¿Por qué H3O + existe y H3O- no?

Question

Realmente no sé si es lógico preguntar si $\ce{H3O-}$ existe, pero alguien me lo preguntó y no estaba claro. Espero que alguien me aclare.

Answer 1

No soy un gran fan de las MOs cuando esto se puede explicar solo usando AO. Seguramente, la teoría de las MO da una explicación mucho mejor y profunda, y seguramente estoy esperando a que alguien lo haga, pero eso es lo que respondería si los niños me preguntaran esto.

El oxígeno tiene 6 electrones en su capa externa, que tiene orbitales $\mathrm{2s}$ y $\mathrm{2p}$. La disposición de estos electrones es tal que el subnivel $\mathrm{2s}$ está completo, y el subnivel $\mathrm{2p}$ contiene 4 electrones. Siguiendo la regla de Hund, dos electrones ocupan uno de los tres orbitales $\mathrm{2p}$ y los otros dos vienen uno a cada uno de los orbitales $\mathrm{2p}$ restantes.

Cuando se forma agua, el oxígeno comparte dos electrones no enlazantes con los átomos de hidrógeno, formando un enlace covalente con ellos.

$\ce{H3O+}$ se forma via enlace dador-aceptor, cuando el oxígeno suministra su par solitario, del cual tiene dos, para formar un enlace con el ion $\ce{H+}$.

Para formar $\ce{H3O-}$, necesitarás una interacción entre la molécula de agua e ion $\ce{H-}$. Incluso si ignoramos el hecho de que el hidruro es una base poderosa (el $\mathrm pK_\mathrm a$ está alrededor de $42$) y reaccionará violentamente con agua, sería imposible. En este caso teórico ninguna de las especies tiene un orbital adecuado para aceptar un par solitario de otra especie. Cada una tiene una capa externa completa.

Editar: realmente existe a pesar de todo. ¡Guau!

Fuentes:

1. Sondeo del estado de transición a través de la espectroscopia fotoelectrónica y de fotodesorción de H₃O−

2. Cálculo del espectro de fotodesorción para H₃O−