SÍNTESIS Y CARACTERIZACIÓN DE COMPLEJOS DE COORDINACIÓN Carol Montaño; Mileidy Paredes Laboratorio de Química Inorgánica, Departamento de Química Facultad Experimental de Ciencias y Tecnología. Universidad de Carabobo, Valencia – Venezuela Venezuela
RESUMEN En esta práctica se estudió la reactividad de los compuestos de coordinación de cobre en donde se obtuvo sulfato de cobre pentahidratado, carbonato básico cúprico y cloruro de cobre I y II, éstos fueron purificados y secados obteniéndose un rendimiento de 90,672%, 57,983%, 48,765% y 49,144% respectivamente. Posteriormente se realizó el espectro de UV-visible de diferentes complejos de cobre observándose que estos absorben a determinadas longitudes de onda en la región visible del espectro, y finalmente, se estudió la estabilidad relativa de los complejos de coordinación notando que la causa que más afecta a la estabilidad de un complejo es la fortaleza de la unión metal-ligando.
I.
procesos en la industria química y petroquímica,
INTRODUCCIÓN
La química de coordinación como área de la
etc. [1]
química inorgánica, tradicionalmente se ha centrado
Los complejos de coordinación presentan
en el estudio de la capacidad de aquellos
extensas e interesantes propiedades espectrales y
compuestos, que poseen en su estructura molecular
magnéticas
átomos donadores de electrones (ligandos), capaces
estructuras y estequiometrias [2].
además,
de
variar
ampliamente
de coordinar metales de transición. Los avances en
El cobre pertenece a al grupo 11 de la tabla
la instrumentación científica han facilitado en las
periódica junto con Ag y Au. Su configuración
últimas décadas el desarrollo de estrategias de
electrónica es [Ar]3d104s1. De acuerdo con ella sería
síntesis conducentes al desarrollo de ligandos
clasificado como un elemento representativo,por
altamente sofisticados, capaces de proveer más de
tener su capa s incompleta, pero en general se lo
un sitio de quelación o acomplejamiento y
estudia como elemento de transición d portener
ambientes electrónicos particulares para los átomos
propiedades típicas de estos elementos. En este caso
metálicos finalmente coordinados. La importancia
se aplica la definición más amplia deelemento de
de los compuestos de coordinación de metales de
transición, incluyendo no solo el estado elemental
transición radica en la versatilidad de sus
sino también los estados deoxidación más comunes
aplicaciones:
(Cu2+[Ar]3d 9) [2].
catalíticos
en
en
catálisis
procesos
como de
precursores
hidrogenación,
Prácticamente todas las sales y complejos de
carbonilación, hidroformilación, polimerización,
cobre(II) son coloreadas y un gran número de ellos son verdes o azules. Estos colores son debido a la
presencia de una banda de absorción en laregión de 600-900
nm
del
espectro
electromagnético,
generalmente son bandas asimétricas yparecen
Tabla N°1: Características físicas de los productos obtenidos
Producto
englobar varias transiciones cercanas. La mayoría de las sales de cobre se disuelvenfácilmente en agua
Observaciones Sólido azul de grandes
CuSO4*5H2O
formando el ion hexaacuo. Añadiendo diferentes
cristales. En agua adquiere tono azul claro
ligandos a estas disolucionesacuosas es posible
Cu2(OH)2CO3
Solido pulverulento azul
desplazar sucesivamente las moléculas de agua
CuCl
Sólido pulverulento
formando una variedad de complejos diferentes [2].
blanco
En esta práctica se sintetizaron las sales de
CuCl2
Sólido color verde
cobre como sulfato de cobre (II) y cloruro de cobre (I), también se preparó carbonato básico de cobre y
La síntesis del sulfato de cobre fue un proceso
cloruro de cobre (II), se estudió el espectro UV-
que necesitó suministro de calor hasta ebullición
visible de diferentes complejos de cobre, así como
constante. Este requerimiento se justifica porque
la estabilidad relativa de los complejos de
debe romperse la red cristalina de un elemento que
coordinación.
poseeenlace metálico. Puesto que, en un sistema de
II.
