1. Objetivos: Preparar un complejo para observar su comportamiento químico y conocer las características de este cambio. Predecir la forma de la estructura del compuesto Calcular el rendimiento en la obtención de producto Aplicar el cambio químico observado para identificar cobre en un concentrado 2. Fundamento teórico:
Complejo o compuesto de coordinación Es el resultado de la intercalación de un átomo central (un ión metálico con orbitales de valencia vacíos que pueden actuar como ácidos Lewis) y una o varias bases Lewis con pares de electrones electrones libres que se conoce como agentes acomplejantes o ligando, esta interacción lleva a la formación de un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo central debe de disponer de orbitales vacíos capaces de aceptar pares de electrones, los cationes del grupo 1 y 2 al disponer de orbitales con poca tendencia de captar electrones tienen poca tendencia a formar complejos, son los metales de transición los que presentan mayor tendencia. Se dicen que los ligandos se coordinan al metal, formando la esfera de coordinación del complejo. El conjunto puede ser neutro, catiónico o aniónico, los ligandos forman la primera esfera de coordinación y los contra iones los la segunda esfera de coordinación.
Estructuras de los complejos Las especies como el ion [Ag(NH3 )2 ]+ , que son conjuntos de un ion metálico central unido a un grupo de moléculas o iones que lo rodean, se llaman complejos metálicos o sencillamente complejos. Si el complejo tiene una carga eléctrica neta, se le designa en general como un ion complejo Los L os compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Aunque los metales de transición sobresalen en la formación de compuestos de coordinación, otros metales también los pueden formar. Las moléculas o iones que rodean el ion metálico en un complejo se conocen como agentes acomplejantes acomplejantes o ligandos (de la palabra latina ligare, que significa “unir”).
Por ejemplo, hay dos ligandos NH3 unidos a la Ag+ en el ion [Ag(NH3 )2 ]+ . Los ligandos son normalmente aniones o moléculas polares; además, tienen al a l menos un par no compartido de electrones de valencia. Puesto que los iones metálicos (en particular los iones de metales de transición) tienen orbitales de valencia vacíos, pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de pares de electrones). Debido a que los ligandos tienen pares de electrones no compartidos, pueden actuar como bases de Lewis (donadores de pares de electrones). Podemos visualizar el enlace entre el ion metálico y el ligando como el resultado de compartir un par de electrones que estaba inicialmente en el ligando. Al formar un complejo, se dice que los ligandos se coordinan al metal. El metal central y los ligandos unidos a él constituyen la esfera de coordinación del complejo. Al escribir la fórmula química de un compuesto de coordinación,
usamos paréntesis rectangulares para separar los grupos que están dentro de la esfera de coordinación de otras partes del compuesto. Por ejemplo, la fórmula Cu NH SO representa un compuesto que contiene el catión 3
4
4
Cu NH3 4 2+ y el anión SO 24 .Los cuatro ligandos NH3 del catión complejo están unidos directamente al ion cobre (II) y se encuentran en la esfera de coordinación del cobre.
3.
Pictogramas Alcohol etílico C2H6O Riesgos: Inflamable. Se evapora fácilmente. Sus vapores se depositan
en las zonas bajas y pueden formar mezclas explosivas con el aire si se concentran en lugares confinados. Precauciones: Almacenar en lugares ventilados, frescos y secos. Lejos de fuentes de calor e ignición. Usar siempre protección personal así sea corta la exposición o la actividad que realice con el producto. Mantener estrictas normas de higiene, no fumar, ni comer en el sitio de trabajo. Primeros auxilios:
Inhalación: Trasladar al aire fresco. Si no respira administrar respiración artificial. Si respira con dificultad suministrar oxígeno.. Ingestión: Lavar la boca con agua. Inducir al vómito. Piel: Lavar la piel con abundante agua. Ojos: Lavar con abundante agua, mínimo durante 15 minutos. Usos y aplicaciones: Disolvente para resinas, grasa, aceites, ácidos grasos, hidrocarburos, hidróxidos alcalinos. Como medio de extracción por solventes, fabricación de intermedios, derivados orgánicos, colorantes, drogas sintéticas, elastómeros, detergentes, soluciones para limpieza, revestimientos, cosméticos, anticongelante, antisépticos, medicina.
