Ion complejo

Cálculos de equilibrio.
Los cálculos de los equilibrios de formación de complejos deben relizarse tomando en cuenta todas las ecuaciones de equilibrio y el balance de masas del catión y del ligando. Esto nos proporciona el número de ecuaciones necesario para resolver todas las incógnitas, o sea las concentraciones de todas las especies. Cuando en el equilibrio intervienen la formación deprecipitados, equilibrios laterales o la formación de especies protonadas los cálculos se complican considerablemente y hay que recurrir, por ejemplo para el tercer caso, al balance de cargas. Ilustraremos los cálculos de equilibrio con un ejemplo, limitándonos a los casos en que no hay estas complicaciones.
Ejemplo: Calcular las concentraciones de todas las especies en una solución 0.001 M de Ag+ y0.0015 M de NH3. K1 = 2000, K2= 8000.
Los equilibrios a considerar son:
Ag+ + NH3 ↔ [Ag NH3]+
Ag+ + 2 NH3 ↔ [Ag (NH3)2]+

Donde tenemos cuatro incógnitas y necesitaremos 4 ecuaciones. Dos de ellas nos la proporcionan las ecuaciones de las constantes de equilibrio y las otras dos los balances de masa del metal y del ligando:
C Ag o = [Ag+] + [Ag NH3]+ + [Ag (NH3)2]+
CNH3o = [NH3] + [AgNH3]+ + 2 [Ag (NH3)2]+

Esto lo podemos reducir a una sola ecuación de la forma siguiente:
De las constantes de equilibrio:
[Ag NH3]+ = ß1 [Ag+] [NH3]
[Ag (NH3)2]+ = ß2 [Ag+] [NH3]2

Sustituyendo en el balance de masas del metal:
C Ag o = [Ag+] + ß1 [Ag+] [NH3] + ß2 [Ag+] [NH3]2

De donde:
[Ag+] = C Ag o / (1 + ß1 [NH3] + ß2 [NH3]2)

Y sustituyendo en el balance de masas delligando:
ß1 [NH3] + 2 ß2 [NH3]2
CNH3o = [NH3] + ------------------------------- C Ag o
1 + ß1 [NH3] + ß2 [NH3]2

Ecuación que, sustituyendo los valores de las concentraciones analíticas del catión y el ligando, las constantes y resuelta como una ecuación cúbica o gráficamente, conduce a que [NH3] = 3.16 × 10-4. Con este valor obtenemos: [Ag+] = 3.1 ×10-4; [Ag NH3]+ = 1,96 ×10-4 ; [Ag (NH3)2]+ = 4.95 ×10-4. La sustitución de estos valores en las ecuaciones de las constantes de equilibrio y del balance material del metal y el ligando permiten comprobar que es la solución correcta.

esta es la pag. de donde lo saque, http://quimicamery.blogspot.com/2007/05/iones-complejos.html
IONES COMPLEJOS

TEORÍA ACIDO-BASE DE LEWIS

La teoría deBronsted 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, oel 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 endióxido 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 lasiguiente 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...