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
este tipo existen fuerzas de atracción con carácter
Primeramente se procedió a la síntesis de
coulómbico, es lógico pensar en una red difícilde
sulfato de cobre pentahidratado y paralelamente a la
romper si no se suministra energía. Teniendo esto
obtención de cloruro de cobre I, mediante el
en cuenta, la incorporación del cobre a la fase
siguiente montaje de la figura N°1, además se
acuosa es un proceso gradual, ya que la ruptura de
muestra en la tabla N° 1 las características físicas de
su red requiere de colisiones con las moléculas de la
los productos obtenidos.
otra fase [3]. De esta manera se justifica no sólo el suministro de calor, sino también el hecho de que se hayan requerido aproximadamentetres horas para la síntesis. El producto obtenido necesitó concentrarse hasta saturación, ya que éste posee alta solubilidad en agua (317 g/L a 20°C [4]). Esto se debe a que la estructura del complejo tiene moléculas de agua
Figura N°1: Montaje para la obtención de CuSO4y CuCl.
coordinando al metal: en medio acuoso fácilmente pueden formarse enlaces por puente de hidrógeno con el solvente, por lo cual existe un buen grado de hidratación.
Inclusive
muestra
fórmulas
molecularesen que el cobre está hexahidratado en
Respecto al color observado (tabla N°1 y figura
fase acuosa pese a la distorsión tetragonal. Una
N°4), la emisión del azul, indica que el cobre
ilustración de las interacciones mencionadas puede
absorbe a longitudes de onda relativamente lejanas
ser la siguiente [5]:
en la región del visible: en el naranja (observándose en el círculo cromático). Esto se debe a que el centro metálico posee un electrón desapareado, capaz de realizar transiciones electrónicas a energías un poco bajas, pues el desdoblamiento del campo cristalino causado por los ligantes acuo no es tan marcado [7].
En esta estructura los enlaces cortadosson sólo uniones por puente de hidrógeno. Las líneas angulares continuas representanmoléculas de agua. Se ha omitido la representación de dos ligandos para comodidad visual [5]. En cuanto a las características físicas que se
Figura N° 3: Círculo cromático.
muestran en la tabla N°1, la obtención de cristales grandes, no es de extrañar, ya que el centro metálico está coordinado por moléculas de agua lo cual genera una red poco densa:
Figura N°4: Cristales obtenidos de sulfato de cobre pentahidratado. Aunque el átomo de oxígeno tiene carácter como donador sigma, posee un par libre de electrones extra, que, al acercarse a la esfera de
Figura N°2: Celda Unitaria del sulfato de cobre pentahidratado [6].
coordinación crean desestabilización si no van a formar parte del enlace (existirán repulsiones eléctricas). Ello causa que el efecto de penetración
de ese ligando no sea suficientemente alto como
El cloruro de cobre I se prepara hirviendo una
para causar un aumento en el desdoblamiento del
solución acida de la sal de cobre (II) como sulfato
campo alto [7].
de cobre; por dilución con agua sulfurosa, se
La reacción global para el proceso de obtención
precipita el CuCl, blanco. Los halogenuros de cobre tienen la estructura de blenda de cinc (Cu+
de sulfato de cobre es el siguiente:
tetraédricamente Cu(s) + 2H2SO4(ac) + 3H2O
[Cu(H2O)5]SO4 + SO2
Como puede apreciarse, se forma unproducto secundario: el dióxido de azufre,es un gas tóxico, el cual como puede observarse en la figura N°1 éste fue depositado en una solución de sulfato de cobre y cloruro de sodio para la obtención de cloruro de cobre I, esto se muestra en la siguiente reacción:
El
CuCl
es
polimérico en el estado de vapor y la especie principal parece ser un anillo de seis miembros de átomos alternados de Cu y Cl. El CuCl, blanco, se vuelve de color azul a 178 °C y al fundirse se convierte en un líquido verde oscuro [8]. Los compuestos de cobre I son diamagnéticos e incoloros, excepto cuando el color sea el resultado de un anión o de bandas de transferencia de carga [8].
