CT6 - Equilibrio de formación de complejos

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EQUILIBRIO DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
Factores que afectan la solubilidad de los precipitados
Aplicaciones analíticas de Kps
Disminución de unos de los iones de la solución.
 Por formación de un ácido débil
 Por formación de una base débil
Solubilidad de los precipitados
Formación de precipitados
Precipitación selectiva
Disolución de precipitados
Formación de complejos
 La formación de un complejo incrementa la solubilidad de un compuesto escasamente soluble
Formación de complejos
COMPLEJO
Ion que contiene un catión metálico central enlazado a uno o más moléculas o iones
MLn
[Ag(NH3)2]
+ = ION COMPLEJO
AgCl
AgCl en presencia de NH3
AgCl = PRECIPITADO [Ag(NH3)2]
+
Formación de complejos
Ejemplo: AgCl kps=1,8 x 10 -10 SE DISUELVE EL PRECIPITADO DE AgCl
ION 
COMPLEJO
+ NH3
 El proceso es una suma de 2 reacciones:
 Medición de la estabilidad de un ion complejo:
Constante de formación 
EQUILIBRIO DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
CATIÓN METÁLICO CENTRAL ENLAZADO A UNO O
MÁS MOLÉCULAS O IONES QUE LO RODEAN
COMPLEJO
Si tienen una carga eléctrica
neta ION COMPLEJO
Si forma un compuesto COMPUESTO
DE COORDINACIÓN
[Ag(NH3)2]
+
[Ag(NH3)2] 
+ Cl-
MLn
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
Metal Mayormente metales de transición
MLn
 Aun iones más simple en solución acuosa forman 
complejos
M(H20)n
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
LIGANDOS Moléculas o iones que rodean al ion metálico
 Agentes acomplejantes
 Normalmente aniones o moléculas polares
 Deben tener al menos 1 par de e- no compartido de valencia
MLn
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
 MONODENTADOS
 POLIDENTADOS O QUELATOS
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
N° DE COORDINACIÓN 
El átomo de ligando unido directamente al metal es el átomo donador.MLn
N° de donadores unidos al metal
 Algunos iones exhiben n° de coordinación constantes (Cr III o Co III es 6) entre 4 y 6
 Influido por el TAMAÑO RELATIVO del ion metálico y de los Ligandos que lo rodean
Los 4 ligandos de NH3 están 
enlazados directamente al 
ion cobre II
Menor tamaño más habilidad 
para formar complejos
Ligandos más grandes, menor 
cantidad se va a coordinar con el M
Los L que transfieren una carga negativa 
considerable al M tb producen n° de 
coordinación más bajos
[FeF6]
3- [FeCl4]
-
[Ni(NH3)6]
2+ [Ni(CN)4]
2-
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
CARGA DEL ION COMPLEJO Suma de las cargas del metal central y de los ligandos que lo rodean
ESFERA DE COORDINACIÓN Al formar un complejo se dice que los LIGANDOS están coordinados con el METAL
Constituida por el metal y los ligandos unidos a él
Grupos dentro de los corchetes = Grupos dentro de la esfera de coordinación
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
PROPIEDADES DE COMPLEJOS
 Especie química distinta, con propiedades físicas y químicas propias y diferentes al ion
metálico y a los ligandos que lo componen Agregado de 
[Fe(H2O)5SCN]
+2
Solución acuosa 
de Fe+3
 La formación de un complejo también puede cambiar drásticamente
otras propiedades de los iones metálicos, como facilidad de oxidación
o reducción:
Ag+ + 1e-  Ag
[Ag(CN) 2]
+
Se reduce fácilmente en agua
La coordinación con un ion CN- estabiliza la Ag en el estado de oxidación +1
 La mayoría son coloreados  permite ver la presencia o ausencia de
un catión
 Solubles en agua
 Gran estabilidad
FORMACIÓN DE COMPLEJOS
COMPLEJO = METAL + LINGANDOS  mediante Enlace dativo o de coordinación
• La formación de un complejo se puede explicar:
Los ligandos sustituyen a las moléculas de agua que 
rodean al catión central y se establece el complejo
Catión en 
disolución 
acuosa
• M(H20)n + L <==> ML(H2O)n-1 + H2O k1
• ML(H20)n-1 + L <==> ML2(H2O)n-2 + H2O k2
• ML2(H2O)n-2 + L <==> ML3(H2O)n-3 + H2O k3
• M(H20)n + n L <==> MLn + n H2O Kn = k1 . k2 . k3.......kn
Catión solvatado
