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Disolvente inorgánico no acuoso

Un disolvente inorgánico no acuoso es un disolvente distinto del agua, que no es un compuesto orgánico . Estos disolventes se utilizan en la investigación química y en la industria para reacciones que no pueden ocurrir en soluciones acuosas o que requieren un entorno especial. Los disolventes inorgánicos no acuosos se pueden clasificar en dos grupos, disolventes próticos y disolventes apróticos. Los primeros estudios sobre disolventes inorgánicos no acuosos evaluaron el amoníaco, el fluoruro de hidrógeno, el ácido sulfúrico, así como disolventes más especializados, la hidracina y el oxicloruro de selenio. [1]

Disolventes inorgánicos no acuosos próticos

Entre los miembros más destacados se encuentran el amoníaco , el fluoruro de hidrógeno , el ácido sulfúrico y el cianuro de hidrógeno . El amoníaco (y también varias aminas) son útiles para generar soluciones de especies altamente reductoras porque el enlace NH resiste la reducción. La química de los electruros y los álcalis depende de disolventes de amina.

La combinación de HF y SbF 5 es la base de una solución superácida . Mediante esta mezcla se puede aislar el ácido conjugado del sulfuro de hidrógeno : [2]

H2S + HF + SbF5 → [ H3S ] SbF6

Autoionización

El ácido limitante en un disolvente dado es el ion solvonio, como el ion H 3 O + ( hidronio ) en agua. Un ácido que tiene más tendencia a donar un ion hidrógeno que el ácido limitante será un ácido fuerte en el disolvente considerado y existirá mayoritariamente o totalmente en su forma disociada. Del mismo modo, la base limitante en un disolvente dado es el ion solvato, como el ion OH - ( hidróxido ), en agua. Una base que tiene más afinidad por los protones que la base limitante no puede existir en solución, ya que reaccionará con el disolvente.

Por ejemplo, el ácido limitante en el amoníaco líquido es el ion amonio , NH 4 + que tiene un valor p K a en agua de 9,25. La base limitante es el ion amida , NH 2 - . NH 2 − es una base más fuerte que el ion hidróxido y por lo tanto no puede existir en solución acuosa. El valor p K a del amoníaco se estima en aproximadamente 34 ( cf agua, 14 [3] [4] ).

Disolventes inorgánicos no acuosos apróticos

Entre los miembros más destacados se encuentran el dióxido de azufre , el fluoruro de cloruro de sulfurilo , el tetróxido de dinitrógeno , el tricloruro de antimonio y el trifluoruro de bromo . Estos disolventes han demostrado ser útiles para el estudio de compuestos o iones altamente electrofílicos o altamente oxidantes. Varios de ellos (SO2 , SO2ClF , N2O4 ) son gases cerca de la temperatura ambiente, por lo que se manipulan mediante técnicas de línea de vacío .

La generación de [IS 7 ] + y [BrS 7 ] + son ilustrativas. Estas sales altamente electrofílicas se preparan en solución de SO 2 . [5] La preparación de sales de [SBr 3 ] + también requiere un disolvente mixto compuesto de SO 2 y SO 2 FCl . [6] El fluoruro de cloruro de sulfurilo se utiliza a menudo para la síntesis de compuestos de gases nobles . [7]

Autoionización

Muchos disolventes inorgánicos participan en reacciones de autoionización . En la definición del sistema de disolventes de ácidos y bases, la autoionización de disolventes proporciona el equivalente a ácidos y bases. Autoionizaciones relevantes:

2BrF3BrF2 + + BrF4−​ ​​​
N 2 O 4 ⇌ NO + ( nitrosonio ) + NO 3 − ( nitrato )
2SbCl3 ⇌SbCl2 + + SbCl4 −​​
2POCl3 ⇌ POCl2 + + POCl4 −​

Según la definición del sistema solvente , los ácidos son los compuestos que aumentan la concentración de los iones solvonio (positivos), y las bases son los compuestos que resultan en el aumento de los iones solvato (negativos), donde solvonio y solvato son los iones que se encuentran en el solvente puro en equilibrio con sus moléculas neutras:

El disolvente SO 2 es relativamente sencillo [ ¿cómo? ] , no se autoioniza.

Véase también

Referencias

  1. ^ Audrieth, Ludwig Frederick (1953). Disolventes no acuosos; aplicaciones como medios para reacciones químicas . Wiley.
  2. ^ Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Química de los elementos (2.ª ed.). Butterworth-Heinemann . pág. 682. ISBN 978-0-08-037941-8.
  3. ^ Meister, Erich C.; Willeke, Martin; Angst, Werner; Togni, Antonio; Walde, Peter (2014). "Descripciones cuantitativas confusas de los equilibrios ácido-base de Brønsted-Lowry en los libros de texto de química: una revisión crítica y aclaraciones para los educadores químicos". Helvetica Chimica Acta . 97 (1): 1–31. doi :10.1002/hlca.201300321. ISSN  1522-2675.
  4. ^ Silverstein, Todd P.; Heller, Stephen T. (13 de junio de 2017). "Valores de pKa en el plan de estudios de pregrado: ¿cuál es el pKa real del agua?". Journal of Chemical Education . 94 (6): 690–695. Bibcode :2017JChEd..94..690S. doi :10.1021/acs.jchemed.6b00623. ISSN  0021-9584.
  5. ^ Murchie, MP; Passmore, J.; Wong, C.-M. (1990). "Hexafluoroarsenato(V) y hexafluoroantimoniato(V) de polisulfuro de yodo y bromo". Síntesis inorgánicas . Síntesis inorgánicas. Vol. 27. págs. 332–339. doi :10.1002/9780470132586.ch67. ISBN 9780470132586.
  6. ^ Murchie, Mike; Passmore, Jack (1986). "Hexafluoroarsenato(V) de tribromosulfuro(IV)". Síntesis inorgánicas . Síntesis inorgánicas. Vol. 24. págs. 76–79. doi :10.1002/9780470132555.ch23. ISBN 9780470132555.
  7. ^ Koppe, Karsten; Bilir, Vural; Frohn, Hermann-J.; Mercier, Hélène PA; Schrobilgen, Gary J. (2007). "Síntesis, caracterización multi-RMN en solución y reactividades de [C 6 F 5 Xe]+ sales de aniones borato débilmente coordinantes, [BY 4 ] − (Y = CF 3 , C 6 F 5 , CN o OTeF 5 )". Química inorgánica . 46 (22): 9425–9437. doi :10.1021/ic7010138. PMID  17902647.

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