2CuSO4*5H2O+2NaCl+SO2(g) 2H2SO4 + Na2SO4 + 2CuCl + 8H2O El cloruro de cobre I se
coordinado).
obtuvo como se
mencionó anteriormente mediante la figura N°1, luego de finalizado el burbujeo en el erlenmeyer a esta solución se agregó sulfito de sodio y agua sulfurosa, se agrega el sulfito de sodio en medio ácido ya que su poder reductor es mayor en estas condiciones. Se muestra en la figura N° 5 el cloruro de cobre I obtenido:
Las estabilidades relativas de los estados cobre (I) y cobre (II) están indicados por los siguientes datos de potencial [8]: Cu+ + e-
Cu
E° = 0,52 V
Cu2+ + e-
Cu+
E° = 0,153 V
De donde: Cu+ + Cu2+
2Cu+ E° = -0,37 V
K = [Cu2+] / [Cu+]2 ≈106 Las estabilidades relativas del CuI y el CuII en solución acuosa dependen principalmente de la naturaleza de los aniones u otros ligantes presentes y varían considerablemente con el solvente o en un cristal con la naturaleza de los átomos vecinos [8]. En solución acuosa sólo puede existir equilibrio a bajas concentraciones de Cu+ (< 10-2 M), los únicos compuestos simples de Cu (I) que son estables con respecto al agua son aquellos altamente
Figura N°5: Cristales de CuCl obtenidos.
insolubles, como el CuCl. Esta inestabilidad con respecto al agua se debe en parte a las mayores
energías de la retícula y de solvatación y a los valores mayores de las constantes de formación de los complejos del ion cobre (II), de modo que los derivados iónicos del CuI son inestables. Por supuesto que numerosos complejos catiónicos o aniónicos de cobre (I) son estables en solución acuosa [8].
Figura N°6: Sólido obtenido de carbonato básico
Para el carbonato básico cúprico se tiene la siguiente reacción y sus características físicas se muestran en la tabla N°1.
cúprico. Al comparar la estructura de este complejo con la del sulfato de cobre, se observa que en este caso existe la presencia de un ligando hidroxo. Respecto
2CuSO4*5H2O+Na2CO3+2H2O
Cu2(OH)2CO3
+ Na2SO4 + H2SO4
Se observa que la reacción requiere la presencia de agua no sólo como medio, sino también como reactivo. Incluso la fórmula molecular presentada ignora la presencia de cinco ligandos acuo coordinando al átomo de cobre:
a la molécula de agua, este ligando sólo ha perdido un protón; sin embargo, eso provoca que posea dos pares de electrones libres además del par de coordinación. Esto le atribuye una menor capacidad de penetración hacia la esfera de coordinación, y además mayor probabilidad para actuar como un donador pi muy débil (pues el traslape no es tan efectivo). Al considerar esta situación, se justifica el hecho de que este ligando esté por debajo del agua en la serie espectroquímica. Ello trae como consecuencia que el desdoblamiento en el campo cristalino provocado sea ligeramente menor, y la molécula por tanto, absorba a una mayor longitud de onda. En este punto es de hacer notar quetanto el
Para este compuesto se obtuvo un color azul menos intenso (figura N°6), y más desplazado hacia el verde. Esto indica que la sustancia absorbe a longitudes de onda cercanas al rojo (figura N°3), y por ende la energía asociada a las transiciones electrónicas resulta más baja.
sulfato de cobre en solución como el carbonato básico no son compuestos de geometría octaédrica perfecta. Sus estructuras corresponden más bien a las de octaedros distorsionados [9]:
El cloruro de cobre II se obtuvo mezclando HCl y carbonato básico cúprico, mediante la siguiente reacción: 4HCl + Cu2(OH)2CO3
2CuCl2 + CO2 + 3H2O
La solución se tornó de un color verde que
Figura N°7: Distorsión tetragonal originada en un complejo d9.
luego fue concentrada hasta casi sequedad como se muestra en la figura N°9:
Esto se debe a que la configuración d9de un octaedro mantiene tres electrones en un nivel de energía alto. En cambio, cuando existe distorsión tetragonal, elalargamiento del eje z provoca que laenergía del orbital dz² quede por debajo del nivel original, mientras que la energía del orbital dx²y² quede un poco por encima. Esto hace que ahora sólo haya un electrón de nivel energético muy alto. Y no sólo eso; sino que además la elongación provoca una disminución de energía de los orbitales dxz y
Figura N°9: Obtención de CuCl2.
dyz, por lo cual, el efecto neto de la distorsión es
Se realizó el espectro de UV-visible, el cual se
bajar la energía de tres orbitales atómicos. A esto se
muestra en la siguiente figura:
le conoce como el efecto de JahnTeller [3]:
Figura N°8: Efecto de la distorsión tetragonal sobre los niveles de energía en una configuración d9.