Reacción de sustitución del solvente por Ligando
FORMACIÓN DE COMPLEJOS
Presenta orbitales de valencia
vacíos, puede actuar como
ÁCIDO DE LEWIS = aceptor de e-
MLn
COMPLEJO = METAL + LINGANDOS  mediante enlace dativo o de coordinación
Presentan pares de e- no
compartidos, pueden actuar como
BASES DE LEWIS = donadores de e-
Podemos considerar que la unión entre metal y un ligando se forma cuando se 
comparte un par de e- que inicialmente estaba en el ligando
Símil a una reacción ácido-base de Lewis
FORMACIÓN DE COMPLEJOS Teoría de Werner
FORMACIÓN DE COMPLEJOS Teoría de Werner
EQUILIBRIO DE COMPLEJOS
EQUILIBRIO DE COMPLEJOS
M(H20)n + L <==> ML(H2O)n-1 + H2O k1
ML(H20)n-1 + L <==> ML2(H2O)n-2 + H2O k2
ML2(H2O)n-2 + L <==> ML3(H2O)n-3 + H2O k3
ML(n-1)(H20) + L <==> MLn + H2O k n
k Constante parcial de cada etapa
 Constante total
 = [MLn]/[M].[L]  = k1.k2.k3.....kn
Equilibrios de formación:
Constantes Condicionales o de Ringbon
K' = [MLn]/ [M]'.[L]
n '
[M]’ = [M] más todos los compuestos con M 
no unidos al L principal
[L]’ = [L] más todas las especies con L
no unidos al M principal
Formación de complejos en presencia de diferentes especies que puedan reaccionar bien con el metal o el Ligando
e
EQUILIBRIO DE COMPLEJOS
Estabilidad de los complejos
Se consideran las K de equilibrio de formación
ESTRUCTURA DE COMPLEJOS
LIGANDOS POLIDENTADOS
 Ligandos que se enlazan con el ion metálico central empleando 2 o más grupos dadores de e- , formando anillos 
heterocíclicos de 5 o 6 eslabones
 Pueden ser bi, tri, tetra, penta o hexadentados
 AGENTES QUELANTES O QUELATOS  parecen fijar el metal 
entre 2 o más átomos donadores.
Ejemplo: Etilendiamina
 Abreviatura: en
 Tiene 2 átomos de N que tienen pares de e-
 Ligando bidentado
ion [Co(en)3]
3+
Complejos internos
LIGANDOS POLIDENTADOS
CARACTERÍSTICAS:
 Son cíclicos
 Poco solubles en agua
 Colores vivos
 Disociación muy débil
 ESTABILIDAD
 Se emplean para evitar reacciones acostumbradas de un ion metálico, sin tener que eliminarlo de la solución.
QUELATOS
“Un complejo que incluye un anillo es más estable que un complejo similar sin él”
 Fuerza de uniones entre ion metálico y dadores contenidos en el agente quelante. 
 N° de coordinación entre 4 y 6
Efecto quelante
Depende de
“El agente quelante encubre al ion”
LIGANDOS POLIDENTADOS QUELATOS
EDTA
LIGANDOS POLIDENTADOS QUELATOS
Grupo hemoclorofila
Enmascaramiento
Ocurre cuando a una sustancia se le disminuye su concentración, de manera 
de impedir el producto de una reacción en forma apreciable
Ejemplos
Co (SCN)6
-2 COMPLEJO AZUL
Reacción de Vogel para Cobalto
Fe (SCN)6
-2 COMPLEJO ROJO
F- El Fe forma complejo con el F- y 
desaparece el color rojo
Permite aumentar la selectividad de 
una reacción determinada
Encubrimiento de ion perturbador
COLORES DE LOS COMPLEJOS
• El color resulta de la absorción de una parte del
espectro visible
• Las frecuencias que no se absorben se reflejan o
transmiten desde el objeto hasta nuestros ojos
provocando el efecto que denominamos color
COLORES DE LOS COMPLEJOS
clorofila
REGLAS DE FORMULACIÓN Y ESCRITURA
REGLAS DE FORMULACIÓN Y ESCRITURA
REGLAS DE FORMULACIÓN Y ESCRITURA
a) Identificación de Ni con DMG aumento sensibilidad  complejo rojo
b) Separaciones analíticas
Al+++ y Fe+++ ; Con (OH)-  [Al(OH)4]
- soluble; Fe(OH)3 precipitado
Cd++, Cu++, Co++  Con CN- complejos de CN-, luego + S= precipita CdS color amarillo
c) Titulación de Pb++ en presencia de Ni++ con EDTA. 
Aumento selectividad enmascarando Ni++ con CN-
d) Disolución de metales
Au3+ + HNO3 + 4 HCl ==> AuCl4
- + NO + H3O
+
APLICACIONES ANALÍTICAS DE LOS COMPLEJOS
e) Estabilización o modificación de potenciales de oxidación  Ecuación de Nerst relación 
[Oxidado]/[Reducido]
f) Titulaciones 
g) Buffer ión metálico pM = pKest + log [ML]/[L]
Se utiliza en medios biológicos donde si los iones metálicos sufren pequeñas alteraciones pueden 
perjudicar los procesos metabólicos inclusive llevar a la muerte
APLICACIONES ANALÍTICAS DELOS COMPLEJOS