TEORÍA ACIDO-BASE DE LEWIS
La teoría de Bronsted y Lowry de ácidos y bases, a pesar de su generalización, no es lo suficientemente amplia para comprender todos los casos de comportamiento acido o básico de las sustancias, ni tampoco aplicarse a modificaciones electrónicas de los átomos parecidas a las que se presentan en los cambios protolíticos, pero sin que ocurra transferencia de protones.
Así por ejemplo el Dióxido de Carbono, CO2, o el Trióxido de Azufre, SO3, se comportan como ácidos, pues en presencia de un oxido básico tal como el del calcio, CaO, o el del Sodio, NaO, en ausencia del disolvente y, por tanto, sin transferencia de protones, reaccionan para formar una sal:
CO2 + CaO = Ca CO3 y S O3 + Na2 O = Na 2 S O4
Así mismo la reacción entre el cloruro de tionilo, Cl 2SO, y el sulfito potásico K2SO3 disueltos en dióxido de azufre líquido, según la ecuación
2Cl- + SO++ + SO3= + 2K+ = 2 Cl- + 2 K+ + 2 SO2
que tampoco incluye protólisis , es análoga a la reacción entre el acido clorhídrico y el hidróxido sódico en disolución acuosa
Cl + H2O + Na+ + OH- = Cl- + Na+ + 2 H2O
Estos resultados llevaron a LWIS a enunciar y a desarrollar su teoría mas general de ácidos y bases, los cuales son definidos de la siguiente manera:
Base de Lewis como una sustancia que puede donar un par de electrones. Un Acido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones. Por ejemplo, en la protonación del Amoniaco el NH3 actúa como una base de Lewis porque dona un par de electrones al protón H+, el cual actúa como un acido de Lewis porque acepta un par de electrones.
La importancia del concepto de Lewis es como mucho mas general que otras definiciones. Las reacciones Acido-Base de Lewis incluyen muchas reacciones que no incluyen ácidos de Bronsted. Considere, por ejemplo, la reacción entre el trifluoruro de Boro (BF3) y el amoniaco para formar un aducto como compuesto.
F H F H
l l l l
F - B + : N - H ----►F - B - N - H
l l l l
F H F H
ESTRUCTURA DE LOS IONES COMPLEJOS
Los colores que se asocian con la Química no solo son hermosos, sino que son informativos y proporcionan percepciones de la estructura y los enlaces de la materia,. Un grupo importantes de compuestos coloridos lo constituyen los de los metales de transición. Algunas de estas sustancias se usan en pigmentos de pinturas; otros producen los colores de vidrio y las piedras preciosas.
Cuando un ion simple se combina con uno o mas iones o con una o mas moléculas neutras para formar un nuevo ion, este se denomina ion complejo.
Por ejemplo en las especies como el ion [ Ag (NH3) 2 ]+ , que son conjunto de ion metálico central unido a un grupo de moléculas o iones que lo rodean son complejos metálicos o sencillamente complejos. Los compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación.
Las moléculas o iones que rodean al ion metálico en un complejo se conocen como agentes acomplejantes o ligandos (de la palabra latina ligare, que significa “unir”). Por ejemplo, hay dos ligandos NH3 unido a ala Ag+ en el ion [Ag (NH3) 2]+. Los ligandos son normalmente aniones o moléculas polares; además, tienen al menos un par no compartido de electrones de valencia, como se ilustra en los ejemplos siguientes:
H
.. l
: O – H : N - H
l l
H H
Puesto que los iones metálicos ( en particular los iones de metales de transición) tienen orbitales de valencia vacíos, pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de electrones). Debido a que los ligandos tienen pares de electrones no compartidos, pueden actuar como bases de Lewis (donadores de pares de electrones). Podemos visualizar el enlace entre el ion metálico y el ligando como el resultado de compartir un par de electrones que estaba inicialmente en el ligando.