Figura N°10: Espectro UV-visible de CuCl2.
Debido a la simetría relativamente baja (es decir, menor que la cúbica) de los ambientes en que
Tabla N°2: Masa y rendimiento de los compuestos de cobresintetizados
es característico encontrar el ion Cu2+, todos sus complejos y compuestos tienen color azul o verde.
Masa Compuesto
de cargaque se pasan al extremo azul del espectro visible, con lo que hacen que la sustancia tome un color rojo o café. Los colores azules o verdes se deben a la presencia de una banda de absorción en
%Rendimiento
(m±0,0001)g
Las excepciones se producen generalmente por fuertes bandas ultravioletas-bandas de transferencia
experimental
[Cu(H2O)5]SO4
8,2735
90,672
CuCl
0,5866
48,765
Cu2(OH)2CO3
0,6457
57,983
CuCl2
0,5216
49,144
la región 600-900 nm del espectro. Las envolventes de estas bandas son generalmente asimétricas, pareciendo
abarcar
varias
transiciones
de
En cuanto al estudio del espectro UV-visible de los complejos de cobre, se prepararon diferentes
sobreposición, sin embargo, es difícil obtener la
complejos
resolución definitiva en el número apropiado de
NH3,etilendiamina, EDTA, una mezcla carbonato
sub-bandas con sus correctas localizaciones [8].
básico cúprico y ácido acético glacial y un último
La presencia de una banda extra en el espectro de la figura N°10, se debe a la absorción en el amarillo proveniente de la reducción del cobre en el CuCl.
complejo
los
cuales
conteniendo
tenían
el
ligandos
ligante
de
ácido
acetilsalicílico. En la siguiente tabla se muestran las observaciones de los diferentes complejos:
Tabla N°3: Observaciones de los complejos para el estudio del espectro UV-visible.
Figura N°11 La estructura del complejo formado cloruro de cobre (II). En la siguiente tabla, se muestran la masa obtenida y el rendimiento de cada compuesto de cobre obtenido.
Complejo (1) [Cu(H2O)6]SO4
Observaciones Azul claro
(2) [Cu(NH3)4(H2O)2]+2 (3) [Cu(en)2(H2O)2]+2 (4) [CuEDTA]2(5) [Cu(CH3COO)2(H2O)2](6) [Cu2(C9H7O4)4]
Azul intenso Violeta Azul claro Azul cian Azul turquesa
En la siguiente figura se muestran los complejos del 1 al 4, así como las reacciones de su
Complejo 4:
Cu2+(ac) + EDTA-4
[CuEDTA]2-
(Cobreetilendiaminacetato disodico)
obtención:
EDTA (M = Cobre)
La mayoria de las sales de CuII se disuelven con facilidad en agua para dar el ion acuoso, que puede escribirse como el mostrado en el complejo 1, pero debe tenerse en mente que dos de las moleculas de agua estan mas lejos del átomo
Figura N°12: Complejos 1 al 4, (izquierda a
metálico que las otras cuatro. La adición de ligantes a dichas soluciones acuosas lleva a la formación de
derecha).
