Lista de iones acuosos por elemento

En esta tabla se enumeran las especies iónicas que es más probable que estén presentes, dependiendo del pH, en soluciones acuosas de sales binarias de iones metálicos. La existencia debe inferirse sobre la base de evidencia indirecta proporcionada por modelado con datos experimentales o por analogía con estructuras obtenidas por cristalografía de rayos X.

Cuando una sal de un ion metálico, con la fórmula genérica MX _n , se disuelve en agua, se disociará en un catión y aniones. ^{[ cita requerida ]}

${\displaystyle MX_{n}\rightarrow M^{n+}(aq)+nX^{-}(aq)}$

(aq) significa que el ion está acuado, con cationes que tienen una fórmula química [M(H ₂ O) _p ] ^q+ y aniones cuyo estado de acuación es generalmente desconocido. Por conveniencia, (aq) no se muestra en el resto de este artículo ya que la cantidad de moléculas de agua que están unidas a los iones es irrelevante con respecto a la hidrólisis. Esta reacción ocurre cuantitativamente con sales de metales alcalinos en concentraciones bajas a moderadas. ^{[ cita requerida ]}

En el caso de las sales de iones metálicos divalentes, el ión agua se someterá a una reacción de disociación, conocida como hidrólisis, un nombre derivado de las palabras griegas que significan división del agua. El primer paso de este proceso se puede escribir como ^{[ cita requerida ]}

$Estilo de visualización M^{n+}+OH^{-}}$⇌${\displaystyle M(OH)^{(n-1)+}}$

Cuando se aumenta el pH de la solución añadiéndole una solución alcalina, aumenta el grado de hidrólisis. Las mediciones del pH o del cambio de color se utilizan para derivar la constante de equilibrio de la reacción. Puede producirse una hidrólisis adicional, produciendo especies diméricas, triméricas o poliméricas que contienen grupos hidroxilo u oxilo. El siguiente paso es determinar qué modelo de los procesos químicos se ajusta mejor a los datos experimentales. ^{[ cita requerida ]}

El modelo se define en términos de una lista de aquellas especies complejas que están presentes en soluciones en cantidades significativas. En el presente contexto, las especies complejas tienen la fórmula general [M _p O _q (OH) _r ] ^n± . donde p, q y r definen la estequiometría de las especies y n± da la carga eléctrica del ion. Los datos experimentales se ajustan a aquellos modelos que pueden representar las especies que se forman en solución. El modelo que proporciona el mejor ajuste se selecciona para su publicación. Sin embargo, el rango de pH en el que se pueden recopilar los datos está limitado por el hecho de que un hidróxido con la fórmula M(OH) _n se formará a un pH relativamente bajo, como se ilustra a la derecha. Esto hará que el proceso de selección del modelo sea difícil cuando se formen monómeros y dímeros y virtualmente imposible cuando también se formen polímeros superiores. En esos casos, se debe suponer que las especies que se encuentran en los sólidos también están presentes en las soluciones.

La formación de una especie con puentes hidroxo se ve favorecida entálpicamente con respecto a los monómeros, contrarrestando el efecto entrópico desfavorable de la agregación. Por este motivo, resulta difícil establecer modelos en los que estén presentes ambos tipos de especies.

El grado de hidrólisis se puede cuantificar cuando los valores de las constantes de hidrólisis se pueden determinar experimentalmente . La primera constante de hidrólisis se refiere al equilibrio

${\displaystyle M^{n+}(ac)}$⇌${\displaystyle M(OH)^{(n-1)+}(ac)+H^{+}}$

La constante de asociación para esta reacción se puede expresar como

${\displaystyle K={\frac {[M(OH)]}{[M][OH]}}}$(las cargas eléctricas se omiten en las expresiones genéricas)

Los valores numéricos de esta constante de equilibrio se pueden encontrar en artículos que tratan únicamente de la hidrólisis de iones metálicos. Sin embargo, en general es más útil utilizar la constante de disociación ácida , K _a .

${\displaystyle K_{a}={\frac {[M][H]}{[M(OH)]}}}$

y citar el cologaritmo , pK _a , del valor de esta cantidad en libros y otras publicaciones. Los dos valores están limitados por la relación

log K(asociación) * log K(disociación) = pK _w

pK _w se refiere a la autoionización del agua : pK = log (1/K) = -log(K).

Se pueden formar otros complejos monoméricos de forma gradual.

