ácido acético.

18. • La oxidación es la perdida de electrones
• La reducción es la ganancia de electrones
• Reacción de oxido reducción es aquella que
transfiere electrones de un reactivo a otro

19. • Comparación con las reacciones redox
Acido1 + Base2  Base1 + Acido2
Ared + Box Aox +Bred

20. • Potenciales de reducción
Miden la tendencia de una especie a
reducirse frente al hidrogeno(tomado como
referencia)
Cuanto mayor sea el potencial de reducción
tendrá mas tendencia a reducirse , es decir
mayor será su poder oxidante
Cuanto menor sea el potencial de reducción
(mas negativo) mas tendencia tendrá a
oxidarse y tendrá mayor poder reductor

21. • Oxidara a todos aquellos que tengan un
potencial de reducción menor
• Reducirá a todos aquellos que tengan un
potencial de reducción mayor

22. • Tabla de potenciales estándar de
algunos pares redox.

23. • El proceso de reducción de una
semirreaccion redox cualquiera
OX + n e-  RED
• Cuanto mayor sea su potencial, mayor es la
tendencia de la especie OX a reducirse
ganando n e-. Consecuentemente menor es
la tendencia de la especie RED a oxidarse
cediendo n e-
• Las especies OX y RED, que se diferencian
en n e- se denominan PAR
OXIDANTE/REDUCTOR CONJUGADOS.
Cuanto mas fuerte sea un oxidante mas débil
es su reductor conjugado.

24. Escala de predicción de reacciones redox. (Charlot.)
Ya que el valor del potencial de equilibrio depende de la diferencia de
potenciales de estándar, si se colocan los pares redox en una escala de
potenciales de electrodo, cada uno de ellos en su valor de potencial
estándar, oxidantes que estén a la derecha de los reductores reaccionarán
de manera que su avance sea grande
Por lo tanto, si se añade polvo
de Zn metálico a una solución
Ejemplo: acuosa que contenga iones
0.34V –(–0.76V) = 1.10 V Cu2+, se espera que
espontáneamente ocurra la
Zn2+ Cu2+
reacción química:
Cu 2 Zn (s ) Cu (s ) Zn 2
-0.76 ~0.34
Zn(s) Cu(s)

26. • Para poder realizar esta predicción,
tendremos que tener en cuenta, a parte de la
constante Ks, también el valor del producto
iónico, que se simboliza con la letra Q.
Para hacer que una sustancia precipite por la
reacción entre dos sustancias disueltas, el
producto iónico de la sustancia debe tener un
mayor valor que la constante del producto de
solubilidad.
Q > Ks
• Si se cumple esta condición, el compuesto
precipitará hasta que llegue el momento en el
que Q sea igual a Ks, llegando así a decir
que la disolución se encuentra saturada.

31. •
DEFINICIONES
COMPLEJOS DE COORDINACIÓN: Especie formada por un catión
central rodeado de ligandos.
• ESFERA DE COORDINACIÓN: Todo lo que rodea al catión central.
• INDICE DE COORDINACIÓN: Número máximo de posiciones que
puede acomodar un catión alrededor suyo.
• LIGANDOS: Especies que rodean al catión central.
• MONODENTADOS: Ocupan una sola posición.
• POLIDENTADOS: Varios cationes centrales.
• COMPLEJOS MONONUCLEARES: Un solo catión central.
• COMPLEJOS POLINUCLEARES: Varios cationes centrales.
• COMPLEJOS LÁBILES: Sus equilibrios se alcanzan rápidamente.
• COMPLEJOS INERTES: Sus equilibrios tardan en alcanzarse.

32. INTRODUCCIÓN
• Los cationes pueden ejercer intensas acciones atractivas sobre los grupos
negativos o sobre los extremos negativos de moléculas neutras polares, dando
lugar a la formación de combinaciones de orden superior MLn que se
denominan complejos.
• Al ion metálico se le denomina ion central del complejo y los grupos L,
denominados ligandos, se unen al ion central mediante un enlace covalente
coordinado.
• Por tanto, la formación de complejos se puede explicar por al teoría ácido-
base
• de Lewis.

33. Científicos implicados en las
teorías de formación de complejos

34. TEORIA DE WERNER
• Postulado 1. La mayoría de los elementos químicos presentan
dos tipos de valencia, la valencia primaria o unión ionizable, hoy
número de oxidación y la valencia secundaria o unión no
ionizable, hoy número de coordinación. La valencia secundaria,
es decir, el número de coordinación, se representa por una línea
continua indicando el enlace de coordinación.
• Postulado 2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su
valencia primaria como su valencia secundaria.
• Postulado 3. La valencia secundaria o número de coordinación,
está dirigido hacia posiciones definidas en el espacio.

35. CONSTANTES DE EQUILIBRIO

36. ESTRUCTURA DE LOS COMPLEJOS
•
• Se denomina número de coordinación de un átomo central al
número de pares de electrones que acepta de los ligandos situados en la
primera esfera de coordinación. Este número de coordinación coincide con
la valencia secundaria de Werner y en el caso de ligandos mondentados
con el número de los mismos unidos al átomo central.

38. FACTORES QUE DETERMINAN LA
ESTABILIDAD DE LOS COMPLEJOS
1.- Capacidad de los cationes 2.- Capacidad de
para formar complejos acomplejamiento de los ligandos
Cationes con estructura electrónica de Ligandos con grupo O (unión
gas noble electrónica)̄
Ligandos con grupo N ̄ (enlace
Cationes de transición.
covalente)
Cationes con una subcapa llena

39. EFECTO QUELATO
• Un complejo quelato se forma con un catión central y un
ligando que ocupe simultáneamente más de una posición.
• Se origina un aumento adicionándole la estabilidad.
• Los ligandos quelatantes contiene grupos orgánicos y son
capaces de formar con el catión central varios anillos de 5 ó 6
eslabones.
• Los complexomas (derivados del AEDT) son quelatantes muy
utilizados por su gran estabilidad de los complejos que forman.

