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Tema 3
Química Inorgánica en Solución
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ElectroquímicaElectroquímica
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Concepto de Ácido – Base según Brønsted - LowryConcepto de Ácido – Base según Brønsted - Lowry
J N Brønsted y Thomas Lowry 1923J N Brønsted y Thomas Lowry 1923
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(1).- En esta reacción el agua actúa como base aceptando protones del HF
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Conjugados
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Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis
Base: molécula capaz de ceder un par de electrones
Ácido : molécula capaz de aceptar un par de electrones
G. N. Lewis 1923G. N. Lewis 1923
4CO + Ni
2NH3 + Ag+
Ni(CO)4
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+
???
8
Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis
Ácido
Base
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parcialmente vacías (vacantes electrónicas, orbitales no ocupados),
que actúan como aceptores de pares de electrones frente a otras
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+, R-CH2
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Moléculas: BF3, SO3, BCl2 (octete incompleto); SiF4, SF4 (octete por
expandir); CO, N2 (orbitales π antienlazantes vacíos).
Partículas con al menos un par de electrones libres, que está disponible
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Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis
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NH3
NH3
NH3
NH3
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NH3
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12
Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base 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
[Co(NH3)6]3+
Co 3+ = 24 electrones
NH3 = 2 electrones cada uno x 6 = 12 electrones
Total = 36 electrones
Igual que el kriptón, gas noble ubicado al final del
período del cobalto
[Co(NH3)6]3+
Kr
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NH3
NH3
NH3
NH3
Co
NH3
NH3
13
Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis
CO
OC
OC
CO
Cr
CO
CO
Cr(CO)6
Cr(CO)6
Cr = 24 electrones
CO = 2 electrones cada uno x 6 = 12 electrones
Total = 36 electrones
Igual que el kriptón, gas noble ubicado al final del
período del cromo
14
Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base 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.
Ácido Base
15
Reacciones Ácido-BaseDonador-Aceptor de e-
Ácidos y Bases de
Lewis
Para n = 3 y 4
existen orbitales d y f Anomalías del Octeto
Regla de los 18 e-
Estabilidad de complejos
coordinados
Reacciones Químicas
con compuestos de
coordinación
Sidwick (1926) en complejos
alcanzan configuración del
siguiente gas inerte en la serie
Lagmuir (1920) usar
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inerte diferente al Ne
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Enlace covalente:
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Lewis
1926
Estructuras
de Lewis
Símbolo de Lewis:
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Carga formal
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Teoría del Enlace Químico: Reglas y Postulados de LewisTeoría del Enlace Químico: Reglas y Postulados de Lewis
16
Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
Ácidos y bases duras
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Explicar la especial afinidad de
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A ciertos ácidos Lewis
R. G. Pearson 1963R. G. Pearson 1963
HSABHSAB
17
Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
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.
Ácido Duro
Ácido Blando
18
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.
Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
Alta polarizabilidad.
El átomo donador posee una electronegatividad
muy baja.
Baja densidad de carga.
Alto radio iónico.
Base Dura
Base Blanda
19
Clasificación de los iones en HSAB: duros (blanco), intermedios
(sombreado), blandos (negro).
Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
20
Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
21
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:
Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
duro-duro → estable
blando-blando → estable
duro-blando → inestable
CH3
CH2
O
Compuestos Organometálicos
y de Coordinación.
22
Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
Cr(CO)6 Ni(CO)4
Carbonilos metálicos
Ru3(CO)12
Carbonilos como bases blandas
Con metales M0 como ácidos blandos
Cr(acac)3 Co(acac)3
Acetilacetonatos como bases duras
Con metales altamente oxidados
como ácidos duros
Cr3+ Fe3+ Co3+
Ácidos Duros
Ácidos Blandos
Pd2+ Cu+ Ag+
RNH2
Base Dura
R2S
Base Blanda
H2NR-R2S
23
R.G.Pearson, J.Am.Chem.Soc., 85, 3533-3543, 1963
R.G.Pearson, Science, 151, 172-177, 1966
R.G.Pearson, Chem. Br., 3, 103-107, 1967
R.G.Pearson, J.Chem.Ed., 45, 581-587, 1968
G.Klopman and R.F.Hudson, Theoret. Chim. Acta, 8, 165, 1967
G.Klopman, J.Am.Chem.Soc., 90, 223-234, 1968
Referencias GeneralesReferencias Generales
Referencias HSABReferencias HSAB
D. Shriver and P. Atkins, “Inorganic Chemistry”,Oxford University Press,
Bélgica 1999.
