“LOS COMPUESTOS DE COORDINACION Y ALGUNAS DE SUS REACCIONES EN DISOLUCIÓN”

“LOS COMPUESTOS DE COORDINACION Y ALGUNAS DE SUS REACCIONES EN DISOLUCIÓN”

Objetivos:

- Realizar reacciones de formación de complejos en solución y reconocerlos por alguna de sus propiedades.

¬- Deducir mediante experimentos, la estabilidad relativa de algunos complejos.

- Reforzar los conocimientos sobre estequiometria.

Resultados:

1.- EXPERIMENTO A – Formación de los complejos Ni (II) con etilendiamina.

Tabla 1

Numero de tubo Gotas de etilendiamina Observaciones

1 0 Color verde agua

2 1 Cambio de coloración de verde agua a azul cielo

3 1 Cambio de coloración de verde agua a azul cielo

4 2 Cambio de coloración de verde agua a azul rey

5 2 Cambio de coloración de verde agua a azul rey

6 3 Cambio de coloración de verde agua a morado

7 3 Cambio de coloración de verde agua a morado

8 5 Cambio de coloración de verde agua a rosa

9 5 Cambio de coloración de verde agua a rosa

Figura 1: tubo testigo. Figura 2: tubos 2, 4, 6 y 8

Cuestionario 1:

1. Calcula la concentración en mol/L de una disolución de etilendiamina al 12.5% v/v (Datos de la etilendiamina concentrada: densidad 0.9 g/ cm3; pureza 98%; masa molar 60.1 g/mol).

((98g )/(100g En))((0.9g En)/1mL)(1mol/60.1g)(12.5mL/100mL)(1000mL/1L)=1.83mol/L

2. Considerando que una gota entregada por una pipeta Beral tiene un volumen aproximado de 0.03mL, calcula el numero de moles de Ni(II) y de etilendiamina (En) de acuerdo al numero de gotas que se propone en el procedimiento experimental. Relaciona el color de los complejos obtenidos en los diferentes tubos con su estequiometria.

no. tubo moles Ni(II) moles En relación molar Ni:En fórmula complejo color

2 6X10-5 5.49X10-5 1:1 Ni(En)2+ azul cielo

4 6X10-5 5.49X10-5(2) 1:2 Ni(En)22+ azul fuerte

6 6X10-5 5.49X10-5 (3) 1:3 Ni(En)32+ morado

Ejemplo de cálculo:

10 gotas de Ni(II)((0.03 mL)/(1 gota))(0.2mol/1000mL)=6〖X10〗^(-5) moles de Ni(II)

Para el tubo 2 se agrega una gota de etilendiamina:

1 gota de En((0.03 mL)/(1 gota))(1.83mol/1000mL)=5.49〖X10〗^(-5) moles de Ni(II)

3. Escribe el equilibrio que se presenta con cada uno de los complejos formados con el Ni(II) y la etilendiamina. Expresa la constante de cada equilibrio planteado.

Ni2+ + En Ni(En)2+ Kf=[Ni(En)^(2+) ]/[〖Ni〗^(2+) ][En]

Ni(En)2+ + En Ni(En)22+ Kf=[Ni(En〖)_2〗^(2+) ]/[Ni(En)^(2+) ][En]

Ni(En)22+ + En Ni(En)32+ Kf=[Ni(En〖)_3〗^(2+) ]/[Ni(En〖)_2〗^(2+) ][En]

2.- EXPERIMENTO B – Equilibrios competitivos: influencia de la protonación del ligante sobre la formación de los complejos Ni-En.

Tabla 2

no. de tubo no. gotas HCl Observaciones

2 1 cambio de coloración a verde agua

4 2 cambio de coloración a verde agua

6 4 cambio de coloración a verde agua y se suelta un gas.

Figura 3: tubos 2, 4, 6 del experimento B

Cuestionario 2:

1. Escribe las ecuaciones de las reacciones llevadas a cabo en el experimento “B”, así como también las constantes de las reacciones planteadas.