H H H
l l l
Ag+ (ac) + 2 : N– H (ac) ---► [ H– N: Ag : N - H ]+ l l l H H H
Al formar un complejo se dice que los ligandos se coordinan al metal. El metal central y los ligandos unidos a el constituyen la esfera de coordinación del complejo. Al escribir la formula química de un compuesto de coordinación, usamos paréntesis rectangulares para separar los grupos que están dentro de la esfera de coordinación de otras partes del compuesto. Por ejemplo, la formula [Cu (NH3) 4 ] SO4 representa un compuesto que contiene el catión [Cu (NH3) 4]2 y el anión SO4 2- . Los cuatro ligandos NH3 del cation complejo están unidos directamente al ion cobre (II) y se encuentran en la esfera de coordinación del Cobre.
Un complejo metálico es una especie química definida con propiedades físicas y químicas características. Así pues, sus propiedades son diferentes de las del ion metálico o de los ligandos que lo constituyen. Por ejemplo los complejos pueden ser de un color muy distinto del de los iones metálicos y los ligandos que lo componen. Por ejemplo el cambio de color que se producen cuando se mezclan soluciones acuosas de SCN- y Fe3+ para formar
[Fe (H2O) 5 SCN]2+. Otro ejemplo lo puede constituir la formación el Sulfato de Cobre (II), (Cu SO4), se disuelve en agua y forma una disolución azul, este color se debe a los iones de Cobre (II) hidratados, muchos otros sulfatos (como el Na2SO4 ) son incoloros. Cuando se añaden unas cuantas gotas de disolución concentrada de Amoniaco a una disolución de Cu SO4, se forma un precipitado azul pálido de Hidróxido de Cobre (II)
Cu2+ (ac) + 2 OH- (ac) --► Cu (OH) 2 ( s)
Los iones OH- provienen de la disolución de Amoniaco. Si se agrega mas Nh3, el precipitado azul se disuelve y la disolución adquiere un hermoso color azul intenso, que ahora se debe a la formación del ion complejo Cu (NH·) 42+ (ac)
Se observa, que la formación de un ion complejo aumenta la solubilidad del
Cu (OH) 2
La teoría de Bronsted y Lowry de ácidos y bases, a pesar de su generalización, no es lo suficientemente amplia para comprender todos los casos de comportamiento acido o básico de las sustancias, ni tampoco aplicarse a modificaciones electrónicas de los átomos parecidas a las que se presentan en los cambios protolíticos, pero sin que ocurra transferencia de protones.
Así por ejemplo el Dióxido de Carbono, CO2, o el Trióxido de Azufre, SO3, se comportan como ácidos, pues en presencia de un oxido básico tal como el del calcio, CaO, o el del Sodio, NaO, en ausencia del disolvente y, por tanto, sin transferencia de protones, reaccionan para formar una sal:
CO2 + CaO = Ca CO3 y S O3 + Na2 O = Na 2 S O4
Así mismo la reacción entre el cloruro de tionilo, Cl 2SO, y el sulfito potásico K2SO3 disueltos en dióxido de azufre líquido, según la ecuación
2Cl- + SO++ + SO3= + 2K+ = 2 Cl- + 2 K+ + 2 SO2
que tampoco incluye protólisis , es análoga a la reacción entre el acido clorhídrico y el hidróxido sódico en disolución acuosa
Cl + H2O + Na+ + OH- = Cl- + Na+ + 2 H2O
Estos resultados llevaron a LWIS a enunciar y a desarrollar su teoría mas general de ácidos y bases, los cuales son definidos de la siguiente manera:
Base de Lewis como una sustancia que puede donar un par de electrones. Un Acido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones. Por ejemplo, en la protonación del Amoniaco el NH3 actúa como una base de Lewis porque dona un par de electrones al protón H+, el cual actúa como un acido de Lewis porque acepta un par de electrones.