Glen E. Rodgers, “Química Inorgánica”, McGraw Hill, España, 1995.
J. E. Huheey, E. Keiter,R. Keiter, “Química Inorgánica”, Oxford University
Press, México, 1997.

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Teoría de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis y Pearson

  • 1. 1 Tema 3. Química Inorgánica en Solución Sección 3.1 Teoría Ácido - Base Teoría Ácido - Base Teoría Ácido - Base Química Inorgánica Conceptos: Arrehenius Brønsted – Lowry Lewis Pearson
  • 2. 2 Tema 3 Química Inorgánica en Solución Tema 3 Química Inorgánica en Solución Ácidos y BasesÁcidos y Bases SolventeSolvente ElectroquímicaElectroquímica Efecto nivelador Soluciones acuosas Reacciones Redox Fuerza Estabilidad Pearson Conceptos HSAB TermodinámicaTermodinámica Brønsted-Lowry Arrehnius Lewis
  • 3. 3 Concepto de Ácido – Base según ArrehniusConcepto de Ácido – Base según Arrehnius Ácidos sustancias que liberan iones hidrógeno H+ Bases sustancias que liberan iones hidroxilo OH - Svante Arrehnius 1884 Svante Arrehnius 1884 HCl → H+ + Cl - Ácido Base NaOH → Na+ + OH -
  • 4. 4 Concepto de Ácido – Base según Brønsted - LowryConcepto de Ácido – Base según Brønsted - Lowry J N Brønsted y Thomas Lowry 1923J N Brønsted y Thomas Lowry 1923 Ácido : Molécula donadora de protones Base : Molécula aceptora de protones Ácido Base CH3CO2H + H2O ⇄ H3O+ + CH3CO2 - Ácido Base
  • 5. 5 Concepto de Ácido – Base según Brønsted - LowryConcepto de Ácido – Base según Brønsted - Lowry NH3 + H2O ⇄ NH4 + + OH - Ácido BaseBase Ácido
  • 6. 6 HF + H2O ⇄ H3O+ + F - (1) NH3 + H2O ⇄ NH4 + + OH - (2) Concepto de Ácido – Base según Brønsted - LowryConcepto de Ácido – Base según Brønsted - Lowry (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 NH3 En medio acuoso: Ácido 1 + base 1 ⇄ ácido 2 + base 2 Ácido BaseBase Ácido Conjugados
  • 7. 7 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis Base: molécula capaz de ceder un par de electrones Ácido : molécula capaz de aceptar un par de electrones G. N. Lewis 1923G. N. Lewis 1923 4CO + Ni 2NH3 + Ag+ Ni(CO)4 Ag(NH3)2 + ???
  • 8. 8 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis Ácido Base 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+, Ba2 +, R-CH2 +, Moléculas: BF3, SO3, BCl2 (octete incompleto); SiF4, SF4 (octete por expandir); CO, N2 (orbitales π antienlazantes vacíos). 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: NH3, OH2, (pares de electrones libres).
