Universidad de Guanajuato. División de Ciencias Naturales y Exactas. Campus Guanajuato. Práctica no. 8 Transformaciones químicas y química de coordinación del cobre Arroyo López Claudia Cecilia. Armendariz Barrientos Karla Gisela. Ayón García Marlén Jaqueline. Prof. J. Alfredo Gutiérrez.
Fecha de realización: Viernes 13 y 20/05/2016 Fecha de entrega: Viernes 03/05/2016
Práctica no. 8 Transformaciones químicas y química de coordinación del cobre. Aunque el cobre no existe en abundancia en la naturaleza, se conocen muchos minerales que lo contienen. El cobre se extrae principalmente de la pirita de cobre, CuFeS, del cobre vidriado, Cu2S, y de la aprita Cu2O; también se explota como elemento libre en Michigan septentional en E.U.A. A partir de la pirita de cobre, éste se extrae por flotación y se tuesta en atmosfera controlada de aire para convertir al hierro en dióxido de hierro (II). 2 CuFeS2 + 4 O2
Cu2S + 3 SO2 + 2 FeO
El cobre se refina por electrólisis para dar un producto de aproximadamente 99.95% de pureza. El cobre impuro sirve de ánodo de una celda electrolítica que contiene tiras de cobre puro como cátodo y un electrolito de solución de sulfato de cobre (II). Durante la electrolisis, el cobre se transfiere del ánodo al cátodo; en el transcurso de este proceso se produce un lodo anódico que contiene plata y oro, lo cual hace al proceso económicamente factible.
Cobre en la tabla periódica. El cobre pertenece al grupo IB, los átomos de estos tres elementos tienen un electrón en su capa más externa al igual que los átomos metálicos del grupo IA, pero mientras que los átomos del último grupo de elementos tienen ocho electrones en su penúltima capa, los átomos de cobre, plata y oro contienen dieciocho electrones:
Grupo IA
Grupo IB
Potasio
2.8.8.1
Cobre
2.8.18.1
Rubidio
2.8.18.8.1
Plata
2.8.18.18.1
Cesio
2.8.18.18.8.1
Oro
2.8.18.32.18.1
El hecho de que un átomo metálico del grupo IB tenga un número atómico mucho mayor, pero el mismo número de capas electrónicas que su contraparte del grupo IA, tiene consecuencias importantes y da lugar a que estos dos grupos de metales tengan una química completamente diferente. Por ejemplo, el núcleo del átomo de cobre posee una carga de 29+ que influye mucho más sobre los electrones que lo rodean, que la del núcleo del átomo de potasio con una carga de 19+; en consecuencia, el átomo de cobre tiene un radio atómico más pequeño y una primera energía de ionización más grande que la del átomo de potasio. Las densidades de los miembros comparables de los dos grupos son bastante diferentes (a)
porque los radios atómicos del grupo IB son más pesados y (b) porque los radios atómicos de los metales del grupo IB son más pequeños; los puntos de fusión considerablemente mayores de los metales del grupo IB puede atribuirse a (i) sus átomos pesados y (ii) al hecho de que los electrones d participan en enlaces interatómicos además del único electrón externo. La propiedad sobresaliente del cobre, es su resistencia al ataque químico y esto se manifiesta en si potencial electroquímico positivo, en tanto que los metales del grupo IA se distinguen por su gran reactividad química, esto es, sus potenciales electroquímicas normales son muy negativos. El cobre, la plata y el oro se conocen como metales de acuñar, y son resistentes al ataque químico. Los tres metales exhiben un estado de oxidación de 1+, y en este estado, sus compuestos son bastante covalentes o por lo menos poseen un grado apreciable de carácter covalente, aunque los principales estados de oxidación del cobre, de la plata y del oro son 2+, 1+ y 3+, respectivamente. En los estados de oxidación superiores, los metales del grupo IB utilizan, además de su único electrón 1s, sus electrones d; por tanto, sus iones contienen un nivel d incompleto y son típicamente transicionales. A diferencia de los metales del grupo IA, el cobre, la plata y el oro forman numerosos complejos en todos sus estados de oxidación.