${\displaystyle [M(OH)_{n}]^{m+}+OH^{-}}$⇌${\displaystyle [M(OH)_{n+1}]^{(m-1)+}}$

Las especies hidrolizadas que contienen dos iones metálicos, con la fórmula general M ₂ (OH) _n , pueden formarse a partir de especies monoméricas preexistentes. La reacción escalonada

$Estilo de visualización 2M(OH)^{n+}}$⇌$Estilo de visualización M_{2}(OH)_{2}^{2n+}}$

ilustra el proceso. Una reacción alternativa por pasos

$Estilo de visualización 2M(OH)^{n+}}$⇌$Estilo de visualización M_{2}O^{2n+}+H_{2}O}$

También puede ocurrir. Lamentablemente, no es posible distinguir entre estas dos posibilidades utilizando datos de titulaciones potenciométricas porque ninguna de estas reacciones tiene efecto sobre el pH de la solución.

La concentración de una especie dimérica disminuye más rápidamente con la concentración de iones metálicos que la concentración de la especie monomérica correspondiente. Por lo tanto, al determinar las constantes de estabilidad de ambas especies, generalmente es necesario obtener datos de 2 o más titulaciones, cada una con una concentración de sal metálica diferente. De lo contrario, el refinamiento de mínimos cuadrados no lineales de la constante de estabilidad puede fallar sin proporcionar los valores deseados, debido a que existe una correlación matemática del 100% entre los parámetros de refinamiento para las especies monoméricas y diméricas.

El principal problema al determinar la constante de estabilidad de una especie polimérica es cómo seleccionar el "mejor" modelo a utilizar entre varias posibilidades. En Baes & Mesmer, p. 119, se muestra un ejemplo que ilustra el problema. ^[1]

Una especie trimérica debe formarse a partir de una reacción química de un dímero con un monómero, lo que implica que el valor de la constante de estabilidad del dímero debe ser "conocido", habiéndose determinado utilizando datos experimentales separados. En la práctica, esto es extremadamente difícil de lograr. En cambio, generalmente se supone que las especies en solución son las mismas que las especies que se han identificado en las determinaciones de la estructura cristalina. No hay forma de establecer si la suposición está justificada o no. Además, las especies que se requieren como intermediarias entre el monómero y el polímero pueden tener concentraciones tan bajas que sean "indetectables".

Un ejemplo extremo se refiere a las especies con un grupo de 13 iones de aluminio (III), que pueden aislarse en estado sólido; debe haber al menos 12 especies intermedias en solución, que no han sido caracterizadas. De ello se deduce que la estequiometría publicada de las especies poliméricas en solución puede ser correcta, pero siempre es posible que otras especies estén realmente presentes en la solución. En general, la omisión de especies intermediarias afectará la fiabilidad de los esquemas de especiación publicados.

Algunos hidróxidos de elementos no metálicos son solubles en agua; no se incluyen en la siguiente tabla. Los ejemplos citados por Baes y Mesmer (p. 413) incluyen hidróxidos de galio (III), indio (III), talio (III), arsénico (III), antimonio (III) y bismuto (III). La mayoría de los hidróxidos de metales de transición se clasifican como "insolubles" en agua. Algunos de ellos se disuelven, por reacción, en solución alcalina.

M(OH) _n +OH− ^→ [M(OH) _{n+1} ] ⁻

En el caso de algunos elementos altamente radiactivos, como el astato y el radón, solo se han realizado experimentos con cantidades traza, por lo que resulta imposible caracterizar de forma inequívoca las especies que forman, por lo que sus especies se han excluido de la tabla siguiente. En la bibliografía existen algunas especulaciones teóricas sobre lo que podrían ser; se puede encontrar más información en los artículos principales de los elementos implicados.

La aparición de los diferentes tipos de iones de los elementos se muestra en esta tabla periódica: ^{[ dudoso – discutir ]}

En lugar de que la tabla periódica sea la suma de sus grupos y períodos ^[4], un examen de la imagen muestra varios patrones ^[5] Por lo tanto, hay una transición de izquierda a derecha en el carácter metálico que se ve en los colores rojo-naranja-arena-amarillo para los metales, y los colores turquesa, azul y violeta para los no metales. La línea discontinua que se ve en los períodos 1 a 4 corresponde a nociones de una línea divisoria entre metales y no metales . Las especies mixtas en los períodos 5 y 6 muestran cuánto problema pueden tener los químicos para evaluar dónde continuar la línea divisoria. ^{[6] [7] [8]} El límite discontinuo separado alrededor de la hexada Nb-Ta-W-Tc-Re-Os-Ir es un ejemplo de la reputación que tienen muchos metales de transición para la química no metálica. ^[9]

Ⓐ  Se muestra que el hidrógeno es un formador de cationes, pero la mayor parte de su química "puede explicarse en términos de su tendencia a [eventualmente] adquirir la configuración electrónica de… helio", ^[11] comportándose así predominantemente como un no metal.