complejos por desplazamiento sucesivo de las moleculas de agua. Por ejemplo, con NH3(complejo
Complejo 1: [Cu(H2O)6]SO4
2) se forman de manera normal las especies
(Sulfato hexaacuo de cobre II)
[Cu(NH3)(H2O)5]2+… [Cu(NH3)4(H2O)2]2+, pero la
CuSO4*5H2O + H2O
adición de la quinta y sexta
molécula de NH3
resulta dificil. De hecho, no es posible añadir la sexta de ninguna manera significativa en medios
Complejo 2: Cu2+(ac)+4NH3(ac)+2H2O
[Cu(NH3)4(H2O)2]+2
(Diacuotetraamin cobre II)
acuosos, sino solamente en amoniaco líquido. La razón de este comportamiento fuera de lo común está conectada con el efecto de Jahn-Teller. Por esta razón, el ion CuII no se enlaza fuertemente con los quinto y sexto ligantes (nisiquiera con el H2O). Por
Complejo 3: Cu2+(ac) + 2en + 2H2O
[Cu(en)2(H2O)2]+2
[Diacuo (bisetilendiamin) cobre II]
otro lado, se encuentra de manera semejante, el caso de la etilendiamina (complejo 3) que tanto el [Cu en (H2O)4]2+ como el [Cu(en)2(H2O)2]+2 se
en
forman con facilidad, pero el [Cu en3]2+ se forma sólo en concentraciones extremadamente altas de etilendiamina. Se conocen muchos otros complejos
de aminas de CuII y todos son de color azul mucho más intenso que el del ion acuoso (figura N°11).Esto se debe a que las aminas producen un campo de ligantes mucho más potente, lo que hace que la banda de absorción se mueva desde la parte lejana hasta el medio de la región roja del espectro [8] , lo cual se puede apreciar en el espectro de UV-visible de la siguiente figura:
Figura
N°15: Espectro
UV-visible
de
[Cu(NH3)4(H2O)2]+2. El compuesto formado Cu(NH3)42+ presenta color azul. Para que una sustancia sea coloreada debe absorber luz visible, provocándose como consecuencia tránsitos electrónicos. En el caso del complejo amoniacal de cobre, la presencia de los
Figura
N°13: Espectro
UV-visible
de
[Cu(en)2(H2O)2]+2.
ligandos (NH3) alrededor del ion Cu2+ provoca que los
orbitales
3d
del
Cu2+ se
diferencien
En el ion acuoso (complejo 1), el máximo de
energéticamente, posibilitando la absorción de un
absorción está en aproximadamente 800 nm,
fotón de energía adecuada que provoca un tránsito
mientras que en el [Cu(NH3)4(H2O)2]+2 está a ≈ 600
electrónico, como puede verse en la siguiente
nm, lo dicho anteriormente se puede observar en la
figura [10]:
figura N°14 y 15.
Figura N°16: Saltos electrónicos del ion Cu2+. Figura
N°14:
[Cu(H2O)6]SO4.
Espectro
UV-visible
de
Para el complejo 4, el anión del ácido
[Cu2(CH3COOH)4(H2O)2] es más verde azulado.
etilendiaminotetracético (EDTA) completamente
Los acetatos de cobre se utilizan como reactivos
disociado es un agente quelante y reacciona con
para la síntesis de diversos compuestos inorgánicos.
varios iones metálicos para formar iones complejos.
El acetato de cobre, como todos los compuestos de
El EDTA posee cuatro grupos carboxilos y dos
cobre, emite una luz azul-verde a la llama [12].
átomos neutros de nitrógeno, actuando como un ligante
Para
la neutralización de una solución acuosa de acetato
representar la forma acida del EDTA se escribe
de cobre (II). El acetato de base es poco soluble.
H4Y
. En la siguiente figura se presenta el
Este material es un componente de verdín (verdete,
espectro de UV-visible del complejo 4, donde se
cardenillo), la sustancia azul-verde que se forma en
muestre
cobre durante largas exposiciones a la atmósfera [13].
[11]
cuadri,
un
penta
máximo
y
hexadentado.
El acetato de cobre básico se prepara mediante
de
absorción
en
aproximadamente 550 nm:
En la siguiente figura se muestra el espectro UVvisible de [Cu(CH3COO)2(H2O)2]-, se observa un máximo de absorción en 800 nm:
Figura
N°17: Espectro
UV-visible
de
[CuEDTA]2-
Figura
N°18: Espectro
UV-visible
de
[Cu2(CH3COO)4(H2O)2].
