Práctica 14 Determinación de concentración de complejos en solución por colorimetría y por UV

Objetivos El alumno comprenderá la relación existente entre el espectro visible de un complejo de coordinación y el enlace metal ligando

Metas1. Determinar colorimétricamente la formación de diversos complejos2. Determinar la concentración de los complejos formados mediante el uso de un espectrofotómetro de UV-Visible

Cuestionario pre-laboratorio

1. ¿Qué es un ligando? De dos ejemplos de ellos: En química de coordinación, un ligando es un ión o molécula que se une a un átomo de metal central para formar un complejo de coordinación. El enlace entre el metal y el ligando generalmente involucra la donación de uno o más pares de electrones del ligando.

2. ¿Defina que es un compuesto de coordinación? Un compuesto de coordinación es el conjunto formado por un átomo o ion metálico central, rodeado por un número de iones, átomos o moléculas, que reciben el nombre de ligandos. La formación de un compuesto de coordinación se puede interpretar como una reacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis, entre los que se establece un enlace covalente coordinado o dativo.

3. ¿Qué es el número de coordinación? El número de coordinación del átomo central de un compuesto debe ser considerado, por definición, como el número de átomos unidos directamente a él.

4. ¿En cuántos tipos se clasifican los ligandos? De un ejemplo de cada uno y represente su estructura química: Ligandos dadores σ dadores (Π): Los halogenuros (es un compuesto

binario en el cual una parte es un átomo halógeno y la otra es un elemento menos electronegativo).

Ligandos dadores (σ): amoniaco.

Ligandos dadores σ y aceptores Π: Monóxido de carbono.

Complejos Π: Etileno

5. ¿Cuál es el número de oxidación de los siguientes complejos? [PtCl6]2+, [Ru(NH3)5(H2O)]Cl2, [Ni(CN)4]2+, [Co(NH3)4Cl2]Cl, Fe(CO)5.

COMPUESTO Numero de oxidación

[PtCl6]2+ 2 +

[Ru (NH3)5(H2O)]Cl2 2+

[Ni (CN)4]2+ 2 +

[Co (NH3)4Cl2]Cl 1+

Fe(CO)5 0

6. Represente los siguientes complejos: tetraaminodiclorocobalto(III), Hexanitrocobaltato(III) de sodio, diacuotetraminocobre(II), Hexacuocobre(II), Tetracianocuprato(II) de potasio.

7. En que banda de color es absorbido el Cu2+? En la longitud de 450 a 550 nm y pasa de color azul a naranja.

Introducción

Un complejo puede intercambiar ligandos en lo que se conoce como reacciones de sustitución o desplazamiento:

MLn + nL` ↔ MLn` + nL

donde:

M = Metal de transición (Cu, Cr, Co, Fe, Mn, etc.)

L= Ligando

n = Coeficiente estequiométrico

La posición final del equilibrio dependerá de la intensidad de cada una de las interacciones metal-ligando y las concentraciones de ambos ligandos.

Estos procesos de desplazamiento pueden apreciarse a simple vista como cambios de color, o medirse mediante espectrofotometría UV-visible, ya que los espectros de ambos complejos serán diferentes. En este caso estudiaremos la reacción del complejo hexacuocobre(II), que se forma al disolver en agua las sales de cobre, y con amoniaco para formar el complejo diacuotetraaminocobre(II). Ambos complejos octaédricos.

Espectrofotometría UV-visible

Los fotones de la radiación visible-ultravioleta poseen energía suficiente como para alterar la estructura electrónica de los átomos y moléculas. Incluso pueden romperse enlaces químicos en los procesos fotoquímicos desencadenados por dicha radiación. Empleando radiación menos energética, como la luz visible comprendida entre los 400 y 750 nm, podemos averiguar muchas cosas de las moléculas sin necesidad de romperlas, para ello es necesario registrar y analizar los espectros de UV-visible de las moléculas. En fase gas, los espectros son directos, es decir, una sustancia sólo absorbe o emite luz visible a unas determinadas longitudes de onda características. Pero en disolución, o ya sea como liquido o solido puro, los espectros característicos de las sustancias presentan bandas de absorción/emisión alrededor de determinadas longitudes de onda

La espectrofotometría UV-visible se aplica frecuentemente a la cuantificación de especies en disolución. En esta Práctica se procederá a la medida espectrofotométrica de Cu(II) en una muestra acuosa problema, en la que la formación del complejo amoniacal diacuotetraminocobre(II), de mayor absorbancia que el hexacuocobre(II), permitirá aumentar la sensibilidad y mejorar el límite de detección.