  • 9. 9 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis NH3 + BF3 H3NBF3 ÁcidoBase
  • 10. 10 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis Ácido Base Ácido Base Aductos de Lewis
  • 11. 11 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis Iones de metales de transición actúan como ácidos Lewis Y los ligandos coordinados como bases Lewis Generación de aductos de Lewis Co3+ + 6NH3 [Co(NH3)6]3+ NH3 NH3 NH3 NH3 Co NH3 NH3 Enlace coordinado dativo
  • 12. 12 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base 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 [Co(NH3)6]3+ Co 3+ = 24 electrones NH3 = 2 electrones cada uno x 6 = 12 electrones Total = 36 electrones Igual que el kriptón, gas noble ubicado al final del período del cobalto [Co(NH3)6]3+ Kr 36 NH3 NH3 NH3 NH3 Co NH3 NH3
  • 13. 13 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base según Lewis CO OC OC CO Cr CO CO Cr(CO)6 Cr(CO)6 Cr = 24 electrones CO = 2 electrones cada uno x 6 = 12 electrones Total = 36 electrones Igual que el kriptón, gas noble ubicado al final del período del cromo
  • 14. 14 Concepto de Ácido – Base según LewisConcepto de Ácido – Base 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. Ácido Base
  • 15. 15 Reacciones Ácido-BaseDonador-Aceptor de e- Ácidos y Bases de Lewis Para n = 3 y 4 existen orbitales d y f Anomalías del Octeto Regla de los 18 e- Estabilidad de complejos coordinados Reacciones Químicas con compuestos de coordinación Sidwick (1926) en complejos alcanzan configuración del siguiente gas inerte en la serie Lagmuir (1920) usar configuración de otro gas inerte diferente al Ne 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 Formación de enlaces Importancia del apareamiento de e- entre átomos vecinos Lewis 1926 Estructuras de Lewis Símbolo de Lewis: átomo rodeado de sus e- de valencia Máxima aplicación bloque p, n=2 Configuración de gas inerte [Ne] Fuerza impulsora de formación de enlaces Regla del Octeto [Ne] 1s2 2s2 2p6 Carga formal Grado de compartición de e- de valencia Alcanzar un octeto en su nivel de valencia (n) Electrones de Valencia: e- que toman parte en los enlaces químicos (los más externos, mayor n) Valencia: medida de su capacidad de formar enlaces (con H) Teoría del Enlace Químico: Reglas y Postulados de LewisTeoría del Enlace Químico: Reglas y Postulados de Lewis
  • 16. 16 Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson Ácidos y bases duras Ácidos y bases blandas Explicar la especial afinidad de algunas bases de Lewis respecto A ciertos ácidos Lewis R. G. Pearson 1963R. G. Pearson 1963 HSABHSAB
  • 17. 17 Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson 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. Ácido Duro Ácido Blando
  • 18. 18 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. Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson Alta polarizabilidad. El átomo donador posee una electronegatividad muy baja. Baja densidad de carga. Alto radio iónico. Base Dura Base Blanda
  • 19. 19 Clasificación de los iones en HSAB: duros (blanco), intermedios (sombreado), blandos (negro). Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
  • 20. 20 Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson
  • 21. 21 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: Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson duro-duro → estable blando-blando → estable duro-blando → inestable CH3 CH2 O Compuestos Organometálicos y de Coordinación.
  • 22. 22 Teoría de Ácidos y Bases según PearsonTeoría de Ácidos y Bases según Pearson Cr(CO)6 Ni(CO)4 Carbonilos metálicos Ru3(CO)12 Carbonilos como bases blandas Con metales M0 como ácidos blandos Cr(acac)3 Co(acac)3 Acetilacetonatos como bases duras Con metales altamente oxidados como ácidos duros Cr3+ Fe3+ Co3+ Ácidos Duros Ácidos Blandos Pd2+ Cu+ Ag+ RNH2 Base Dura R2S Base Blanda H2NR-R2S
  • 23. 23 R.G.Pearson, J.Am.Chem.Soc., 85, 3533-3543, 1963 R.G.Pearson, Science, 151, 172-177, 1966 R.G.Pearson, Chem. Br., 3, 103-107, 1967 R.G.Pearson, J.Chem.Ed., 45, 581-587, 1968 G.Klopman and R.F.Hudson, Theoret. Chim. Acta, 8, 165, 1967 G.Klopman, J.Am.Chem.Soc., 90, 223-234, 1968 Referencias GeneralesReferencias Generales Referencias HSABReferencias HSAB D. Shriver and P. Atkins, “Inorganic Chemistry”,Oxford University Press, Bélgica 1999. Glen E. Rodgers, “Química Inorgánica”, McGraw Hill, España, 1995. J. E. Huheey, E. Keiter,R. Keiter, “Química Inorgánica”, Oxford University Press, México, 1997.