Complejo 6: 4C9H7O4+2CuCO3
Complejo 5:
[Cu2(C9H7O4)4](s)+CO2(g)+2H2O
(Tetraacetilcetonatocobre II)
2CuCO3+4CH3COOH+2H2O [Cu2(CH3COO)4(H2O)2]+CO2(g) +2H2O
[Tetraacetatodiacuodicobre (II)] Para el complejo 5, acetato de cobre (II), también denominado como acetato cúprico, es el compuesto
químico
con
la
fórmula
Cu(CH3COOH)2. El hidratado derivado, que contiene una molécula de agua por cada átomo de
Figura
N°19: Espectro
Cu. Anhidro Cu(CH3COOH)2 es un verde oscuro
[Cu2(C9H7O4)4],
cristalino sólido, mientras que la forma hidratada
aproximadamente 500 nm.
máximo
de
UV-visible
de
absorción
en
Por último se estudió la estabilidad relativa de
aumenta en general, si se sustituyen n ligandos
los complejos de coordinación, para ello se mezcló
monodentados por un ligando n-dentado
[14]
una solución de [Cu(H2O)6]2+ con diferentes
puede observar en la tabla N°4 y la figura N°17 la
ligandos como NH3, etilendiamina y EDTA, luego
estabilidad que presentan los ligandos.
. Se
se agregaron estos ligandos de manera inversa. En la tabla N°3 se muestran las observaciones de estos complejos.
Tabla N°4: Observaciones del estudio de la estabilidad
relativa
de
los
complejos
de
coordinación
Estudio
Complejos NH3
1 Etilendiamina EDTA
2
EDTA Etilendiamina NH3
Observaciones Paso de azul claro, azul oscuro a azul claro leche Luego de azul claro leche a morado Por último paso de morado a azul eléctrico No ocurre cambio de color
La causa que más afecta a la estabilidad de un complejo es la fortaleza de la unión metal-ligando. La fortaleza de esta unión nos proporcionará una medida de su estabilidad. Un complejo será tanto más estable cuanto mayor sea la carga del catión, menor sea su tamaño y tenga más orbitales vacíos. Sin embargo, hay otra serie de causas que también influyen en la estabilidad de un complejo como son
Figura N°20: Estabilidad de los complejos de coordinación. Izquierda a derecha: CuSO4, NH3, en y EDTA. El incremento en la estabilidad de los complejos con ligandos polidentados proviene principalmente de un efecto entrópico. Se puede entender
con
base
en
consideraciones
termodinámicas las dos tendencias que rigen las reacciones químicas: la disminución de la entalpía (liberación de calor) y el aumento de entropía (mayor desorden). En las reacciones 1 y 2 se forman cuatro enlaces y la variación de entalpía (∆H) es
aproximadamente igual para ambas reacciones. Sin embargo, la segunda reacción implica la unión de tres especies químicas, mientras que en la primera intervienen cinco. Con cinco especies se tienen más
el efecto quelato, el tamaño del anillo y el efecto
grados de libertad (más desorden) que con tres. Por
estérico [14].
tanto la reacción inversa de la primera está más
En el efecto quelato, cuantos más uniones presente un mismo ligando con el catión central, más difícil será romperlas, y, por tanto, más estable será el complejo. La estabilidad de un complejo
favorecida que la inversa de la segunda. Es decir, desde un punto de vista entrópico, la segunda reacción tal como está escrita está más favorecida;
la variación de entropía favorece la segunda reacción frente a la primera [14]. Cu 2+ + 4NH3 Cu 2+ + 2en
En todos los casos en que el EDTA reacciona con un catión lo hace en una relación molar 1:1. Se
[Cu(NH3)4]2+ [Cu(en)22+ ]
(1)
utiliza mucho como agente valorante de cationes
(2)
metálicos. A las valoraciones con complexonas se
Como se ha visto, la estabilidad del complejo aumenta por el efecto quelato de forma que el dietilendiamnacobre (II) es más estable que el tetraamincobre (II) [14]:
les denomina complexometrías. Como indicadores del punto de equivalencia en las complexometrías se utilizan compuestos orgánicos que forman con el catión a valorar complejos intensamente coloreados menos estables que los complejos EDTA-metal, de modo que el desplazamiento del ligando indicador por el EDTA venga claramente señalado por un cambio de color [14].
III.