Muchas sustancias que contienen metales de transición (Cr, Co, Cu, Fe, Mn, etc.) son coloreadas. Si una molécula posee un grupo de átomos que absorben luz visible, se dice que es un cromóforo. En el caso de los metales, la característica electrónica que determina su color es el hecho de que los metales o los iones metálicos vengan descritos por una configuración electrónica con una subcapa d incompleta. Así, por ejemplo, la configuración electrónica del ion cobre (II) tiene un hecho electrónico en la subcapa 3d.

4s 3d

Cu2+ Z=29: [Ar ] nn ↿⇂ ↿⇂ ↿⇂ ↿⇂ ↿ ⇂ ↿ [Ar]3d9

Para que una sustancia sea coloreada debe absorber luz visible, esto es, radiación electromagnética con una longitud de onda comprendida entre 400 y 800nm que provoca tránsitos electrónicos. En el caso concreto del complejo [Cu(NH3)4]2+, La disposición de los pares de electrones libres de los ligandos (moléculas de amoniaco) alrededor del ion cobre (II) provoca que los electrones 3d del Cu se diferencien energéticamente. Así, la absorbancia de la luz visible con frecuencia apropiada permite al ion cobre el acceso a una configuración electrónica de más alta energía, tal y como se representa en la siguiente figura.

Naturalmente, la cuantía del desdoblamiento energético de los orbitales d depende del número, disposición y naturaleza de las moléculas coordinadas al ion central. Para el caso de los espectros de absorción, el color que nosotros percibimos es la suma de los restantes colores que no son absorbidos y que son entonces reflejados (objetos opacos) o transmitidos (objetos translúcidos). Si un objeto absorbe todo tipo de luz visible, entonces es un cuerpo negro. Sino absorbe luz visible, lo percibimos como naranja. Si absorbe sólo luz azul, entonces percibimos el color complementario del azul que es el color naranja. Fíjate en las siguientes relaciones de complementariedad de los colores

Colores complementarios

λ

Rojo ↔ Verde 400 – 600

Violeta ↔ Amarillo 750 – 550

Azul ↔ Naranja 450 – 650

Material Descripción Cantidad

Vaso de precipitado de 50 mLPipeta graduada de 10 mLPipeta volumétrica de 10 mL

211

Pipeta volumétrica de 5 mLProbeta de 50 mLMatraz volumétrico de 50 mLBalanza analíticaEspectrofotómetroCelda de cuarzo y/o plástico

126111

Observaciones Los materiales y/o equipos sin cantidad expresada son de uso general

Reactivos Nombre común Sustancia Formula

Agua destiladaSulfato de cobreAmoniaco

Monóxido de dihidrógenoSulfato de cobreAmoníaco

H2OCuSO4NH3

Observaciones

ACTIVIDADES A REALIZAR

Experimento 1. Formación del complejo [Cu(NH3)4]2+

PROCEDIMIENTO

CALCULOS

CuSO4 + NH4OH [Cu (NH3)4]2+

gr=PM (M )(V )

gr=159.62 (0.5 )(0.05)

gr=3.4 gr deCuSO 4

NH4OH

gr=(1M ) (O .1 L ) (34.4 gr )=3.44 gr3.44 gr de| 1cm30.88 g|=3.86mlde N H4OH

3.86 GR- 29.2% pureza

X -100%

X= 6.85 ml de N H 4OH

OBSERVACION

El CuSO4 es de un color azul intenso y brillante El N H 4OH es incoloro

Al mezclar CuSO4 y N H 4OH la solución cambia de color a un azul mas obscuro y opaco. También se observa la formación de un precipitado azul.

DISCUSION

CuSO4+N H 4 (OH )→N H 2 (OH )SO4+Cu¿

Los complejos de Cu2+ son lábiles es decir, experimentan reacciones rápidas de intercambio de ligandos. Recuerda que el amoniaco y las aminas tienen gran afinidad para formar complejos con los cationes metálicos en disolución. En el caso del Cu2+, la formación de complejos con amoniaco se aprecia fácilmente a simple vista.

Cu2+ + 4NH3 � [Cu(NH3)4] 2+

Los resultados obtenidos fueron

Solucion patron ABS ƛ máx. ColorCuSO4+N H 4 (OH ) 0.767 606 Naranja

Experimento 2. Determinación de la concentración de un amuestra problema del [Cu(NH3)4]2+

Procedimiento

CALCULOSC1V 1=C2V 2

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 1M ) (10ML)

0.05M=2ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 2M ) (10ML)

0.05M=4ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 3M ) (10ML)

0.05M=6ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 4M ) (10ML )

0.05M=8ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 5M ) (10ML)

0.05M=10ml

Soluciones problema

Y= 14.95x- 0.0103

x= y+0.010314.95

=0.709−0.010314.95

=0.0467M problema1

x= y+0.010314.95

=0348−0.010314.95

=0.225M problema 2

DISCUSIONConcentración Volumen (ml) N H 4 (OH ) (ml) ABS ƛ máx.0.01 2 8 0.139 6120.02 4 6 0.291 Naranja0.03 6 4 0.4360.04 8 2 0.5860.05 10 0 0.739Problema 1 0.709Problema 2 0.348