Propiedades. El cobre tiene un punto de fusión de 1083ºC y una densidad de 8.92 g/cm3. Es un metal dorado, muy dúctil y maleable, y sus conductividades térmica y eléctrica solo las superan las de la plata. Su resistencia a la corrosión y extraordinaria ductilidad permite transformarlo en alambres de hasta 0.025mm. Se utiliza en cables y líneas de alta tensión exteriores, en el cableado eléctrico en interiores, enchufes y maquinara eléctrica en general, generadores, motores, reguladores, equipos de señalización, aparatos electromagnéticos y sistemas de comunicaciones. Es también el mayor conductor de calor lo que explica su uso en situaciones en las que se desee calentar o enfriar rápidamente como refrigerantes, intercambiadores de calor, pilas, utensilios de cocina, etc. No tiene propiedades magnéticas lo que permita su uso en construcción eléctrica, electrónica, armamentos, relojería, etc. Al ser un metal resistente a las condiciones ambientales se utiliza en techos, grandes estructuras, cúpulas.
Químicamente es un metal muy resistente, integra el grupo de los metales nobles como la plata, el oro y el platino. Resiste la exposición atmosférica, el agua y algunos ácidos, pero es atacado por ácidos oxidantes (nítrico) y el amoníaco. No se corroe en situaciones normales. El aire húmedo ataca lentamente al metal u su superficie se cubre en forma gradual de una capa verde de carbonato básico de cobre. Alrededor de los 300ºC, el aire y el oxígeno lo atacan formando un recubrimiento negro de óxido de cobre (II) sobre su superficie; a una temperatura de aproximadamente 1000ºC se forma óxido de cobre (I). El vapor de azufre también lo ataca con la formación de sulfato de cobre (I) y con los halógenos da lugar al haluro de cobre (II) (excepto el yodo que produce yoduro de cobre (I)). El agua y el vapor de agua no atacan al metal y los ácidos diluidos no oxidantes, como el HCl y H2S, no lo afectan en ausencia de agentes oxidantes. El HCl en ebullición ataca al metal con desprendimiento de hidrógeno, un hecho sorprendente en vista del potencial electroquímico positivo del cobre, este fenómeno se debe a la formación del ion [CuCl2]- el cual desplaza el equilibrio a la derecha. El ácido sulfúrico concentrado ataca en caliente al metal, así también el ácido nítrico diluido como el concentrado. Además de lo antes mencionado, el cobre se utiliza para la aleación con zinc, el latón, con el cual se fabrica cartuchos, reflectores y partes mecánicas de relojes de pulso y pared. El bronce, una aleación de cobre y estaño, se usa para la fabricar cojinetes y guarniciones de barcos. El bronce fosforado, que contiene algo de fosforo, se usa para muelles de relojes y suspensiones de galvanómetros. El cobre finalmente dividido se usa como catalizador industrial para la oxidación de metanol a formaldehído.
Compuestos de coordinación. 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 llama complejos metálicos o sencillamente complejos. Si el complejo tiene una carga eléctrica neta, se le designa en general como unión complejo. Los compuestos que tienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Las moléculas o iones que rodean al ion metálico es un complejo que se conoce como agentes acomplejantes o ligandos. Por ejemplo, hay dos ligandos NH3 unidos a los Ag+ en el ion [Ag(NH3)2]+. Los ligandos son generalmente aniones o moléculas polares, además, tienen al 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. Debido a que los ligandos tiene pares de electrones no compartidos, pueden actuar como bases de Lewis.
Podemos visualizar el enlace entre el ion metálico y el ligando como el resultado de compartir un par de electrones que estaban 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. Un complejo metálico es una especie definida con propiedades físicas y químicas características. Así pues, sus propiedades son diferentes de las del ion metálico o de los ligandos que lo constituyen. A continuación se enlistan algunos compuestos de coordinación del cobre:
[Cu(H2O)4]2+ [Cu(H2O)3(NH3)]2+ [Cu(H2O)2(NH3)2]2+ K2[Cu(H2O)2Cl4]
Teoría de Werner sobre los compuestos de coordinación. Nuestro conocimiento de la naturaleza de los complejos metálicos se debe a la inteligente comprensión de Alfredo Werner, profesor de química de Zurich y ganador del premio Nobel de 1913. En 1893, cuando contaba con apenas 26 años de edad, propuso la teoría de Coordinación de Werner , que ha proporcionado los principios que orientaron a la química inorgánica y permitieron aclarar el concepto de valencia. Tres de sus postulados más importantes son: 1) La mayor parte de los elementos poseen dos tipos de valencia (a) valencia primaria y (b) valencia secundaria. En términos modernos (a) corresponde al estado de oxidación y (b) al número o índice de coordinación. 2) Todo elemento tiende a satisfacer tanto sus valencias primarias como sus valencias secundarias. 3) Las valencias secundarias están dirigidas hacia posiciones fijas en el espacio. Obsérvese que esta es la base de la estereoquímica de los complejos de coordinación.
