IONES COMPLEJOS
Qué es un ion complejo? Cuando un catión, llamado ion central, se neutras, llamadas ligandos, para formar un nuevo ion se llama ion co com mplej ejo o. P o r l o g e n e r a l e l i o n c e n t r a l e s u n i o n m e tá l i c o .
Ion complejo
Tipo de ion.
Cu(NH3)42+ Ag(CN)2-
complejo catiónico complejo aniónico
2
FeF63CdCl+
complejo aniónico Complejo catiónico
El agua puede actuar como ligando y los iones metálicos se encuentran a menudo en forma de acuocomplejos o complejos hidratados. Así por ejemplo Cu2+ se encuentran en realidad asociados a 4 moléculas de agua como Cu(H2O)42+.
La mayoría Metales mas comunes que forman complejos: Fe3+, Cd2+, Zn2+, Cu2+, Ni2+, Co2+, Pt4+, Au+, Ag+, Hg++
•
•
Metales alcalinos: Na+, K+, Li+ Ningún ion complejo Metales Metales alcalinoterreos: alcalinoterr alcalinoterreos eos: Ca++, Ba++, Sr ++ Pocos iones complejos, en condiciones especiales
Algunos complejos solubles de importancia en Hidrometalurgia NH3 Ag+
CN-
Ag(NH3)2+ Ag(CN)2-
Cl-
F-
OH-
AIF63-
AI(OH)4-
S-2
AgCI2-
AI3+ As3*
AsS 33-
Ass+
AsS43-
Au+
S 0 4-2
Au(NH3)2+ Au(CN)2-
+
4
-
Be2+
BeF Be F3-
Be(OH)3-
Co2* Co(NH3)62+ Co(CN)64Co3+ Co(NH3)63+ Co(CN)63Cu+
Cu(NH3)2+ Cu(CN)2-
CuCI2-
Cu2+ Fe2+
Cu(NH3)42+
CuCI3-
Fe(CN)64-
Fe3+
Fe(CN)63-
Fe(SO4)2-
C 0 3 -2
Algunos complejos solubles de importancia en Hidrometalurgia NH3
CN-
Cl-
F-
OH-
Hg2+ Hg(NH3)22+ Hg(CN)42- HgCI42 Mn(CN)64Mn2+ NbF 72Nb5+ Pt4+
S 0 4 -2
C 0 3 -2
HgS22-
PtCI62-
Sb3+ Sb5+ Si4+ Sn4+ Ta5+ U022+ Zn2+
S-2
.
S b ( O H ) 4-
SbS 33-
Sb(OH)6-
SbS 43-
Sn(OH)62-
SnS 32-
SiF 62SnCI62TaF72UO 2(SO (S O4)3- UO2(CO3)34Zn(NH3)42+
Zn(CN)42-
Zn(OH)3-
Ligand Liga ndos os in inorg orgán ánic icos os mas comunes:
NH3 CNClOHH2O
Las especies LIGANDOS tienen como característica fundamental el poseer por lo menos un par libre de electrones para ser compar tidos con el catión metálico o ion central .
Átomo de O tiene 8 electrones (2,6) y el de H 1 electrón Covalent Bond
1 par de e- libres
1 par de e- libres Covalent Bond
Átomo de N tiene 7 electr electrones ones (2,5) y el de H 1 electrón 1 par de e- libres
omo e
ene e ec rones , y e e
e ec rones
2 par de e- libres
Átomo de Cl tiene 17 electrones (2,8,7) 4 par de e- libres
,
Se define como el número máximo de ligandos asociados a un ion metálico. No existen reglas determinadas para predecir este número. Una regla práctica es la siguiente: El número máximo de ligandos que se asocian a un ión metálico es a menudo el doble de la carga iónica del ion. Ejemplo: Para los iones: Ag Ag+ y Au+, el número de coordinación es 2.