40. Como hemos visto, la estabilidad del complejo aumenta por el
efecto quelato de forma que el dietilendiamnacobre(ii) es más
estable que el tetraamincobre(ii).

41. TAMAÑO DEL ANILLO
• Al formase un complejo con un ligando polidentado se forma un ciclo; la
estabilidad del complejo será máxima cuando el número de eslabones es 5,
siendo menos estable los formados por 6 y 4 eslabones ya que presentan
mayor repulsión entre las nubes de electrones . .El resto de los anillos presenta
gran inestabilidad.
• EFECTOS ESTERICOS
• Si los ligandos son de gran volumen, es posible que los impedimentos
estéricos eviten que entre el número apropiado de ligandos. Estos cambios se
dan por ejemplo en el caso de la 1,10-fenantrolina, ligando que forma con el
hierro (II) un complejo muy estable de estequiometria 3:1. Sin embargo, un
derivado suyo, la 2,9-dimetil-1,10-fenantrolina ya no forma complejo con
hierro (II).

43. REACCIONES POR FORMACIÓN DE COMPLEJOS.
ESTABILIDAD DE LOS COMPLEJOS.
• Las reacciones de formación sucesivas de complejos serían:
• A cada proceso parcial le corresponde una corresponde una
constante de equilibrio de formación de complejo sucesiva:

44. • El proceso global de formación del complejo de máxima
coordinación en el ligando L sería:
• La correspondiente constante de formación global de formación o
de estabilidad de dicho complejo viene dada por la expresión:
• La inversa de la constante de formación de un complejo o de la
constante de estabilidad es la constante de inestabilidad o constante de
destrucción. Esta constante valora la estabilidad de los complejos de
forma que un complejo es tanto más estable

45. DIAGRAMA DE DISTRIBUCIÓN DE
COMPLEJOS
• Especiación: Verdadera forma en la que se encuentra un
elemento.
• De interés para metales pesados por su diferente toxicidad.

46. Nomenclatura de los
complejos
• En las fórmulas de los compuestos de coordinación van primero los
cationes, y después los aniones, aunque en los nombres primero se
nombra el anión, como se hace en los compuestos iónicos sencillos: cloruro
de sodio, NaCl.
• Los aniones que actúan como ligandos se nombran
utilizando la terminación o. Normalmente, las terminaciones XUR
cambian a R, las terminaciones LWR y DWR no cambian.
• Las moléculas neutras que actúan como ligandos
generalmente no modifican su nombre.

48. FORMACIÓN DE ESPECIES
•
INSOLUBLES pueden formarse
Cuando se añaden ligandos a un ión metálico,
especies insolubles, como el típico precipitado de níquel y
dimetilglioxima. Muchas veces, los complejos intermedios sin carga
que se forman en las etapas del proceso son escasamente solubles,
pero al añadir más moléculas de ligando pueden generarse
especies solubles.
• Por ejemplo:
• Ag+ + Cl-  AgCl (especie insoluble)
• Sin embargo al añadir más iones cloruro, las especies resultantes se
vuelven solubles:
• AgCl-2 AgCl2-3 AgCl3-4

49. Complejos solubles
• Las reacciones que dan lugar a complejos solubles pueden emplearse
para controlar la concentración de los iones metálicos libres en solución y,
en consecuencia, su reactividad.
• Por ejemplo, para evitar que un ión metálico precipite o tome parte en
otra reacción, podemos hacer que forme un complejo estable, con lo cual
disminuye la concentración del ión metálico libre.
• AGENTES COMPLEJANTES ORGÁNICOS
• Los agentes complejantes orgánicos tienen una importancia cada vez
mayor en la química analítica. Su sensibilidad intrínseca y su potencial
selectividad para reaccionar con iones metálicos los hace ser muy útiles
para precipitar metales y extraerlos de un solvente con otro. Los
compuestos orgánicos que tienen mayor aplicación son los que forman
complejos de aquelatos con iones metálicos.

50. Ácido
etilendiaminotetracético
•
(edta)
El ácido etilendiamotetracético o simplemente EDTA, es el
titulante complejométrico más versátil.
• La molécula de EDTA tiene seis sitios potenciales para
formar un enlace con un ion metálico: los cuatro grupos
carboxilo y los dos grupos amino, cada uno de estos últimos
con un par de electrones no compartidos. Por esta rezón, el
EDTA es un ligando hexadentado.
• NATURALEZA DE LOS COMPLEJOS DE EDTA CON IONES
METÁLICOS
• Las soluciones de EDTA son especialmente valiosas como
titulantes porque este reactivo se combina con los iones
metálicos en una proporción de 1:1 independientemente de
la carga del catión.

51. • El EDTA es un reactivo notable no sólo por formar
quelatos con todos los cationes, sino también porque
estos quelatos son suficientemente estables en las
titulaciones.
• Esta gran estabilidad se debe, sin duda alguna, a los
distintos sitios de complejación que existen dentro de
la molécula, que le confieren una estructura en
forma de jaula que encierra al catión y lo aísla de las
moléculas del solvente.
• Por su habilidad para complejar metales, el EDTA
tiene un amplio uso como conservado en alimentos y
muestras biológicas.