Origen del color en los compuestos de coordinación. En general, el color de un complejo depende del metal específico, su estado de oxidación y los ligandos unidos al metal. Por lo común, la presencia de una subcapa d parcialmente llena es necesaria para que un complejo muestre color. Casi todos los iones de metales de transición tienen una subcapa d parcialmente llena. Los iones que tienen subcapas d totalmente vacías o subcapas d completamente llenas son por lo general incoloros.
Para que un compuesto tenga color, debe absorber luz visible. La luz visible se compone de radiación electromagnética con longitudes de onda que van desde aproximadamente 400nm hasta 700nm. La luz blanca contiene todas las longitudes de onda de esta región visible. Esta luz se puede dispersar en un espectro de colores, cada uno de los cuales tiene una gama de características de longitudes de onda. Un compuesto absorbe radiación visible cuando esa radiación posee energía que se necesita para llevar un electrón de su estado de más energía, o su estado basal, a cierto estado excitado. Por tanto, las energías específicas de la radiación que una sustancia absorbe determinan los colores que la misma exhibe. Cuando una muestra absorbe luz visible, el color que percibimos es la suma de los colores restantes que son reflejados o transmitidos por un objeto y que llegan a nuestros ojos.
Objetivos: En esta serie de experimentos, una cantidad pesada de cobre metálico se transforma, a través de una serie de reacciones, en otras especies químicas que contienen al elemento. A partir de una especie soluble se preparan algunos compuestos de coordinación. Al final, el cobre se regresa al estado metálico y es reciclado. Las siguientes ecuaciones (no todas están balanceadas) describen las reacciones (entregar balanceadas en el reporte): a. Cu(s) + HNO3(ac)
Cu(NO3)2(ac) + NO2 (g) + H2O(l)
b. Cu(NO3)2 • nH2O (s) + HCl(ac)(exceso) c. H2[CuCl4] (ac) + H2O (exceso) d. [Cu(H2O)6]Cl2 (ac) + NaOH(ac) e. Cu(OH)2 (s)
H2[CuCl4] (ac)
[Cu(H2O)6]Cl2(ac). Cu(OH)2 (s) + NaCl (ac)
CuO(s) + H2O(l)
f. CuO(s) + H2SO4
CuSO4 (ac) + H2O(l)
g. CuSO4 (ac) llevar a sequedad CuSO4 • nH2O(s) (pesar producto) h. CuSO4 + HCl(conc)
[CuCl4]2-
i. [Cu{OC(O)CH3}3]1- (ac) + Zn(s)
compuestos de coordinación [CuLn]m+/Cu(s) + ZnSO4 (ac) (pesar Cu)
Esta serie de experimentos comienzan y terminan con cobre metálico, y sólo se retiran unos 0.2 mL de cada producto en solución como muestra de color.
Puesto que cada una de las reacciones prácticamente se llevan a cabo en su totalidad, un trabajo muy cuidadoso debe llevar a una importante recuperación del cobre metálico inicial (rendimiento > 80%). Las reacciones también muestran varios colores que con frecuencia se observan en compuestos inorgánicos del cobre.
Materiales y sustancias. Materiales
Sustancias
Alambres de cobre de 0.2g
Ácido nítrico (HNO3) 6M
Matraz Erlenmeyer
Ácido clorhídrico (HCl) concentrado
Probeta graduada
Agua destilada
Agitador magnético
Hidróxido de sodio (NaOH) 6M
Parrilla con agitación
Ácido sulfúrico (H2SO ) 3M
Baño de arena
Cloruro de cobre (II) (CuCl2)
Pipeta Pasteur
Ácido clorhídrico (HCl) 3M.
Papel indicador de pH
Hidróxido de amonio (NH4OH) 6M
Embudo Goach
Ácido acético (CH3COOH) 1M
Matraz para filtración
Hexacianoferrato (II) de potasio (K 4[Fe(NH3)6])1M
Papel filtro
Zinc (Zn)
Vasos de precipitados
Acetona
Tubos de ensayo Varilla de vidrio
Desarrollo experimental. Metodología
Observaciones
Preparación de la solución de nitrato de cobre (II) en solución acuosa.