La importancia del concepto de Lewis es como mucho mas general que otras definiciones. Las reacciones Acido-Base de Lewis incluyen muchas reacciones que no incluyen ácidos de Bronsted. Considere, por ejemplo, la reacción entre el trifluoruro de Boro (BF3) y el amoniaco para formar un aducto como compuesto.
F H F H
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F - B + : N - H ----►F - B - N - H
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F H F H
ESTRUCTURA DE LOS IONES COMPLEJOS
Los colores que se asocian con la Química no solo son hermosos, sino que son informativos y proporcionan percepciones de la estructura y los enlaces de la materia,. Un grupo importantes de compuestos coloridos lo constituyen los de los metales de transición. Algunas de estas sustancias se usan en pigmentos de pinturas; otros producen los colores de vidrio y las piedras preciosas.
Cuando un ion simple se combina con uno o mas iones o con una o mas moléculas neutras para formar un nuevo ion, este se denomina ion complejo.
Por ejemplo en las especies como el ion [ Ag (NH3) 2 ]+ , que son conjunto de ion metálico central unido a un grupo de moléculas o iones que lo rodean son complejos metálicos o sencillamente complejos. Los compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación.
Las moléculas o iones que rodean al ion metálico en un complejo se conocen como agentes acomplejantes o ligandos (de la palabra latina ligare, que significa “unir”). Por ejemplo, hay dos ligandos NH3 unido a ala Ag+ en el ion [Ag (NH3) 2]+. Los ligandos son normalmente aniones o moléculas polares; además, tienen al menos un par no compartido de electrones de valencia, como se ilustra en los ejemplos siguientes:
H
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: O – H : N - H
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H H
Puesto que los iones metálicos ( en particular los iones de metales de transición) tienen orbitales de valencia vacíos, pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de electrones). Debido a que los ligandos tienen pares de electrones no compartidos, pueden actuar como bases de Lewis (donadores de pares de electrones). Podemos visualizar el enlace entre el ion metálico y el ligando como el resultado de compartir un par de electrones que estaba inicialmente en el ligando.
H H H
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Ag+ (ac) + 2 : N– H (ac) ---► [ H– N: Ag : N - H ]+ l l l H H H
Al formar un complejo se dice que los ligandos se coordinan al metal. El metal central y los ligandos unidos a el constituyen la esfera de coordinación del complejo. Al escribir la formula química de un compuesto de coordinación, usamos paréntesis rectangulares para separar los grupos que están dentro de la esfera de coordinación de otras partes del compuesto. Por ejemplo, la formula [Cu (NH3) 4 ] SO4 representa un compuesto que contiene el catión [Cu (NH3) 4]2 y el anión SO4 2- . Los cuatro ligandos NH3 del cation complejo están unidos directamente al ion cobre (II) y se encuentran en la esfera de coordinación del Cobre.
Un complejo metálico es una especie química definida con propiedades físicas y químicas características. Así pues, sus propiedades son diferentes de las del ion metálico o de los ligandos que lo constituyen. Por ejemplo los complejos pueden ser de un color muy distinto del de los iones metálicos y los ligandos que lo componen. Por ejemplo el cambio de color que se producen cuando se mezclan soluciones acuosas de SCN- y Fe3+ para formar
[Fe (H2O) 5 SCN]2+. Otro ejemplo lo puede constituir la formación el Sulfato de Cobre (II), (Cu SO4), se disuelve en agua y forma una disolución azul, este color se debe a los iones de Cobre (II) hidratados, muchos otros sulfatos (como el Na2SO4 ) son incoloros. Cuando se añaden unas cuantas gotas de disolución concentrada de Amoniaco a una disolución de Cu SO4, se forma un precipitado azul pálido de Hidróxido de Cobre (II)
Cu2+ (ac) + 2 OH- (ac) --► Cu (OH) 2 ( s)
Los iones OH- provienen de la disolución de Amoniaco. Si se agrega mas Nh3, el precipitado azul se disuelve y la disolución adquiere un hermoso color azul intenso, que ahora se debe a la formación del ion complejo Cu (NH·) 42+ (ac)
Se observa, que la formación de un ion complejo aumenta la solubilidad del
Cu (OH) 2
Carga, numero de coordinación y geometría.
