Solvente inorgánico no acuoso

Un disolvente inorgánico no acuoso es un disolvente distinto del agua, es decir, no un compuesto orgánico. Estos disolventes se utilizan en la investigación y la industria química para reacciones que no pueden ocurrir en soluciones acuosas o 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 amoníaco, fluoruro de hidrógeno, ácido sulfúrico, así como disolventes más especializados, hidracina y oxicloruro de selenio.[1]​

Disolventes próticos inorgánicos no acuosos

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Los miembros destacados incluyen amoníaco, fluoruro de hidrógeno, ácido sulfúrico y cianuro de hidrógeno. El amoníaco (y también varias aminas) son útiles para generar soluciones de especies altamente reductoras porque el enlace N-H resiste la reducción. La química de electridos y álcalis se basa en disolventes de amina.

La combinación de HF y SbF5 es la base de una solución superácida. Usando esta mezcla, se puede aislar el ácido conjugado del sulfuro de hidrógeno:

H2S + HF + SbF5 → [H3S]SbF6

Autoionización

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El ácido limitante en un disolvente determinado es el ion solvonio, como el ion H3O+ (hidronio) en el 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 mayoritaria o totalmente en su forma disociada. Asimismo, la base limitante en un disolvente determinado 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, NH4+, que tiene un valor de pKa en agua de 9,25. La base limitante es el ion amida, NH2-, la cuales una base más fuerte que el ion hidróxido y, por lo tanto, no puede existir en solución acuosa. Se estima que el valor pKa del amoníaco es aproximadamente 34 ( cf. agua, 14[2]​[3]​ ).

Disolventes no acuosos inorgánicos apróticos

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Los miembros destacados incluyen dióxido de azufre, fluoruro de cloruro de sulfurilo, tetróxido de dinitrógeno, tricloruro de antimonio y trifluoruro de bromo. Estos disolventes han demostrado ser útiles para estudiar compuestos o iones altamente electrófilos o altamente oxidantes. Varios (SO2, SO2ClF, N2O4) son gases cercanos a la temperatura ambiente, por lo que se manipulan mediante técnicas de línea de vacío.

La generación de [IS7]+ y [BrS7] + son ilustrativas. Estas sales altamente electrófilas se preparan en solución de SO2.[4]​ La preparación de sales de [SBr3]+ también requiere un disolvente mixto compuesto de SO 2 y SO 2 FCl.[5]​ El fluoruro de cloruro de sulfurilo se utiliza a menudo para la síntesis de compuestos de gases nobles.[6]​

Autoionización

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

2BrF3 ⇌ BrF2+ + BrF4−
N2O4 ⇌ NO+ (nitrosonio) + NO3− (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 el solvonio y el solvato son los iones que se encuentran en el disolvente puro en equilibrio con sus moléculas neutras:

El disolvente SO2 es relativamente sencillo y no se autoioniza.

Véase también

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Referencias

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  1. ↑ Audrieth, Ludwig Frederick (1953). Non-aqueous Solvents; Applications as Media for Chemical Reactions. Wiley. 
  2. ↑ Meister, Erich C.; Willeke, Martin; Angst, Werner; Togni, Antonio; Walde, Peter (2014). «Confusing Quantitative Descriptions of Brønsted-Lowry Acid-Base Equilibria in Chemistry Textbooks – A Critical Review and Clarifications for Chemical Educators». Helvetica Chimica Acta (en inglés) 97 (1): 1-31. ISSN 1522-2675. doi:10.1002/hlca.201300321. 
  3. ↑ Silverstein, Todd P.; Heller, Stephen T. (13 de junio de 2017). «pKa Values in the Undergraduate Curriculum: What Is the Real pKa of Water?». Journal of Chemical Education 94 (6): 690-695. Bibcode:2017JChEd..94..690S. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/acs.jchemed.6b00623. 
  4. ↑ Murchie, M. P.; Passmore, J.; Wong, C.-M. (1990). «Iodine and Bromine Polysulfur Hexafluoroarsenate(V) and Hexafluoroantimonate(V)». Inorganic Syntheses. Inorganic Syntheses 27. pp. 332-339. ISBN 9780470132586. doi:10.1002/9780470132586.ch67. 
  5. ↑ Murchie, Mike; Passmore, Jack (1986). «Tribromosulfur(IV) Hexafluoroarsenate(V)». Inorganic Syntheses. Inorganic Syntheses 24. pp. 76-79. ISBN 9780470132555. doi:10.1002/9780470132555.ch23. 
  6. ↑ Koppe, Karsten; Bilir, Vural; Frohn, Hermann-J.; Mercier, Hélène P. A.; Schrobilgen, Gary J. (2007). «Syntheses, Solution Multi-NMR Characterization, and Reactivities of [C6F5Xe]+Salts of Weakly Coordinating Borate Anions, [BY4]− (Y = CF3, C6F5, CN, or OTeF5)». Inorganic Chemistry 46 (22): 9425-9437. PMID 17902647. doi:10.1021/ic7010138.