1. Pesar en balanza analítica con toda exactitud alrededor de 0.2 g de alambres de cobre y colocarlo en un matraz Erlenmeyer. 2. Medir 2 mL de ácido nítrico 6 M en la probeta graduada (no usar pipeta). En la campana añadir el ácido nítrico al matraz y calentarlo en la parrilla hasta que el cobre haya sido disuelto y haya cesado la producción de vapores café rojizo del dióxido de nitrógeno y quede casi seco. Tenga cuidado de no inhalar estos humos.
Peso del alambre de cobre = 0.2008g
El color de la solución se volvió azul oscuro con el tiempo. Se observó desprendimiento de gases color café. Se adicionaron 2mL de ácido nítrico más.
3. Permita que el vaso con los cristales de Los cristales resultantes son azul agua y un nitrato de cobre (II) se ponga a la poco verdes en el centro (del vaso). temperatura ambiente y anote el color. 4. Añada 2 mL de HCl concentrado al Al disolver los cristales, éstos adquirieron sólido para que se disuelva y anote el color color verde. observado. 5. Enseguida medir 8 mL de agua destilada y añadirlos a la solución anterior: anote el El color final fue verde aqua. cambio de color. Preparación de Hidróxido de Cobre (II). 6. Poner una barra de agitación al matraz erlenmeyer. Colocar el matraz sobre la parrilla de agitación y a temperatura ambiente adicionar con agitación y mediante una pipeta gota a gota solución de NaOH 6 M.
Se agregaron 3.5 mL de la solución de HCl. La formación de precipitado comenzó azul, luego se puso lechoso y de color verde azulado.
7. En cierto momento deberá formarse un Se agregó 4.5 mL de NaOH para que el precipitado azul claro de hidróxido de color cambiara a azul celeste. Permaneció cobre (II) y la solución debe ser incolora. lechosa. 8. Adicionar 2 gotas adicionales de NaOH 6 M. Preparación de Óxido de Cobre (II). 9. Manteniendo agitación, calentar el Una vez que se sometió a calentamiento, la matraz erlenmeyer. El hidróxido de cobre consistencia lechosa desapareció y el reacciona para formar el óxido de cobre precipitado negro se observó claramente. (II), un precipitado negro. Continuar el
calentamiento por 5 minutos más después de que la solución se haya puesto totalmente negra. Permitir que la mezcla se enfríe a la temperatura ambiente. 10. Colectar el sólido mediante filtración con vacío. Enjuagar el matraz erlenmeyer con 1 o 2 mL de agua destilada y El precipitado negro resultante se recolecto adicionarlos para enjuagar el sólido filtrado en el papel filtro. y enseguida lavar con 2 mL de agua destilada. Cuando la filtración haya concluido se descarta los líquidos filtrados. Preparación de solución de sulfato de cobre (II). 11. USAR ANTEOJOS DE LABORATORIO Y GUANTES. Usando una probeta graduada medir 5 mL de ácido sulfúrico 3 M y adicionarlos gota a gota sobre el precipitado en el filtro, colectando el líquido filtrado en el matraz erlenmeyer previamente enjuagado con agua destilada. Si aún queda algún residuo negro en el embudo, calentar la solución filtrada en un vaso y nuevamente adicionarlo al embudo colectando la solución. La solución azul formada es de sulfato de cobre. Desechar el papel del filtro.
No se observó reacción inmediata con el H2SO4, ya que se agregó demasiado rápido, por lo que tuvo que agregarse el precipitado al ácido en el matraz kitazato. Se adicionó un poco más de ácido para la completa disolución, 6.5 mL en total.
12. Bajo la campana de extracción y, colocar la solución en un vaso de 50 mL sobre una parrilla eléctrica y calentar Al someter a calentamiento se observaron cuidadosamente hasta la ebullición y llevar colores entre azul y verde. Conforme se a sequedad. evaporo la solución se puso azul oscuro. 13. El producto de sólido de color azul Al finalizar el producto era de color claro, casi blanco, se guarda en la gaveta blanco-gris muy fino. dentro del vaso, tapado con un vidrio de reloj. En este punto se interrumpe la práctica y se continúa la siguiente semana. 1. Pesar los cristales del producto sólido (CuSO4.nH2O), colocarlos en un matraz Erlenmeyer y disolverlo con 2 mL de ácido clorhídrico concentrado.