Amoniaco NH3 Riesgos: Inflamable, gas Corrosivo. El material se auto refrigerará ante
un derrame accidental presentando una nube fría, densa, más pesada que el aire de vapor o niebla. Precauciones: El amoníaco en estado gaseoso o
líquido es muy corrosivo para las superficies corporales, reaccionando al contacto con la humedad corporal. Primeros auxilios:
Inhalación: Salir al aire libre. Si la respiración es dificultosa o se detiene, proporcione respiración asistida. Piel: Enjuagar con gran cantidad de agua acudir al médico. Ojos: Lávenlos con abundantemente con agua y acúdase a un médico. Ingestión: La ingestión no está considerada como una vía potencial de exposición. utiliza principalmente como fuente de nitrógeno en la generación de fertilizantes; como refrigerante; en la manufactura de ácido nítrico y otros reactivos químicos como ácido sulfúrico, cianuros, amidas, nitritos e intermediarios de colorantes; como fuente de nitrógeno en la producción de monómeros de fibras sintéticas y otros plásticos; como inhibidor de la corrosión en la refinación del petróleo. Usos y aplicaciones: Se
Sulfato de cobre penta hidratado CuSO4.5H2O. Riesgos: Nocivo por ingestión. Irrita los ojos y la piel. Muy tóxico para
los organismos acuáticos, puede provocar a largo plazo efectos negativos en el medio ambiente acuático. Precauciones: Cuando se calienta por encima de
110 °C (230 °F) el material se fundirá. Evite el uso de un chorro de agua sobre el material fundido, ya que puede provocar salpicaduras. Primeros auxilios:
Inhalación: Trasladar al afectado a un lugar bien ventilado. Solicitar asistencia médica. Contacto con la piel: Retirar ropa contaminada bajo la ducha. Lavar Inmediatamente con abundante agua corriente durante 15 minutos. Contacto con los ojos: Lavar inmediatamente con agua por durante 15 minutos. Solicitar asistencia médica en forma inmediata. Ingestión: Si está consciente dé a beber grandes cantidades de agua. No inducir vómitos. Llame inmediatamente a un médico. Usos y aplicaciones: Para usos de laboratorio, análisis, investigación y
química fina.
4.
Parte experimental Experimento n°1: preparación del ion [Cu(NH4)]+2(ac) a) Observaciones experimentales: Al combinar el sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4)5H2O con H2O toma un color celeste. Luego de combinar con agua se le agrega NH3 gota a gota hasta que se logra apreciar un color azul intenso pero en la transición de se forma un celeste. Luego agregar alcohol etílico 22,5 ml se forman un precipitado. b) Diagrama de flujo
Cu SO4+ H2O+ NH4OH Cu SO4 (1gr)+ H2O (9ml)
Filtración al vacío Precipitado final, polvo fino.
c) Ecuaciones químicas CuSO45H2O(ac) + H2O(l) Cu+2(ac)+ SO+2 4(ac) Cu SO4.5H2O (s) Cu2+ (ac) + SO4 2- (ac) Cu2+ (ac) + 4 H2O(ac) [Cu(H2O)4 ] 2+ (ac) SO+2 4(ac)+[Cu(H2O)4 ] 2+ (ac) + NH3(ac) [Cu(NH3)4H2O]SO4
d) Conclusiones: El complejo obtenido, característico del catión tetramín cobre(II), tiene un color azul característico. En la filtración al vacio se logra ver un color azul intenso que sería el [Cu(NH3)4H2O]SO4 que sería el ion complejo. Experimento n° 2: Prueba de solubilidad a) Observaciones . La solución obtenida, después de la filtración, del experimento anterior tuvo un olor fuerte y desagradable, a su vez era de color azul oscuro. b) Diagrama de flujo
Complejo con agua
Complejo con alcohol etílico
c) Ecuaciones química (Cu(NH3)4)2+(ac) →Cu2+(ac) + 4NH3(ac) ec. de hidrolisis [Cu(H2O)4 ] 2+ (ac) + 4 NH3 (c) → [Cu (NH3)4 ] 2+ (ac) + 4 H2O ec. doble desplazamiento
e) Comentarios y/o apreciación Una forma de ser más rápido en esta experiencia podría ser cogiendo la muestra recién aparezca en el experimento anterior, asi ya no se esperaría hasta que acabe el filtrado.
f) Conclusiones El complejo ya obtenido es soluble en agua ya que este es polar al igual que el agua y sabemos que lo semejante disuelve a lo semejante. Notamos que el color se volvió un poco más claro, concluyendo y demostrando que si es soluble en el agua; en el alcohol no ya que el color permaneció casi igual.
