35 Metales De Transicion I 13 06 05

quimica general e inorganica

facultad de farmacia y bioquimica (uba)

1. Metales de transición I
Química General e Inorgánica
Clase 35
13 de junio de 2005
Dr. Pablo Evelson

2. Metales de transición
30
Zn
48
Cd
80
Hg

3. Lantánidos
Actínidos
Metales de transición
bloque f
bloque dbloque s bloque p
Grupo
P
e
rí
o
d
o
Metales de transición (II)
Los metales de transición deben su ubicación al
llenado de electrones d.

4. Escandio Titanio Vanadio
Cromo Manganeso Hierro
Cobalto Níquel Cobre

5. Propiedades de los metales de transición
 Casi todos los iones de los metales de transición
poseen el subnivel d parcialmente ocupado.
 La existencia de estos electrones d es, en parte, la
razón de varias características de los metales de
transición:
• Suelen exhibir más de un número de oxidación
estable.
• Muchos de sus compuestos son coloreados.
• Los metales de transición y sus compuestos
poseen propiedades magnéticas.

6. Configuración electrónica
Sc: [Ar] 4s
2
3d
1
Fe: [Ar] 4s
2
3d
6
Ti: [Ar] 4s
2
3d
2
Co: [Ar] 4s
2
3d
7
V: [Ar] 4s
2
3d
3
Ni: [Ar] 4s
2
3d
8
Cr: [Ar] 4s
1
3d
5
Cu: [Ar] 4s
1
3d
10
Mn: [Ar] 4s
2
3d
5
Zn: [Ar] 4s
2
3d
10

7. Iones de metales de transición
Al formar iones, los metales de transición
pierden primero los electrones s de la capa
de valencia y luego tantos electrones d como
sean necesarios para alcanzar la carga del
ion.
Por ejemplo:
Fe: [Ar] 4s
2
3d
6
Fe
2+
: [Ar] 3d
6
Fe
3+
: [Ar] 3d
5

8. Los radios decrecen
del Sc al Ni debido al
aumento de carga
nuclear y al poco
efecto apantallante de
los electrones d.

9. Grupo
P
e
r
í
o
d
o
Radio atómicos de los metales de transición
Los radios de los átomos de los períodos 5 y 6 son
parecidos como resultado de la contracción lantánida.

10. Elemento
E
n
e
r
g
í
a

d
e

i
o
n
i
z
a
c
i
ó
n

(
k
J
/
m
o
l
)
Primera
Segunda
Tercera
Energías de ionización

11. Números de oxidación
•Los metales del grupo 3 sólo presentan el número de
oxidación +3 y el Zinc sólo presenta el número de
oxidación +2.
•Los otros metales presentan distintos números de
oxidación.
• El estado de oxidación +2, que es el más común, se
debe a la pérdida de sus 2 electrones 4s externos.
•Los estados de oxidación sucesivos se deben a
pérdidas sucesivas de electrones d.

12. Números de oxidación de la primera serie de los metales de transición

13. Números de oxidación de los metales de transición

14. Número de oxidación (II)
• Del Sc al Mn el número de oxidación aumenta de +3 a
+7 para igualar en cada caso el número de electrones
4s más 3d del átomo.
Manganeso ([Ar] 4s
2
3d
5
): 2 + 5 = 7
• A medida que nos movemos más allá del manganeso,
el número de oxidación disminuye.
• En general, los números de oxidación máximos
se encuentran sólo cuando los metales están
combinados con los elementos más electronegativos
(O, F y Cl).

15. Ion permanganato
•El anión permanganato es un agente oxidante fuerte
en solución ácida:
MnO
4
-
(ac) + 8 H
+
(ac) + 5e
-
Mn
2+
(ac) + 4 H
2
O(l)
Eº = +1,51 V
• El poder oxidante depende de la acidez del medio.

16. Número de oxidación +1
•Los compuestos de Cu
+
, Ag
+
, Au
+
y Hg
2
2+
son los
únicos en los que el número de oxidación +1 es
importante.
•El mercurio(I) iónico posee un estructura de dímero.
El dímero sufre una dismutación:
Hg
2
2+
(ac) Hg

(l) + Hg
2+
(ac)
Keq = 6 x 10
-3

17. Propiedades ácido base de los óxidos
• La mayoría de los óxidos de los metales de
transición son básicos.
• Sin embargo, los óxidos de un determinado
elemento muestran una tendencia hacia el carácter
ácido al aumentar el número de oxidación.
•Por ejemplo:
CrO +2 Básico
Cr
2
O
3
+3 Anfótero
CrO
3
+6 Ácido

18. Cromo
• Como otros elementos del grupo 6, forma oxoaniones en
donde el número de oxidación del ion metálico central es +6.
• Algunos forman complejos polinucleares. Para el cromo, el
más importante es el ion dicromato Cr
2
O
7
2-
, que se obtiene al
acidificar una solución de cromato:
2 CrO
4
-
(ac) + 2 H
+
(ac) Cr
2
O
7
2-
(ac) + H
2
O(l)
• El Cr
2
O
7
2-
se reduce fácilmente en ácido y es un agente
oxidante fuerte:
Cr
2O
7
2-
(ac) + 14 H
+
(ac) + 6e
-
2 Cr
3+
(ac) + 7 H
2O(l)
Eº = +1,33 V

