Iones complejos: definición, equilibrio y solubilidad

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Ser complejo en un mundo complejo

Si el mundo y la química no eran ya lo suficientemente complejos, también debemos ocuparnos de los iones complejos y sus efectos en la química de las soluciones. Un ion complejo es un ion que tiene un catión metálico central que está unido a una o más moléculas o iones llamados ligandos . Lo que vemos en estos iones complejos es una relación ácido-base de Lewis . Recuerde que un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones de otra molécula o ión, y una base de Lewis es una sustancia capaz de donar un par de electrones. ¿Cómo se verían algunos de estos ligandos (consulte la Figura 1)?


Figura 1: Ejemplos de ligandos comunes que forman iones complejos
Ejemplos de ligandos comunes

¿Qué ves en común en todos estos ejemplos de ligandos? Cada uno tiene uno o más pares de electrones no enlazantes disponibles que se pueden donar al catión metálico central para formar un ion complejo. Esto los convierte en bases de Lewis. Lo contrario es cierto entonces para los cationes metálicos centrales, ya que son ácidos de Lewis, como los iones de Cu, Co, Fe, Pb, Ag, Zn y otros. Entonces, ¿cómo se forman estos iones?

Formación y otra constante

El enlace típico que se encuentra en los iones complejos se llama enlace covalente coordinado, que es un caso especial de formación de enlace covalente en el que un átomo proporciona ambos electrones compartidos para formar el enlace en lugar de un electrón de cada átomo.

Aquí es donde entran en juego los pares de electrones no enlazados de los ligandos. Para los cationes que forman iones complejos, muchos lo hacen de manera escalonada con un ligando que se une al catión a través de un enlace covalente coordinado antes de que el siguiente ligando pueda unirse. Estas reacciones de apego son equilibrios y, por tanto, tienen asociada una constante de equilibrio.

La constante de equilibrio general para la formación de un ion complejo se llama constante de formación , K f . Cuando la formación del ión complejo es de varios pasos, la ecuación para la formación general del ión da como resultado una constante de formación que iguala el producto de las constantes de formación del paso individual:

Formación gradual de iones complejos

Tenga en cuenta que cada paso podría detenerse en ese paso en particular y producir un ion complejo donde la K f resultante para el paso 1 sería K 1 , K f para el paso 2 sería K 1 ⋅ K 2 , etc. Tales reacciones de múltiples pasos en este Los casos dependen en gran medida de la concentración del ligando en solución, por lo que el ajuste de la concentración del ligando puede detener la serie de reacciones en uno de los pasos intermedios si así se desea.

¿Disolver o no disolver? Esa es la pregunta

Aunque William Shakespeare nunca tuvo que lidiar con iones complejos que afectan la solubilidad, nosotros sí. La adición de ligando acuoso a soluciones que tienen un equilibrio de disolución puede tener un efecto si esa disolución implica uno de los cationes metálicos ácidos de Lewis. El efecto puede ser significativo. Veamos un ejemplo en el que intentamos disolver AgCl en una solución de NaCl acuoso (recuerde el efecto del ion común sobre la solubilidad). Es de esperar que debido a que la concentración de NaCl aumentó, se disolvería menos AgCl ((ver Tabla), pero la formación de iones complejos cambia esta situación radicalmente.

Acuoso [Cl ], MSolubilidad prevista, [AgCl], 10 5 M (solubilidad decreciente)Solubilidad medida, [AgCl], 10 5 M (resultados imprevistos)
0.0001.31.3
0,00390,00460.072
0,0360,000500,19
0,350,0000511,7
1.40,00001318
2.90,00000631000

Chico, esto está lejos de lo que se esperaba. Observe el cambio de solubilidad decreciente a creciente entre los valores en negrita de la columna 3. Al hacer que algunos de los cationes de plata formen iones complejos, está eliminando iones producto del equilibrio de disolución del cloruro de plata. Esto hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha, lo que permite que se disuelva más cloruro de plata en la solución, independientemente del efecto iónico común del cloruro del cloruro de sodio (el principio de Le Chatelier todavía nos persigue). Puede ver el efecto sobre la constante de equilibrio para la reacción general combinando el producto de solubilidad y los pasos de formación de iones complejos de la siguiente manera:

Efecto sobre la solubilidad

Note la diferencia en la diferencia entre la K sp y la K c, ya que es del orden de siete magnitudes de diferencia. Esto explica el aumento de la solubilidad cuando se pensó que estaría disminuyendo. Se observan aumentos similares en la solubilidad para los otros haluros y también para otras soluciones que contienen ligando.

Aumento de la solubilidad

De manera similar a la situación de aumento de solubilidad anterior donde había un ion común que contribuyó inesperadamente a la disolución de AgCl, podemos aumentar intencionalmente la solubilidad de los compuestos agregando una solución de ligando que formará un complejo con el catión presente para impulsar el equilibrio de disolución hacia la derecha.

Veamos una situación en la que preparamos una solución 0,10 M de AgNO 3 acuoso . Es de esperar que la concentración de iones de plata sea de 0,10 M ya que el nitrato de plata es fácilmente soluble en agua. Pero, ¿qué sucede cuando agregamos suficiente NH 3 para hacer que la solución general también sea 3.0 M en NH 3 ? La adición del amoníaco creará una situación de equilibrio en la que ya hay iones de plata en solución, por lo que cualquier cambio puede seguirse utilizando nuestro método ICE para tratar los equilibrios. Primero, comencemos con la ecuación de equilibrio y luego hagamos nuestra tabla ICE.

Ecualizador de plata y amoniaco

La reacción: Ag ++2 NH 3—->[Ag (NH 3 ) 2 ] +
En eso. Conc., M0,103,00
Camb., M-0,10-0,20+0,10
Conc. Final, M02.80,10

Ahora vemos que todos los iones de plata se consumirán inicialmente en la reacción que se muestra, pero este es un equilibrio, por lo que debería haber una reacción inversa y los iones de plata se agregarán nuevamente a la solución. ¿Cuánto aunque? Miremos esto como un equilibrio ahora comenzando con las concentraciones finales desde arriba.

La reacción: Ag ++2 NH 3<—->[Ag (NH 3 ) 2 ] +
En eso. conc., M02.80,10
Camb., M+ x+ 2x– X
EQ conc., MX(2,8 + 2x)(0,10 – x)

Al igual que en situaciones de equilibrio pasadas, si la constante de equilibrio, en este caso la constante de formación, es muy grande, podemos asumir que los cambios en la concentración serán mínimos en comparación con el valor constante y pueden despreciarse. Esto significa que donde haya suma y resta de valores de x , podemos ignorarlos (pero no en situaciones de multiplicación o división). Entonces, ahora podemos trabajar para resolver x en la expresión constante de formación:

EQ de solubilidad de plata en amoniaco

De esto podemos ver que la cantidad de plata que queda en solución, 8.0 x 10 -10 M después de agregar el amoníaco, está lejos de la cantidad inicial de 0.10 M para disolver el AgNO 3 . Este es uno de los poderes de la formación de iones complejos.

Resumen de la lección

Hemos aprendido que un ion complejo es un ion que tiene un catión metálico central que está unido a una o más moléculas o iones llamados ligandos y que estos ligandos interactúan con los cationes metálicos en una relación ácido-base de Lewis . Un ácido de Lewis puede aceptar pares de electrones y una base de Lewis puede donarlos. Estos forman enlaces covalentes coordinados con ambos electrones compartidos provenientes del ligando para formar iones complejos.

La formación de iones complejos es un equilibrio con una constante de equilibrio asociada llamada constante de formación , K f . También hemos visto cómo estos equilibrios de iones complejos pueden afectar profundamente la solubilidad normal de los compuestos en solución. Este es un poder de los iones complejos.