La carga de un complejo es la suma de las cargas del metal central y de los ligandos que lo rodean. En el [Cu (NH3)] SO4 podemos deducir la carga del complejo si reconocemos en primer termino que el SO4 representa el ion sulfato y tiene por tanto una carga de 2-. Puesto que el compuesto es neutro, el ion complejo debe tener una carga de 2+, [Cu (NH3) 4] 2+. Podemos usar entonces la carga del ion complejo para deducir el número de oxidación del Cobre. Los ligandos NH3 son neutros, el número de oxidación del cobre es 2+
[ Cu (NH3)4]2+
El átomo del ligando que esta unido directamente al metal es el átomo donador. Por ejemplo, el Nitrógeno es el átomo donador en el complejo [Ag (NH3) 2]+. El numero de átomos donadores unidos a un metal se conoce como numero de coordinación del metal. En el ejemplo citado, la plata tiene un numero de coordinación de 2; en el [Cr (H2O)4 (Cl 2]+, el cromo tiene un numero de coordinación de 6.
Algunos iones metálicos exhiben números de coordinación constantes. Por ejemplo el numero de coordinación del Cromo (III ) y del Cobalto ( III) es invariablemente 6, y el del P latino (II) es siempre 4. Sin embargo, los números de coordinación de casi todos los iones metálicos varían con el ligando. Los números de coordinación más comunes son 4 y 6.
La carga de un complejo es la suma de las cargas del metal central y de los ligandos que lo rodean. En el [Cu (NH3)] SO4 podemos deducir la carga del complejo si reconocemos en primer termino que el SO4 representa el ion sulfato y tiene por tanto una carga de 2-. Puesto que el compuesto es neutro, el ion complejo debe tener una carga de 2+, [Cu (NH3) 4] 2+. Podemos usar entonces la carga del ion complejo para deducir el número de oxidación del Cobre. Los ligandos NH3 son neutros, el número de oxidación del cobre es 2+
[ Cu (NH3)4]2+
El átomo del ligando que esta unido directamente al metal es el átomo donador. Por ejemplo, el Nitrógeno es el átomo donador en el complejo [Ag (NH3) 2]+. El numero de átomos donadores unidos a un metal se conoce como numero de coordinación del metal. En el ejemplo citado, la plata tiene un numero de coordinación de 2; en el [Cr (H2O)4 (Cl 2]+, el cromo tiene un numero de coordinación de 6.
Algunos iones metálicos exhiben números de coordinación constantes. Por ejemplo el numero de coordinación del Cromo (III ) y del Cobalto ( III) es invariablemente 6, y el del P latino (II) es siempre 4. Sin embargo, los números de coordinación de casi todos los iones metálicos varían con el ligando. Los números de coordinación más comunes son 4 y 6.
EJERCICIOS DE PRACTICA
1.-¿Cuál es el numero de oxidación del metal central en el [Co(NH3)5 Cl] (NO3)2?
SOLUCION El grupo NO3 es el anión Nitrato y su carga es 1-, NO3-. Los ligandos NH3, son neutros; el Cl es un ion Cloruro coordinado y su carga es por tanto 1-. La suma de todas las cargas debe ser cero:
[ Co (NH3) Cl ] (NO3) 2
El numero de oxidación del Cobalto, x, debe ser por tanto + 3.
2.- ¿Cuál es la carga del complejo, formado por un ion platino (II) rodeado de dos moléculas de amoniaco y dos iones bromuro?
SOLUCION El metal tiene un numero de oxidación de +3, el agua es neutra y 6 el Cloruro tiene una carga de 1- :
[Cr (H2O)4 Cl 2]+
La carga del ion es 1+.
