Estañol Martínez Pablo Fernando Sánchez Alonso René Axel Tovar Cervantes Gerardo Práctica no. 5 Los compuestos de coordinación y algunas de sus reacciones en disolución
La etilendiamina es un ligante bidentado que puede formar dos enlaces por molécula con un metal. Al ser una molécula relativamente grande, sólo formará hasta 3 complejos diferentes con el níquel. Al ser una molécula relativamente grande, sólo puede formar hasta 3 complejos diferentes con el níquel, además en presencia de un medio acido preferirá protonarse que formar un complejo. El cianuro forma complejos muy estables con el niquel 2+, al hacer una mezcla de CN- , NH3, Et, en una solución de Ni 2+, el complejo que predomine contendrá el grupo cianuro. Mientras más diluido se encuentre un complejo se convierte en un donador mas fuerte, es decir se comporta como un complejo menos estable. El efecto de la dilución en la estabilidad de los complejos, será más marcado en el complejo de amoniaco que en el de cianuro, porque el complejo tetra ciano niquelato es un donador mucho más débil que hexa amin niquel (II) y se requiere una dilución mayor para que la disociación del complejo ciano sea perceptible en el experimento.
Resultados Experimento A Tabla 1. Complejos de Ni(II) con etilendiamina Nº de gotas Nº de de Observaciones tubo etilendiamin a 1 0 Color verde, traslúcido 2 1 Color azul claro, traslúcido 3 1 Color azul claro, traslúcido 4 2 Color azul rey, traslúcido 5 2 Color azul rey, traslúcido Color morado intenso, 6 3 traslúcido Color morado intenso, 7 3 traslúcido Color morado intenso, 8 5 traslúcido Color morado intenso, 9 5 traslúcido. Concentración de mol/L de una disolución de etilendiamina al 12.5% v/v. (Datos
de la etilendiamina concentrada: densidad=0.9 g/mL, pureza=98%, masa molar=60.1 g/mol).
2.- Considerando que una gota entregada por una pipeta Beral tiene volumen aproximado de 0.03 mL, calcula el número de moles de Ni(II) y etilendiamina (En) de acuerdo al número de gotas que se propone en procedimiento experimental. Relaciona el color de los complejos obtenidos los diferentes tubos con su estequiometria. Consulta la guía No. 1. Nº tubo
Moles Ni(II)
Moles En
Relación molar Ni:En
2
6x10-5
5.49x10-5
1:1
4
6x10-5
6
6x10-5
Moles de Ni(II) en 10 gotas Moles de En en 1 gota Moles de En en 2 gotas Moles de En en 3 gotas
Equilibrios sucesivos
1.098x10 -4
1.647x10 -4
1:2 (1.83) 1:3 (2.745)
Fórmu la compl ejo Ni(En)2 +
Ni(En)22 +
Ni(En)32 +
Color Azul claro Azul rey Morado
un de el en
Equilibrios globales
Experimento B Tabla 2. Influencia de la protonación del ligante Nº de Nº gotas Observaciones tubo HCl La disolución pasa de color azul 2 1 claro a verde. La disolución para de color azul rey 4 2 a verde. La disolución pasa de morado 6 4 intenso a color verde. Equilibrios sucesivos Experimento B
La etilendiamina es una especie que puede funcionar como una base de Brönsted , aceptando dos protones del medio gracias a su estructura (los dos nitrógenos tienen pares libres lo que permite que puedan protonarse). Las constantes de acides son las siguientes: pKa1=9.93
pKa2= 6.85
Reacción global:
Las constantes de formación de los complejos de etilendiamina están dadas por: kf1=107.52
kf2=106.28
kf3=104.26
Supongamos que un complejo de etilendiaminniquel II se somete a un medio acido
Debido a lo anterior, entran en competencia los equilibrios de complejación y ácido-base. El equilibrio que posee una constante de equilibrio mayor es el más favorecido, por lo que sus productos son las especies predominantes en la disolución. No importa el numero de etilendiaminas que se encuentren unidas al níquel, estas preferirán formar un ácido que un complejo. Esto se puede demostrar de la siguiente forma:
Donde X es el número de Et unidas al Ni 2+
La constante de formación global del acido es grande, si se eleva a (X < 1) el numero de arriba será muy grande mientras que el de abajo no sobrepasa una constante de 10 20 También se puede determinar la constante al equilibrio de la formación del ácido conjugado de la etilendiamina a partir del ion complejo que ésta forma con níquel. Si esta constante de positivo, entonces eso indica que la reacción es espontánea, es decir, la ruptura del complejo y la protonación de la etilendiamina sí proceden. Experimento C Tabla 3. Complejos de Ni (II) con varios ligantes Nº Nº Nº Nº de gotas gotas Gotas Observaciones tubo NH3 En KCN El compuesto presentaba 1 un color verde intenso El compuesto cambio de un 2 7 color verde a uno azul rey Presentó muchos cambio de color primero 3 7 5 15 verde luego azul, morado y amarillo sucesivamente 4 5
El compuesto cambio de un color verde a uno morado
5 15
El compuesto cambio de un color verde a uno amarillo
reacciones que se efectúan en los tubos no 2,4 y 5.