No se pesó el compuesto ya que era muy difícil hacerlo, pues estaba pegado en el fondo del vaso. El color de los cristales cambio a azul aqua. Con el ácido se
disolvieron y cambiaron a verde bandera. 2. Diluir lentamente la solución obtenida a Con el agua el color cambió a azul claro 50 mL con agua destilada. Comparar los (azul aqua). colores obtenidos en los pasos (1) y (2). 3. Añadir poco a poco solución de hidróxido de amonio 6 M a la solución anterior hasta que se forme un precipitado Se agregaron alrededor de 4.5 mL de de color azul claro. hidróxido de amonio. Hubo calentamiento 4. Continuar adicionando hidróxido de y el color cambio a azul marino. amonio hasta observar la formación de una solución totalmente traslucida (sin sólidos suspendidos) color azul oscuro. 5. Adicionar lentamente y con agitación ácido acético 5 M hasta que tenga lugar un Hubo un cambio de color, de azul marino a cambio en el color de la solución y no haya azul claro. precipitados. 6. Tomar 0.5 mL de la solución formada en un tubo de ensayo y agregarle unas gotas En el tubo se tiene un complejo con el de hexacianoferrato (II) de potasio 1.0 M. ciauro [Cu(CN)6]4- de color rojo oscuro. Registrar los cambios producidos. 7. A la solución restante agregar zinc metálico en pequeñas porciones y con agitación constante y calentamiento. Se debe formar un precipitado café-naranja. Se agregó demasiado zinc, por lo que tardo Para acelerar la reducción del cobre en terminar de reaccionar. adicionar porciones de 1 mL HCl concentrado tras cada porción de zinc y mantener el calentamiento. 8. Decantar, o en su caso, filtrar la solución El precipitado es cobre de color rojo para obtener el metal formado, agregar dos oscuro. veces dos mL de acetona, secar en la estufa Peso del cobre 0.1988 por 10 minutos y pesar.
Observaciones y análisis de resultados. a) De acuerdo a sus resultados de las dos partes de la práctica, construya la siguiente tabla indicando los nombres y el color de cada uno de los compuestos de cobre involucrados.
Compuesto
Cu
Color, ¿solución o precipitado?
Reactivo adicionado
Cristales verdoso.
HNO3
azul
Cu(NO3)2
HCl
Solución verde.
H2[CuCl4]
H2O
Solución verde agua.
NaOH
Precipitado azul lecho.
[Cu(H2O)6]Cl2
Cu(OH)2
Calor
CuO
H2SO4
CuSO4
Precipitado negro. Solución aqua. Cristales aqua.
Calor
CuSO4 • nH2O
HCl
[CuCl4]2-
Zn
azul azul
Solución verde bandera. Solución incolora. Precipitado rojizo.
Cu
Composición aproximada (tema de investigación)
Cu: 1 O: 6 N: 1 Cu: Cl: H: Cu: 1 O: 6 Cl: 2 H: 12 Cu: 1 O: 2 H: 2 Cu:1 O: 1 Cu: 1 S: 1 O: 4 Cu: 1 S: 1 O: 5 H: 2 Cu: 1 Cl: 4
b) Escriba la ecuación para cada una de las reacciones efectuadas. a. Cu(s) + 4 HNO3(ac)
Cu(NO3)2(ac) + 2NO2 (g) + 2H2O(l)
b. Cu(NO3)2 • nH2O (s) + HCl(ac)(exceso) c. H2[CuCl4] (ac) + H2O (exceso) d. [Cu(H2O)6]Cl2 (ac) + NaOH(ac) e. Cu(OH)2 (s) f. CuO(s) + H2SO4
H2[CuCl4] (ac) + H2O
[Cu(H2O)6]Cl2(ac). Cu(OH)2 (s) + NaCl (ac)
CuO(s) + H2O(l) CuSO4 (ac) + H2O(l)
g. CuSO4 (ac) llevar a sequedad CuSO4 • nH2O(s) (pesar producto) h. CuSO4 + HCl(conc)
[CuCl4]2-
i. [Cu{OC(O)CH3}3]1- (ac) + Zn(s)
compuestos de coordinación [CuLn]m+/Cu(s) + ZnSO4 (ac) (pesar Cu)
c) Calcule el rendimiento de cobre metálico obtenido.