Química y Vida
LA BATALLA POR EL HIERRO EN LOS SERES VIVOS
Aunque el hierro es el elemento que ocupa el cuarto lugar en abundancia en la corteza terrestre, los sistemas vivos tienen problemas para asimilar el hierro en cantidad suficiente para satisfacer sus necesidades. En consecuencia, la anemia por deficiencia de Hierro es un problema común en los seres humanos. En las plantas, la Clorosis, es una deficiencia del Hierro que por resultado el amarillento de las hojas, también es algo común. Los sistemas vivos tienen dificultades para asimilar el hierro a causa de los cambios que ocurrieron en la atmósfera en la Tierra en el curso de las eras geológicas, Los primeros seres vivos contaban con un suministro abundante de Hierro (II) soluble en los océanos . Sin embargo cuando el Oxigeno apareció en la atmósfera, se formaron inmensos depósitos rehierro (ii) insoluble, la cantidad de hierro disuelto que quedo era demasiado reducido para sustentar la vida. Los microorganismos se adoptaron a este problema secretando un compuesto que retiene el hierro, llamado sideróforo, el cual forma un complejo soluble con el hierro (III). Este complejo se llama Ferricromo. La fuerza de retención del hierro del sideróforo es tan grande que es capaz de extraer hierro de objetos de vidrio Pirex, y solubiliza fácilmente el hierro de los óxidos de hierro.
La carga global de ferricromo es cero, lo que hace posible que el complejo pase a través de las paredes celulares que son bastantes hidrofóbicas. Cuando se adiciona una solución diluida de ferricromo a una suspensión de células , el hierro se encuentra todo dentro de la célula. Cuando el Ferricromo entre en la célula, el hierro es retirado a través de una reacción catalizada por enzimas que reduce al Hierro a hierro (II). El hierro en el estado de oxidación mas bajo, no se coordina fuertemente con el sideróforo. Los microorganismos adquieren el hierro excretando sideróforo en su entorno inmediato e introduciendo luego el complejo de ferricromo a la célula.
Figura adjunta.
En los seres humanos el hierro se asimila tomándolo de los alimentos en el intestino. Una proteína llamada transferían se une al hierro y lo transporta a través de la pared intestinal para distribuirlo a otros tejidos del cuerpo. El adulto normal contiene en total unos 4 g de hierro.
Una bacteria que infecta la sangre requiere una fuente de hierro para crecer y reproducirse. La bacteria excreta sideróforo en la sangre para competir con la transferían por el hierro que esta contiene. Las constantes de formación de la unión del hierro son aproximadamente las mismas para la transferían y para el sideróforo. Cuanto mas hierro esta disponible para la bacteria, mas rápidamente se podrá reproducir y en consecuencia mayor será el daño que podrá causar. Hace algunos años, varias clínicas de Nueva Zelanda administraban suplementos de hierro a los infantes poco después del nacimiento. Sin embargo las incidencias de ciertas infecciones bacterianas era ocho veces mayor en los infantes tratados que no tratados. Se puede suponer que la presencia en la sangre de mas hierro que el absolutamente necesario facilita a las bacterias la obtención del hierro necesario para crecer y reproducirse.
Es Estados Unidos es practica medica común completar la formula infantil con hierro en algún momento durante el primer año de vida. Esta práctica se basa en que la leche Humana carece prácticamente de hierro. Dado lo que se conoce ahora acerca del metabolismo del hierro en las bacteria, muchos investigadores en nutrición piensan que, en general, loa suplementos de hierro no se justifican ni son prudentes.
Para que las bacteria continúen multiplicándose en el torrente sanguíneo, deben sintetizar mayor cantidad de sideróforo. Se ha descubierto que la síntesis de sideróforo en las bacterias se hace mas lenta a medida que la temperatura aumenta arriba de la temperatura normal del cuerpo de 37ºC, y se detiene por completo a los 40ºC. Esto sugiere que la fiebre en presencia de un microbio invasor es un mecanismo que utiliza el cuerpo para privar a las bacterias de hierro.