Con respecto al experimento 3 se puede decir que el grupo cianuro forma complejos más estables con el níquel que los que puede formar los grupos amín y la etilendiamina, esto se comprobó agregando primero amoniaco (presentaba un color idéntico al tubo 2), después etilendiamina (la coloración cambio como la presente en el tubo 4) y por último el grupo cianuro (coloración parecida al tubo 5). log 6= 8 18.6
log 3= log
4= 31 Reacciones involucradas
1) Al tubo 4 agregarle 15 gotas de amoniaco 6M En la práctica no se observo cambio alguno de color y esto se explica por la siguiente manera: Inicio Reac. Equilibri o
Cd
Cr
Cd
Cr
La constante de equilibrio nos dice que esta reacción no está favorecida, no importa las concentraciones a las que se encuentren cada uno de los reactivos, por lo tanto la reacción no sucede 2) En el tubo número 5 adiciona 15 gotas de etilendiamina al 12.5% Esta reacción dada no presento un cambio de color lo que nos indica que la reacción no esta favorecida mientras que teóricamente podemos explicar este fenómeno Inicio Reac. Equilibri o
Cd
Cr
Cd
Cd
Estabilidad de los complejos de Niquel
Orden de estabilidad impuesto en la literatura Para el donador se tiene log 6= 8.01 se tiene log 3= 18.6
Para el donador
Para el donador se tiene log 4= 31 Al ordenarlos en la escala de pNi, se tiene:
8.01
18.6
31
Conclusiones La estabilidad de un complejo depende de su constante de complejación, ésta difiere con cada partícula. Con una misma partícula el complejo más estable es el que tiene una pKc mayor y el donador más fuerte tiene una pKc menor. En una solución donde se tenga un donador fuerte y un receptor fuerte, este último formará un complejo con la partícula, mientras que el otro solo se encontrará en la solución, con respecto a el experimento B el cianuro cumple con lo anteriormente descrito por lo que unido al níquel es el complejo mas estable de los 3 que se utilizaron. A mayor dilución, menor estabilidad del complejo. Existen equilibrios acoplados a la complejación, como la formación de precipitados y los ácido-base, que permiten detectar por diferentes vías la disociación de un complejo. Todo el conocimiento que se tiene sobre las reacciones ácido-base tiene su analogía en los equilibrios de complejación. Las escalas de pParticula tienen el mismo funcionamiento predictivo de reacciones, que las escalas de pKa en equilibrio ácido-base. Es posible formar complejos múltiples a partir de un mismo ligando y el mismo metal, variando la concentración de metal y ligando. Esto fue observable con cambios de coloración en el experimento A (principalmente). El número de coordinación de un metal no es constante. En el caso de amoniaco y níquel, se tuvo número de coordinación 6; en el caso de níquel y cianuro, se tuvo número de coordinación cuatro. A mayor fuerza donadora del complejo, menor es la fuerza receptora del receptor conjugado. Los metales de transición forman complejos más estables que los metales representativos. El cianuro forma complejos más estables que amoniaco, con níquel. Bibliografía 1. Cañizares Macías María del Pilar, Duarte Lisci Georgina. Fundamentos de química analítica teoría y ejercicios. Segunda edición. México: Facultad de Química UNAM. 2009 pp.367-368, 371