Números de coordinación para iones comunes N° coordinacion
Iones
2 3
Cu+ Cu+
Ag+ O2-
Au+ Pb2+
4
Cu2+
Cd2+
Zn2+
Co2+, Co3+
Ni2+, Ni3+
Fe2+, Fe3+
Pb4+
Mn2+
Sn4+, Sb3+
6
Un metal no tiene porque estar asociado con su número máximo de ligandos (excepto en el caso del agua). Así por ejemplo, en una disolución que contenga Cu 2+ y NH3 pueden encontrarse los siguientes iones: Cu(NH3)42+, Cu(NH3)32+, Cu(NH3)22+, Cu(NH3)2+, Cu2+. Aunque en realidad seria: Cu(NH3)42+,
Cu(NH3)3(H20)2+, Cu(NH3)2(H20)22+,
Cu(NH3)(H20)32*,
Cu(H20)42+.
Para concentraciones muy elevadas de NH3 libre existe también algo de Cu(NH3)52+. El número de iones complejos y sus concentraciones relativas dependerá de las concentraciones de Cu 2+ y NH3 en la disolucion.
La única manera segura de conocer la composición de un sistema de iones complejos (previamente estudiado) .
Representación geométrica de un ion complejo - Con cuatro ligandos generalmente es un tetrahedro, con los ligandos ocupando los vértices de este. H
H
H
H
H
N ..
NH
Zn(NH3)4++
++
.. N
H
H
H
H
H
- Con 6 ligandos forman f orman generalmente octaedros. El número de coordinación y la geometría del complejo están determinadas por la estructura electrónica del átomo central y de los ligandos.
Mecanismo de formación de iones complejos Cu2+ + NH3 = Cu(NH3)2+ Cu(NH3)2+ + NH3 = Cu(NH3)22+ Cu(NH3)22+ + NH3 = Cu(NH3)32+ Cu(NH3)32+ + NH3 = Cu(NH3)42+ La carga eléctrica que presenta el ion complejo se determina ajustando la ecuación iónica de su formación.
DIVISIÓN DE LOS IONES COMPLEJOS 1. Desde el pu punto de vi vista de del io ion me metálico ó ion central
COMPLEJOS MONONUCLEARES
central junto con sus ligandos asociados. COMPLEJOS POLINUCLEARES Contienen dos ó más iones metálicos centrales por cada molecula de un ion complejo: Fe 2(OH)2+4, Bi5(OH)8+2
2. Desde el punto de vi vista de del ligando COMPLEJOS
MONODENTADOS ("con solo un diente")
Los ligandos pueden satisfacer una sola posición de coordinacion de un ion metálico por ligando, es decir, el ligando posee una pareja de electrones que pueden ser utilizados para formar un enlace metal-ligando En general con los ligandos inorgánicos: NH3, H20, F-, CN-.
COMPLEJOS
POLIDENTADOS Cuando un ligando posee mas de una pareja de electrones que pueden ser utilizados para formar un enlace metal-ligando, es decir el ligando puede compartir dos o mas pares libres de electrones con el coordinacion del metal. Por ejemplo, el ligando orgánico ETILENDIAMINA (EN): H
H :N H
CH2CH2
N: H
La etilendiamina EN con sus dos pares libres de electrones se une al ion metálico satisfaciendo dos posiciones del metal, dando lugar a un anillo; así es el caso de la etilendiamina de cobre: H
H
: CH2
:
H
H
CH2
H
H
CH2
N:
:N
H
H
2+
Cu CH2
Otro ligando importante es el ácido etilendiaminotetraacético, que generalmente se conoce como EDTA:
Este EDTA reacciona siempre según una sencilla proporción uno a uno con un ion metálico:
Mn+ + Y4- = MYn-4
En donde Y4- es una abreviatura que representa la forma ionizada ionizada del EDTA.
Los complejos formados por ligandos polidentados se denominan denominan QUELATOS. QUELATOS.