Ⓑ   El berilio tiene una relación isodiagonal con el aluminio, en el grupo 13, relación que también se da entre B y Si; y C y P.

Ⓒ   Los elementos que contienen solo cationes se muestran limitados a dieciséis elementos: todos los del grupo 1 y los actínidos más pesados .

Ⓓ  Los metales de tierras raras son los metales del grupo 3: escandio, itrio, lutecio y los lantánidos; el escandio es el único metal capaz de formar un oxianión.

Ⓔ Los elementos radiactivos, como los actínidos, son más difíciles de estudiar. Las especies conocidas pueden no representar la totalidad de lo que es posible, y las identificaciones a veces pueden ser dudosas. El astato , como otro ejemplo, es altamente radiactivo, y la determinación de sus especies estables está "empañada por las concentraciones extremadamente bajas en las que se han llevado a cabo experimentos con astato, y la posibilidad de reacciones con impurezas, paredes y filtros, o subproductos de radiactividad, ^[12] y otras interacciones no deseadas a escala nanométrica. Igualmente, como señaló Kirby, "dado que la química de trazas de I a veces difiere significativamente de su propia química macroscópica, las analogías establecidas entre At e I probablemente sean cuestionables, en el mejor de los casos". ^[13]

Ⓕ   Los actínidos anteriores, hasta el uranio, muestran cierta semejanza superficial con sus homólogos de metales de transición de los grupos 3 a 9. ^[14]

Ⓖ   La mayoría de los metales de transición son conocidos por su química no metálica, y esto se ve particularmente en la imagen para los períodos 5 y 6, grupos 5 a 9. Sin embargo, tienen los valores de conductividad eléctrica relativamente altos característicos de los metales. ^[15]

Ⓗ   Los metales de transición (o metales del bloque d) muestran además un carácter electroquímico, en términos de su capacidad para formar iones positivos o negativos, que se encuentra entre (i) los metales del bloque s y f; y (ii) los elementos del bloque p. ^{[16] [a]}

Ⓘ   El bloque p muestra un corte relativamente claro en los períodos 1 a 4 entre elementos comúnmente reconocidos como metales y no metales. Los períodos 5 y 6 incluyen elementos comúnmente reconocidos como metaloides por autores que reconocen dicha clase o subclase ( antimonio y telurio ), y elementos menos comúnmente reconocidos como tales ( polonio y astato ). ^[19]

Ⓙ   Stein, en 1987, ^[20] mostró que los elementos metaloides ocupan una zona en el bloque p compuesta por B, Si, Ge, As, Sb, Po, Te, At y Rn. En la imagen de la tabla periódica, estos elementos se encuentran en el lado derecho o superior de la línea discontinua que atraviesa el bloque p.

Ⓚ   De los 103 elementos que se muestran en la imagen, solo diez forman aniones, todos ellos en el bloque p: arsénico; los cinco calcógenos: oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio; y los cuatro halógenos: flúor, cloro, bromo y yodo.

Ⓛ   Los elementos que solo contienen aniones se limitan al oxígeno y al flúor .

• Solución acuosa
• Iones metálicos en solución acuosa

• Baes, CE; Mesmer, RE (1976). La hidrólisis de cationes . Malabar: Krieger. pp. xvi+489. ISBN 0-89874-892-5.
• Marrón, PW; Ekberg, C (2016). Hidrólisis de iones metálicos . Weinheim: Wiley-VCH. págs. xvi+918. ISBN 978-3-527-33010-2.
• Richens, David T (1997). La química de los iones de agua . Nueva York: John Wiley & Sons. pp. xi+592. ISBN 978-0-471-97058-3.
• Turova, N (2011). Química inorgánica en tablas . Berlín: Springer. pp. iv+157. ISBN 978-3-642-20487-6.
• Schweitzer, GK; Pesterfield, LL (2010). La química acuosa de los elementos . Oxford: Oxford University Press. pp. x+448. ISBN 978-0-19-539335-4.
• Sanderson, Robert Thomas (1960). Periodicidad química . Nueva York: Reinhold. pp. 330+ilust.
• Greenwood, Norman, N.; Earnshaw, Alan (1984). "Capítulo 2, Periodicidad química y tabla periódica". Química de los elementos (2.ª ed.). Oxford: Butterworth. ISBN 0-7506-3365-4.{{cite book}}: CS1 maint: varios nombres: lista de autores ( enlace )