19. Propiedades magnéticas:
Ferromagnetismo
Los electrones de átomos vecinos pueden alinearse
unos respecto otros.

20. Colores de los metales de transición

21. Compuestos de coordinación

22. Compuestos de coordinación
 Las especies como el ion [Ag(NH
3
)
2
]
+
, que son
conjuntos de un ion metálico central unido a un
grupo de moléculas o iones que lo rodean se llaman
complejos (si tiene carga electríca neta se lo designa
ion complejo).
Los compuestos que poseen iones complejos se
conocen como compuestos de coordinación.
Aunque los metales de transición sobresalen en la
formación de compuestos de coordinación, otros
metales también los pueden formar.

23. Ligandos
Las moléculas o iones que rodean el ion metálico
se denominan ligandos.

Los ligandos son normalmente aniones o
moléculas polares. Tienen al menos un par no
compartido de electrones de valencia.
:CN:
-
:
OH
:
H
NH
:
H
H
:
-
:
Cl
:
:

24. Interacción ligando-ion central
 Los iones metálicos tienen orbitales de valencia
vacíos pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores
de pares de electrones). Los ligandos tienen pares de
electrones no compartidos y actúan como bases de
Lewis.

+
N H
:
H
H
Ag
+
(ac) + 2 H N:
H
H
N H
:
H
H
Ag

25. Ligando
Unión
Átomo
central
Esfera de
coordinación
Esfera de coordinación
Al formar el complejo, los
ligandos se coordinan al
metal.
Ejemplo: Ni[(NH
3)
6]
2+
Ni[(NH
3
)
6
]SO
4
Catión Anión
Compuesto de coordinación

26. Anión sulfato en la
esfera de coordinación
Anión bromuro en la
esfera de coordinación
Contraion Contraion
Contraiones

27. Propiedades de los iones complejos
• La formación de complejos puede modificar las
propiedades de los iones metálicos, como sus facilidad
para oxidarse o reducirse. Por ejemplo:
Ag
+
(ac) + e
-
Ag(s) Eº = +0,799 V
En cambio, el ion [Ag(CN)
2]
-
no se reduce con tanta
facilidad porque la coordinación con los iones CN
-

estabiliza la plata +1.
[Ag(CN)
2
]
-
(ac) + e
-
Ag(s) + 2 CN
-
Eº = - 0,31 V

28. Carga y número de coordinación
[Ni(NH
3
)
6
]SO
4
Ligando
Contraion
El número de átomos unidos a un metal se conoce
como número de coordinación.

29. 2 Lineal Ag(NH
3
)
2
+
4 Tetraédrica [Zn(CN)
4
]
2-
Geometría Ejemplo
4 Plana cuadrada [Ni(CN)
4
]
2-
6 Octaédrica
[Fe(H
2
O)
6
]
3+
Número de
coordinación
Número de coordinación

30. • El número de coordinación suele estar influido por el
tamaño relativo del ion metálico y de los ligandos.
Ejemplo: [FeF
6
]
3-
y [FeCl
4
]
-
• Los ligandos que transfieren una carga negativa
considerable producen números de coordinación más
bajos.
Ejemplo: [Ni(NH
3
)
6
]
2+
y [Ni(CN)
4
]
2-

Número de coordinación (II)

31. Ligando Unión
Átomo
central
Esfera de
coordinación
Complejo octaédrico Complejo tetraédrico
Complejo
plano cuadrado
Esfera de coordinación

32. Dos representaciones de un octaedro
Ligando
Ion central
Complejos octaédricos

33. • Los ligandos que poseen un solo átomo donador se
denominan ligandos monodentados (Cl
-
, NH
3
).
• Ciertos ligandos poseen más de un átomo donador
que se pueden coordinar a un ion metálico y pueden
ocupar más de un sitio de coordinación. Se denominan
ligandos polidentados.
Tipos de ligandos
CH
2
CH
2
NH
2H
2
N
: :
Etilendiamina

34. Quelantes
A los ligandos
polidentados se los
denomina agentes
quelantes.
En general, los agentes
quelantes forman
complejos más
estables que los
ligandos
monodentados afines.

35. Quelantes
Complejo [Pb(EDTA)]
2-
Los agentes quelantes
como el EDTA se
emplean tanto en
productos de consumo
(alimentos) o en
medicina para eliminar
iones metálicos
perjudiciales para la
salud.

36. •Atkins P.W, Jones L. Química . 3
ra
edición.
Ed Omega. 1999.
 Capítulo 21.
•Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998.
 Capítulo 22.
Consultas: [email protected] (Pablo Evelson)
Bibliografía