Con estos quelatos solamente se puede formar una sola clase de compuestos, en cambio con los ligandos monodentados intermedios.
se
p u ed e n
formar
compuestos
Los complejos quelatos son más estables que aquellos
en
l os
q ue
intervienen
ligandos
monodentados, asi por ejemplo:
KEST del Cu(NH3)42+ = 4*1012 KEST del Cu(EN)22+ = 4*1019
VENTAJAS DE LA FORMACIÓN DE IONES COMPLEJOS
La formación de complejos proporciona una manera de aumentar la
solubilidad de un metal. Con Con
frecuen uencia se impid pide que que un ion metálico simple ple pr preecipi ipite o
intervenga en una reacción, formando un ion complejo, lo cual hace disminuir la concentración del ion metálico en la disolución.
La for formació aciónn de com comple plejos jos pr prop opor orci cion onaa una una maner nera de cont contrrolar olar la
concentración de un ion metálico simple en solución.
PREGUNT PREG UNTAS AS ??? ????? ??
CONSTANTES CONSTANTES DE FORMACIÓN FORMACIÓN Ó DE ESTABILIDAD •
Ejemplo: Cd-Cl +
1. Cd++ + Cl- = CdCl+ 2.
CdCl+
+
Cl-
K 1
=
= CdCl2(aq)K 2 =
CdCl
[Cd ][Cl ] ++
−
CdCl2(aq)
[CdCl ][Cl ] +
−
CdCl 3
3. CdCl2(aq) + Cl- = CdCl3K - 3 = [CdCl 4. CdCl3- + Cl- = CdCl4-2
K 4
=
−
][Cl ] −
2 ( aq )
CdCl 4
−
2
[CdCl ][Cl ] −
3
2
−
CONSTANTES DE FORMACIÓN GLOBAL Ó TOTAL •
Ejemplo: Cd-Cl +
1. Cd++ + Cl- = CdCl+ 2.
Cd++
+
2Cl-
β 1 =
= CdCl2(aq) β 2 =
3. Cd++ + 3Cl- = CdCl3-
β 3
=
CdCl ++
=
−
Cd Cl
CdCl2(aq)
[Cd ][Cl ] ++
−
CdCl 3
CdCl 4
−
K 1K 2
3
=
K 1 K 2 K 3
2
−
4. Cd++ + 4Cl- = CdCl4-2 β 4 = [Cd ][Cl ]4 ++
=
−
[Cd ][Cl ] ++
2
K 1
−
=
K 1 K 2 K 3 K 4
Como se puede apreciar, las constantes β son combinaciones de las constantes K. Para efectos de cálculos estas constantes β se pueden utilizar.
1
=
β CdCl4-2 = Cd++ + 4Cl-
[Cd ][Cl ] ++
K INESTABILI DAD
=
−
4
[CdCl ] −
2
4
Estas constantes de inestabilidad no se pueden usar directamente para cálculos.
FORMACIÓN DE COMPLEJOS DE SÓLIDOS Por ejemplo formación de complejos desde sales ligeramente solubles y que están en exceso en presencia de un anión:
Ejemplo:
AgCl(s) - Cl-
AgCl(s) = Ag+ + Cl-
K ps
=
Ag
+
Cl
−
1.
2.
3.
AgCl(s) =
AgCl(aq)
-
AgCl(s) + Cl
AgCl(s) + 2Cl
= AgCl2
-
= AgCl3
K 1 = AgCl(aq)
-
-2
K 2
=
−
AgCl2
[Cl ] −
2
−
K 3
=
3 2
[Cl ] −
[ AgCl ] 3
−
4.
AgCl(s) + 3Cl- = AgCl4-3
K 4
=
4 3
[Cl ] −
Estos equilibrios sólo pueden suceder cuando se tiene un exce exceso so de AgCl AgCl(s) sin disolver y existe suficiente Cl-.
