Reacciones de formación de complejos

Departamento de Química UA

REACCIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS

Resultados de Aprendizaje.

1. Observar el efecto externo de las reacciones de formación de compuestos complejos.
2. Observar el efecto de la fuerza iónica sobre el desplazamiento del equilibrio de complejos.

INTRODUCCIÓN Y TEORÍA

El equilibrio de complejos es un equilibrio químico simple que se caracteriza porque las especies que en él participan, intercambian una determinada clase de partículas conocida como ligando (en el equilibrio ácido-base esa partícula es el protón) que puede ser un anión o una molécula, estableciendo un equilibrio conjugado donador-aceptor de partículas. El producto, denominado compuesto complejo puede ser un ión o una molécula neutra.

Cuando un ion metálico M, reacciona con un ligando L, se forma el complejo ML, y esta reacción es caracterizada por su constante individual de formación Kf o K1,

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Por ejemplo, el ion metálico Cu2+ reacciona con el ligando amoniaco NH3, para producir el ion complejo CuNH32+. La carga eléctrica del ion es la sumatoria de las cargas de las especies reaccionantes.

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En presencia de exceso de ligando, el ion metálico forma una serie de complejos denominados complejos sucesivos, cuyo número por lo general depende del estado de oxidación del ion metálico.

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                                .        .                        .

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Las constantes K1, K2, K3,…, Kn se denominan constantes individuales de formación, también conocidas como constantes de estabilidad de los complejos

Si los equilibrios anteriores se suman miembro a miembro, los dos primeros, luego los tres primeros, etc, se obtienen los equilibrios de formación globales:

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En los que β1, β2, β3, …, βn se denominan constantes globales de formación.

M es un ion metálico como Ag+, Cu2+, Fe3+, etc. L es un ligando que puede ser un anión (Cl-, F-, SCN- etc) o una molécula (NH3, EDTA, etc), que tiene por lo menos un par de electrones libre para compartir y al reaccionar con M, se comporta como una base de Lewis, donando un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. n es el número de coordinación del complejo e indica el número de ligandos L, que se encuentran unidos al ion metálico M, número que depende de la carga eléctrica del ion. Por ejemplo: el ion Ag+ forma el complejo Ag(NH3)2+, con número de coordinación 2. El Cu2+ forma con el NH3 el ion Cu(NH3)42+, cuyo número de coordinación es 4; pero con la etilendiamina, en, forma el complejo Cu(en)22+, con número de coordinación 2; con la trietilentetramina, trien, CuTrien2+, número de coordinación 1. La diferencia en el número de coordinación se debe al tipo de ligando; el NH3 se conoce como monodentado, la etilendiamina (en) como bidentado y la trietilendiamina (trien) como polidentado. El ion Fe3+ forma con el Fˉ el ion FeF63-, número de coordinación 6.

En solución, una especie compleja disocia una partícula, L, y su especie conjugada, M constituyendo un equilibrio de disociación, caracterizado por su constante de disociación, KC, denominada también constante de inestabilidad.

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El equilibrio de complejos es entonces un equilibrio donador-aceptor de una partícula conocida con el nombre de ligando. Por ejemplo, el complejo AgNH3+ es un donador de la partícula NH3 y forma su aceptor conjugado, Ag+, cuando este ion complejo reacciona con el Hg2+ en solución se forma el complejo HgNH32+, siendo Hg2+ el aceptor de NH3 y el complejo HgNH32+ su donador conjugado.

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MATERIALES Y REACTIVOS.

10 tubos de ensayo de 12x100 mm

1 Gradilla

10 Goteros

3 microespátulas

Solución 0.01 M de Cu(NO3)2, Ni(NO3)2 y Fe(NO3)3.

Solución 0.1 M de: NH3, KCN, KSCN, dimetilglioxima, etilendiamina.

Sólidos: KNO3, FeCl3 y KSCN.

PROCEDIMIENTO.

1. Numerar 6 tubos de ensayo y agregar a cada uno 10 gotas de Cu(NO)3 0.01 M. Luego agregar a cada tubo la cantidad de gotas de NH3 0.1 M, indicada en la tabla siguiente. El tubo 1 servirá de referencia. Anotar las observaciones. Luego adicionar a cada tubo las gotas de HCl 3M indicadas en la tabla. Agitar y anotar observaciones.

1. En un tubo de ensayo, adicionar 1 mL de solución de Fe(NO3)3 0.01 M y agregar 10 gotas de KSCN 0.1 M y anotar las observaciones. Luego divida la solución del complejo de Fe3+ con SCN- en cuatro porciones: tome la primera porción como referencia; agregue a la segunda unos cristales de FeCl3 y compare la coloración; a la tercera porción adicione unos cristales de KSCN y observe y compare la coloración y a la cuarta porción, adicione unos cristales de KNO3, observe y compare la coloración.

1. Numerar 6 tubos de ensayo y adicionar a cada uno 10 gotas de solución de NiNO3 0.01 M. Luego agregue a cada tubo la cantidad de gotas de dimetilglioxima 0.1 M o etilendiamina (en) indicadas en la tabla. El tubo 1 servirá de referencia. Anotar las observaciones.

1. Tomar 4 tubos de ensayo y adicionar a cada uno, 10 gotas de NiNO3 0.01 M. el primer tubo es de referencia, Luego agregue a los tubos 2, 3 y 4 gotas de NH3 0.1 M, 5 gotas de etilendiamina y 5 gotas de KCN.

 DISCUSIÓN.

1. Si se considera que una gota entregada por la pipeta tiene un volumen aproximado de 0.05 mL, calcule el número de milimoles de Cu(II) y NH3 de acuerdo al número de gotas adicionadas. Relaciona la intensidad del color de los complejos obtenidos con su estequiometría.
2. Escriba las ecuaciones de las reacciones entre el Cu(II) y el NH3 y exprese la constante para cada equilibrio planteado.
3. Consultando los valores de las constantes de formación o disociación de los complejos, calcule el valor de la concentración del ligando (pNH3) en el complejo mas abundante.
4. Escriba el equilibrio de la reacción entre el ion Fe(III) y SCNˉ y diga qué ocurre cuando se adicionan las sales sólidas a los complejos del Fe3+ con el SCN-.
5. Desarrolle lo solicitado en los puntos 1, 2 y 3 para los complejos entre el Ni(II) y la DMG
6. Escriba las ecuaciones de las reacciones que ocurren entre el Ni(II) y el NH3, etilendiamina y KCN.

DETERMINACIÓN DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DE UN ELECTROLITO POCO SOLUBLE

OBJETIVOS:

Determinar el producto de solubilidad del Ca(OH)2, una base fuerte poco soluble, por reacción de neutralización con una solución patrón de ácido clorhídrico.

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