Tomando en cuenta el número de moles de cada sustancia que tenemos:

El HClesta 1:1, lo que indica q por cada gota (0.03ml) tendremos 0.015 ml de HCl puro y si tiene una densidad de 1.27g/ml y una masa molar de 36g/mol:

0.015ml (1.27g/1mL)((1 mol)/36g)=5.29X10^(-4) moles de HCl

Y de acuerdo a la tabla de la pregunta 2 del cuestionario 1, tenemos para el tubo 2, 5.49X10-5 moles de Ni(En)2+ lo que hace que tengamos al HCl en exceso y que reaccione por completo con el complejo para realizar directamente las 2 protonaciones de la etilendiamina.

En los tubos 4 y 6 el reactivo limitante es el mismo, es decir la etilendiamina lo que hace que solo cambie la relación de la reacción:

Tubo 2: Ni(En)^(2+) + 〖2H〗^+ ↔ En〖H_2〗^(2+) + 〖Ni〗^(2+) K=[En〖H_2〗^(2+) ][〖Ni〗^(2+) ]/([H^+ ]^2 [Ni(En)^(2+) ] )

Tubo 4: Ni(En〖)_2〗^(2+) +4H^+↔ 2 En〖H_2〗^(2+)+ 〖Ni〗^(2+) K=([En〖H_2〗^(2+) ]^2 [〖Ni〗^(2+) ])/([H^+ ]^4 [Ni(En)^(2+) ] )

Tubo 6: Ni(En〖)_2〗^(2+) +6H^+↔ 3En〖H_2〗^(2+)+ 〖Ni〗^(2+) K=([En〖H_2〗^(2+) ]^3 [〖Ni〗^(2+) ])/([H^+ ]^6 [Ni(En)^(2+) ] )

2. ¿Cómo afecta la presencia de ácido clorhídrico en los equilibrios de los complejos Ni-En?

La mayoría de los ligandos son bases de Bronsted relativamente fuertes, es decir, son capaces de aceptar protones, por ello en medio suficientemente ácido, el ligando se protona favoreciéndose la protonacion del complejo.

En este caso, la etilendiamina es capaz de aceptar dos protones para formar las especies EnH+ y EnH22+

En+H^+↔EnH^+

EnH^+ + H^+↔En〖H_2〗^(2+)

El cambio de coloración se debe a que al protonarse la etilendiamina, existe un equilibrio competitivo entre el H+ y el Ni(II) por lo que queda libre el Ni(II) y hace que la solución cambie al color inicial.

3.- EXPERIMENTO C - Estudio de la estabilidad de los complejos de níquel con diferentes ligantes.

Tabla 3

tubo gotas NH3 gotas En gotas KCN Observaciones

1 - - - verde claro

2 7 - - azul añil, observamos algunas partículas de un precipitado, pero al agitar, éstas desaparecieron.

3 7 5 15 amarillo Pastel

4 - 5 - fucsia

5 - - 15 amarillo, antes de agitar observamos la formación de un precipitado.

Cuestionario 3:

1. Escribe las reacciones que se efectúan en los tubos No. 2, 4 y 5.

2) NiCl2 + 6NH3 [Ni(NH3)6]2+ + 2Cl-

4) NiCl2 + 3En [Ni(En)3]2+ + 2Cl-

5) NiCl2 + 4KCN [Ni(KCN)4]2+ + 2Cl-

2. Explica los fenómenos observados en el tubo No. 3 y plantea las reacciones involucradas en el experimento. Concluye.

Cuando agregamos el NH3 y la En, observamos una disolución de 2 colores: rosa arriba y azul abajo, lo que no indicaba la formación de 2 compuestos de coordinación, pero desaparecieron al adicionar el KCN, tornándose color amarillo, lo que nos indicaba la formación de un nuevo compuesto más fuerte que los anteriores.

NiCl2 + 6NH3 [Ni(NH3)6]2+ + 2Cl-

[Ni(NH3)6]2+ + 3En [Ni(En)3]2+ + 6NH3

[Ni(En)3]2+ + 4KCN [Ni(KCN)4]2+ + 3En

3. Explica las observaciones realizadas en los experimentos planteados en

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