Conclusión. Mediante una serie de reacciones se exploró la química del cobre. Durante estas reacciones el cobre sufrió varias transformaciones, en las que se obtuvieron varios de los compuestos que forma el cobre, desde oxosales, hidróxidos, óxidos y compuestos de coordinación hasta de nuevo obtener cobre mediante una reacción de simple sustitución, en donde el Zn desplaza al cobre, y este precipita en forma metálica, obteniéndose un rendimiento del 99%, ya la mayor parte de los reactivos reaccionaron.
Cuestionario. 1. ¿Por qué el cobre metálico no reacciona con los ácidos sulfúrico y clorhídrico, y en cambio sí lo hace con el nítrico? Porque el HCl es un ácido no oxidante, mientras que el HNO3 si lo es. 2. ¿Qué relación tiene la anterior pregunta con el hecho de que es usual encontrar al cobre en la naturaleza al estado elemental? Haciendo referencia a la serie de actividad, esta clasifica a los metales de acuerdo a su reactividad, siendo los más reactivos aquellos que se oxidan con más facilidad, por lo que de acuerdo a la posición del cobre en esta serie es normal que no reaccione con algunos compuestos en la naturaleza y se encuentre en estado elemental. 3. Relacionado con la pregunta 1: ¿Qué particularidades tiene el ácido nítrico entre otros ácidos fuertes como el HCl? Explique la formación de los productos en la ecuación a) de esta práctica. Las propiedades exclusivas del ácido nítrico y que lo diferencian de otros ácidos es que es un agente oxidante potente; sus reacciones con compuestos como los cianuros, carburos, y polvos metálicos pueden ser explosivos. Las reacciones del ácido nítrico con muchos compuestos orgánicos, como de la trementina, son violentas, la mezcla siendo hipergólica (es decir, autoinflamable). Es un oxácido fuerte: en solución acuosa se disocia completamente en un ion nitrato NO3- y un protón hídrico.
Como se puede observar en la primer reacción que se realiza en esta práctica, el ácido nítrico es un agente altamente oxidante, (oxida al cobre) y produce también un ion nitrato. 4. ¿Por qué mientras que los metales al reaccionar con ácidos desprenden hidrógeno, en la ecuación a) no se tiene este producto, siendo que es una reacción entre un metal típico y un ácido fuerte típico? Por las características altamente oxidantes del ácido nítrico se forman los óxidos de nitrógeno y el agua y no se libera hidrogeno como es de esperarse. 5. Explique el significado de la letra n en la fórmula: CuSO4•nH2O(s). ¿Cómo determinaría experimentalmente el valor de n? En la formula la letra n significa el número de moléculas de agua que del compuesto incorpora a su forma cristalina. 6. ¿Cuáles son los llamados METALES ACUÑABLES? Son los metales del grupo IB, ya que se utilizan para hacer monedas porque son duraderas y resistentes a la corrosión. Eso se debe a que los iones metálicos se reducen fácilmente a los metales libres, lo que significa que son más difíciles de oxidar. 7. ¿A qué se deben los diversos colores (frecuentemente azules, pero con diversa tonalidad) en los compuestos de cobre (II)? El color azul tanto del catión Cu2+ en solución como el de sus sales hidratadas se produce debido a que su configuración electrónica ([Ar]3d9) posee el orbital d incompleto; esto posibilita la hibridación de los orbitales en las que son posibles las transiciones electrónicas d-d, las cuales ocurren por absorción de fotones con longitudes de onda correspondientes al color anaranjado del espectro visible. 8. Haga una investigación acerca de las diferencias entre los compuestos de coordinación de Cu(I) y Cu(II) ¿los compuestos de Cu(I) son también coloridos como los de Cu(II)? ¿por qué? La química de los compuestos de coordinación es muy importante. Sin embargo, no es fácil explicar la estructura de estos complejos. En principio se podría pensar en una coordinación octaédrica, generalmente con cuatro ligandos. Cuando se dispone de seis, cuatro están casi en un mismo plano, mientras que los otros dos aparecen en el eje axial a mayor distancia. También se podría considerar como una coordinación tetraédrica pero con un tetraedro muy distorsionado, tanto que los cuatro ligandos estaría en el mismo plano. El efecto Janh-Teller, enunciado en 1937 implica una mayor repulsión de los ligandos en coordinación octaédrica sobre el eje z, que tiende a alejarlos, hasta tal punto que esos dos ligandos, en algunos casos se pierden, por ello es difícil encontrar complejos hexacoordinados del Cu(II). El ion Cu(II) tiene una estructura atómica 3d9, disponiendo esos 9 electrones en dos niveles (t2g)6 (eg)3, que debido a las distorsiones se desdoblan a su vez.