Experiencia n°3: Identificación de cobre en una muestra de mineral: a) Observaciones experimentales: Determinar la presencia de cobre en el mineral mediante un ensayo cualitativo Ácido nítrico incoloro, disuelve el cobre El cobre quedo totalmente disuelto por el ácido nítrico cuando el ácido nítrico entro en contacto con el cobre paso de un incoloro a un celeste o verde azulado Luego de agregar HNO3 la reacción produce gases, es importante tomar en cuenta que se debe esperar un momento prudente y retirar el tubo de ensayo y no quitarlo inmediatamente después de desaparecer el color rojo en las paredes del tubo de ensayo. Al hervir el agua destilada, se pierden los gases que tiene disueltos (como el O2). b) Diagrama de flujo:
Mineral + 1 ml HNO3
Calentar casi hasta sequedad v
Mineral + 1 ml HNO3 después de 4 minutos
La reacción produce NO y luego reacciona con el aire forma NO2(g)
Adiciona 2ml de agua hervir y enfriar
Con amoniaco acuoso concentrado gota a gota
Con exceso de amoniaco
Filtración del precipitado c) Ecuaciones químicas: 1) El mineral de cobre se disuelve en ácido nítrico : Cu
+ 4H- + 2NO-
→
Cu++
+
2NO2
+
2H2O
Se trata de un desplazamiento simple cuando reacciona el Cu(s) con el HNO3 3 Cu(s) + 8 HNO3(ac ) --> 3 Cu(NO3)2 + 2 NO(g) + 4 H2O(l) Tipo de reacción síntesis cuando el NO pasa a NO2 2NO(g) + O2 → 2NO2(g) 2) El amoniaco en solución NH3 + H2O → NH4OH 3) Agregar amoniaco acuoso concentrado gota a gota hasta basicidad Cu(NO3)2 + NH4OH → Cu(OH)2 4) Adicionar un exceso de amoniaco Cu(OH)2 + NH4OH → (NH4)4Cu(NO3)2 Tetraaminocobrenitrato La estructura del complejo según la teoría de campo cristalino es la siguiente:
d) Explicación e interpretación de resultados:
El nitrato de cobre se forma debido a que el ácido nítrico es capaz de disolver el cobre, originando disoluciones que contienen Cu (+2), caracterizado por su color azul verdoso. Las sales de cobre son de color azul porque llevan en su composición agua en su composición (agua de cristalización ) Luego de agregar HNO3 la reacción produce NO y luego de reaccionar con el aire forma NO2(g) El monóxido de nitrógeno es muy toxico x el cual se esperara que este reaccione con el O2 del aire dándonos NO2 el cual es de color rojo, es importante tomar en cuenta que se debe esperar un momento prudente y luego retirar el tubo de ensayo y no quitarlo inmediatamente después de desaparecer el color rojo en las paredes del tubo de ensayo. Encendemos el mechero y esto acelera la reacción, se observa en el tubo de ensayo un líquido celeste y en las paredes del tubo una coloración rojiza, luego de un tiempo desaparece. Cuidar de que la disolución no se evapore un volumen inferior a 1 ml. Si fuera necesario, renuévese el ácido que se pierde por evaporación. Muchas sales de Cu+2, entre ellas Cu(NO3)2 ,CuSO4y CuCl2, son solubles en agua. Agregar agua y calentar suavemente para disolver las sales solubles. Enfriar, y añadir después lentamente NH4OH diluido, con buena agitación justamente hasta que aparezca un precipitado blanco azulado de hidróxido cúprico o aparezca de forma permanente el complejo cúprico amoniacal, azul intenso. Después de retirados los vapores que cubren la disolución. Si a una sal de cobre se le añade poco a poco hidróxido de amonio, en primer lugar se forma un precipitado de color azul claro, porque se forma hidróxido de cobre Pero si se sigue añadiendo amoniaco, entonces el precipitado se disuelve formando un complejo amoniacal de color azul intenso pues el cobre se une con 4 moléculas de amoniaco, con 2 cargas positivas El hidróxido de amonio neutraliza el exceso de ácido en la disolución, con lo que luego puede ajustarse bien el pH.