CONCLUSIONES
- Los colores azules o verdes de los compuestos de cobre son debido a la presencia de Al formase un complejo con un ligando polidentado se forma un ciclo; la estabilidad del complejo será máxima cuando el número de eslabones es 5, siendo menos estables los formados por 6 y 4 eslabones ya que presentan mayor repulsión entre las nubes de electrones. El resto de [14]
los anillos presenta gran inestabilidad La
complexona
II
es
. el
ácido
etilendiaminotetraacético, que se simboliza como H4Y y al que de manera general se le conoce como EDTA [14]:
una banda de absorción en la región de 600-900 nm del espectro electromagnético. - Se sintetizaron los compuestos de cobre como, CuSO4.5H2O, Cu2(OH)2CO3, CuCl y CuCl2 con buenos rendimientos. - En condiciones ácidas el sulfito de sodio aumenta su poder reductor. - Las estabilidades relativas del CuI y el CuII en solución acuosa dependen principalmente de la naturaleza de los aniones u otros ligantes presentes y varían considerablemente con la naturaleza de los átomos vecinos. - El sulfato de cobre en solución como el carbonato básico no son compuestos de geometría octaédrica perfecta. Sus estructuras corresponden más bien a las de octaedros distorsionados.
- La adición de ligantes a soluciones acuosas
GENERAL/Practica_11_Sintesis_de_Compuestos_
de CuSO4 lleva a la formación de complejos por
de_Coordinacion.pdf. [Último acceso: 30/06/2016].
desplazamiento sucesivo de las moleculas de agua. -
La teoría del campo cristalino permitió
explicar las diferencias de coloración observadas entre los complejos de cobre.
[8] Cotton. Wilkinson, Química Inorgánica Avanzada, México: Limusa, 2008, pp. 965-984. [9] G. E. Rodgers, Quimica Inorgánica: Introducción a la Química de Coordinación del
- La causa que más afecta a la estabilidad de un complejo es la fortaleza de la unión metalligando.
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V.
Masa del Cu2(OH)2CO3obtenida:
APÉNDICE
Calculo del rendimiento de los compuestos de
(1,0576 – 0,4919) g = 0,6457 g
cobre sintetizados
Masa de CuSO4*5H20: 2,5150 g
Masa teórica de Cu2(OH)2CO3 = 1,1136 g
Rendimiento del CuSO4*5H2O
% Rendimiento de Cu2(OH)2CO3:
Masa del papel de filtro: 0,4119 g
* 100% = 57,983%
Masa del papel de filtro + muestra: 8,7654 g Masa del CuSO4*5H2O obtenida:
Error
(8,7654 – 0,4919) g = 8,2735 g
57,983 = 7,2*10 √
-11
Masa de Cu: 2,3227 g Masa teórica de CuSO4*5H2O: 9,1264 g
% Rendimiento del CuSO4*5H2O:
Rendimiento de CuCl2
Masa del papel de filtro: 0,4119 g
*100% = 90,672%
Masa del papel de filtro + muestra: 1,1035 g Masa deCuCl2obtenida:
Error
= 9,1*10-12 √
(1,1035 – 0,4919) g = 0,6116 g Masa de Cu2(OH)2CO3: 1,0233 g Masa teórica de Cu2(OH)2CO3 = 1,2445 g
% Rendimiento de CuCl2:
Rendimiento de CuCl
* 100% = 49,144%
Masa del beaker: 32,1634 g Masa del beaker + muestra: 32,7500 g
Error
Masa de CuCl:
* 49,144 = 1,6*10 √
-10
32,7500 g – 32,1634 g = 0,5866 g Masa de CuSO4*5H2O: 3,0339g Masa teórica de CuCl: 1,2029 g
% Rendimiento de CuCl:
100% = 48,765% *
Error
= 7,6*10 √
-11
Figura N°21: Espectrofotómetro utilizado para
Rendimiento de Cu2(OH)2CO3
Masa del papel de filtro: 0,4119 g Masa del papel de filtro + muestra: 1,0576 g
medir los complejos, proporcionado por el laboratorio de alimentos.
Figura
N°22:
Regiones
del
espectro
electromagnético, en función de los valores de la longitud de onda (λ) de cada radiación.