El color se debe al mayor o menor valor de )1. Este valor depende de la distorsión, que a su vez no sólo se ve afectada como en complejos anteriormente estudiados, por la interacción eléctrica que provocan los ligandos con sus pares electrónicos, siguiendo la serie espectroquímica de Tschusida, sino también por efectos estéricos al acomodar dichos ligandos en el tetraedro distorsionado. Estos hechos hacen que la posibilidad de cambios de colores por intercambio de ligandos sea muy fácil. Se va a partir en nuestra parte experimental del cloruro de cobre (II) dihidratado, disolviéndolo en una gota de agua destilada. La estructura del acuocomplejo. El acuocomplejo presenta un color azul verdoso.
Bibliografía.
Liptrot, G.F. Química Inorgánica Moderna. Continental. 4ª Impresión. México 1985. Pág. 493-495. Química de los compuestos de coordinación. Consultada en mayo 11 de 2016, en la url dpa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/complejosysunomenclatura_13378.pdf Basolo, Fred y Johnson, Ronald. Química de los Compuestos de Coordinación. Editorial Reverté. España 1980. Pág. 16-18.
Apéndice de reactivos. Ácido nítrico. El ácido nítrico es un líquido cuyo color varía de incoloro a amarillo pálido, de olor sofocante. Es soluble en agua, generándose calor. No es combustible, pero puede acelerar el quemado de materiales combustibles y causar ignición. Es corrosivo de metales y tejidos. Si además, contiene NO2 disuelto, entonces se conoce como ácido nítrico fumante y su color es café-rojizo. Para su manejo debe utilizarse bata y lentes de seguridad y, si es necesario, delantal y guantes de neopreno o Viton ( no usar hule natural, nitrilo, PVA o polietileno). No deben usarse lentes de contacto cuando se utilice este producto. Al trasvasar pequeñas cantidades con pipeta, siempre utilizar propipetas. Ácido clorhídrico. El ácido clorhídrico es una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno. Es un líquido de color amarillo (por presencia de trazas de fierro, cloro o materia orgánica) o incoloro con un olor penetrante. Está presente en el sistema digestivo de muchos mamíferos y una deficiencia de éste, provoca problemas en la digestión, especialmente, de carbohidratos y proteinas; un exceso provoca úlceras gástricas. La disolución acuosa grado reactivo contiene aproximadamente 38 % de HCl. Sus vapores son irritantes a los ojos y
membranas mucosas. Es soluble en agua, desprendiéndose calor. Es corrosivo de metales y tejidos. Para su manejo es necesario utilizar lentes de seguridad y, si es necesario, guantes de neopreno, viton o hule butílico, nunca de PVA o polietileno en lugares bien ventilados. No deben usarse lentes de contacto cuando se utilice este producto. Al trasvasar pequeñas cantidades con pipeta, siempre utilizar propipetas.
Hidróxido de sodio. El hidróxido de sodio es un sólido blanco e industrialmente se utiliza como disolución al 50 % por su facilidad de manejo. Es soluble en agua, desprendiéndose calor. Absorbe humedad y dióxido de carbono del aire y es corrosivo de metales y tejidos. Para el manejo del NaOH es necesario el uso de lentes de seguridad, bata y guantes de neopreno, nitrilo o vinilo. Siempre debe manejarse en una campana y no deben utilizarse lentes de contacto al trabajar con este compuesto. En el caso de trasvasar pequeñas cantidades de disoluciones de sosa con pipeta, utilizar una propipeta. Hexacianoferrato (II) de potasio. Es una sal del anión complejo ferrocianuro y el catión potasio. A temperatura ambiente se presenta como un sólido de color amarillo claro e inodoro, es un compuesto peligroso para el medioambiente. No se conoce punto de fusión ni ebullición a presión normal, porque comienza a perder el agua de cristalización, convirtiéndose en la sal anhidra.