e) Comentarios y/o apreciaciones: Los minerales de cobre contienen normalmente cantidades mas o menos elevadas de antimonio y/o arsénico y de hierro y los métodos de análisis están elaborados con vistas a evitar las interferencias de estos elementos
En el ámbito laboral, la determinación de cobre es muy importante para elegir el método más favorable para la extracción del metal. En el campo minero, la determinación de cobre nos permitirá establecer la ley del mineral, con lo cual sabremos si la explotación de una mena resulta rentable. Hoy en día, el crecido uso de fibra óptica en lugar de cobre en los cables de comunicaciones puede ayudar a disminuir la demanda de este metal. El uso de materiales superconductores en líneas de transmisión de la electricidad podría eventualmente proporcionar enormes ahorros. f) Conclusiones:
La mayoría de los cationes metálicos reaccionan con sustancias dadoras de electrones para formar compuestos de coordinación o iones complejos. Las especies dadoras (o ligandos) deben tener al menos un par de electrones no compartidos disponibles para formar el enlace. Por ejemplo, el agua, el amoníaco y los iones haluros son ligandos inorgánicos comunes. El número de enlaces covalentes que un catión tiende a formar con los electrones dadores es el número de coordinación. Valores típicos de este número de coordinación son dos, cuatro y seis. Las especies formadas pueden ser eléctricamente positivas, neutras o negativas. Por ejemplo, el cobre forma un complejo catiónico con el amoníaco [Cu(NH3)4]2+
5. Cuestionario
Factores que influyen en el color azul celeste y azul intenso que adquiere la sustancia en el proceso de preparación de un complejo. El ión cobre es incoloro cuando está anhidro, en disoluciones acuosas tienes un color 2+
celeste o azul claro que corresponde al complejo Cu H O llamado tetraacuocobre (II). Cuando el agua es sustuida por amoniaco se forma un complejo 2
4
[Cu(NH3 )4 ]2+
llamado tetraaminocobre (II) soluble, que puede ser cristalizado, como sulfato de color azul intenso con una molécula de agua de cristalización. Así entonces se forma el [Cu(NH2 )4 ]SO4 H2O que se escribe comúnmente como CuSO4 5H2O
. El complejo amoniacal cristaliza en disoluciones alcohólicas como
[Cu(NH3 )4 ]SO4 H2O
.
Factores que influyen en la solubilidad del complejo formado ¿Por qué el complejo es soluble en agua y no lo es en alcohol etílico? Temperatura: la temperatura afecta la rapidez y grado de solubilidad. Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas en solución y con ello su rápida difusión. Además, una temperatura elevada hace que la energía de las partículas del sólido, moléculas o iones sea alta y puedan abandonar con facilidad la superficie, disolviéndose. Presión: Los cambios de presión ordinarios no tienen mayor efecto en la solubilidad de los líquidos y de sólidos. La solubilidad de gases es directamente proporcional a la presión. Naturaleza del soluto y del solvente: Los procesos de disolución son complejos y difíciles de explicar. El fenómeno esencial de todo proceso de disolución es que la mezcla de sustancias diferentes da lugar a varias fuerzas de atracción y repulsión cuyo resultado es la solución. Polaridad: En la mayoría de los casos, los solutos se disuelven en disolventes que tienen una polaridad similar. Los químicos usan un aforismo popular para describir esta característica de solutos y disolventes: “semejante disuelve semejante”. Los solutos no polares no se disuelven en disolventes polares y
viceversa. 2+
Cu H 2O 4
ac
+ 4 NH3 ac
2+
Cu NH3 4 ac
+ 4 H2 O l
Por el principio de Le Chatelier al añadir agua el equilibrio se desplazará a la izquierda. Sin embargo, al añadir etanol ya que es ávido del agua el equilibrio se desplaza la derecha. 6. Bibliografía:
http://www.heurema.com/QG21.htm. http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Complejosysunomenclatura_13378 .pdf. http://depa.fquim.unam.mx/Inorganica/pdfs/alumnoscolorcoord.pdf http://www.geqi.org/pdf/1.10.pdf.