[ molar ] ABS

0.01 0.139

0.02 0.291

0.03 0.436

0.04 0.586

0.05 0.739

0.0467 0.709

0.0225 0.348

0.005 0.01 0.015 0.02 0.025 0.03 0.035 0.04 0.045 0.05 0.0550

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.139

0.291

0.436

0.586

0.739f(x) = 14.95 x − 0.0103000000000001R² = 0.999927075485373

[Cu(NH3)4] 2+

Concentracion (M)

ABS

Experimento 3. Formación del complejo [Cu(H2O)4]2+

CALCULOSCuSO4 + 4H2O [Cu(H2O)4]2+

gr=PM (M )(V )

gr=159.62 (0.5 )(0.05)

gr=3.4 gr deCuSO 4

DISCUSIONCuSO4 + 4H2O [Cu(H2O)4]2+

En disolución acuosa, el ion cobre (II) forma el complejo [Cu(H2O)6]2+ con seis moléculas de agua. Sin embargo, los datos espectroscópicos como los que vas a medir señalan que en realidad dos

moléculas de agua están débilmente enlazadas al ion cobre. Es por eso que también se escribe [Cu(H2O)4]2+ para referirse a los iones cobre hidratados. La realidad se corresponde con una situación intermedia entre ambos índices de coordinación. A continuación se realizará un barrido de la muestra para determinar la longitud de onda a las cual se analizarán las muestras

Experimento 4. Determinación de la concentración de un amuestra problema del [Cu(H2O)4]2+

CALCULOS

C1V 1=C2V 2

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 1M ) (10ML)

0.05M=2ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 2M ) (10ML)

0.05M=4ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 3M ) (10ML)

0.05M=6ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 4M ) (10ML )

0.05M=8ml

V 2=C1V 1C 2

=(O .O 5M ) (10ML)

0.05M=10ml

Soluciones problema

Y= 12.52 + 0.0224

x= y−0.022412.52

=0.249−0.022412.52

=0.018 problema1

x= y−0.022412.52

=0.478−0.022412.52

=0.036 problema1

DISCUSION

Concentración Volumen (ml) H 2O (ml) ABS ƛ máx.0.01 2 8 0.147 6120.02 4 6 0.271 Naranja0.03 6 4 0.4010.04 8 2 0.525

0.05 10 0 0.646Problema 1 0.249Problema 2 0.478

[ molar ] abs

0.01 0.147

0.02 0.271

0.03 0.401

0.04 0.525

0.05 0.646

0.018 0.249

0.036 0.478

0.005 0.01 0.015 0.02 0.025 0.03 0.035 0.04 0.045 0.05 0.0550

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.147

0.271

0.401

0.525

0.646f(x) = 12.52 x + 0.0224R² = 0.999862220294441

Curva de calibracion [Cu(H2O)4]2+

Concentracion (M)

ABS

CONCLUSIONLos complejos son esenciales en muchos aspectos tanto de la vida (p.e.: la hemoglobina es un complejo de hierro encargado de llevar oxígeno a las células) como de la química, ya sea de la química a nivel industrial, como así también de la química analítica debido a que la formación de complejos metálicos frecuentemente está acompañada de cambios de color.

A nivel industrial: además de ser utilizados como pigmentos muchos complejos funcionan como catalizadores posibilitando o facilitando la realización de ciertas reacciones que de otra manera serían imposibles de realizar, ya sea por su alto costo como por sus impedimentos termodinámicos, siendo de esta manera imprescindibles para esas industrias.

Un ejemplo de esto es la utilización de un complejo de aluminio y titanio llamado “catalizador de Ziegler-Natta” para la polimerización del etileno a bajas presiones, lo que nos permite tener infinitos artículos de uso cotidiano de polietileno a bajo costo.

En el ámbito de la química analítica: se utilizan complejos tanto como indicadores de la presencia de ciertos iones como también para la separación de ciertos iones metálicos.

Un claro ejemplo de esto es el ligando EDTA o ácido etilendiaminotetraacético utilizado en la práctica de aguas, que forma complejos de gran estabilidad con el calcio y el magnesio entre otros. Otro ejemplo son los indicadores metalocrómicos como el negro de ericromo T (NET) y la murexida, que son moléculas que forman complejos coloreados con los iones metálicos que tienen un color diferente al del indicador libre, evidenciando la presencia del metal.

Cuestionario post-laboratorio

1. Escriba todas las reacciones que se llevaron a cabo durante la formación de los complejos?

Cu2+ + 4NH3 � [Cu(NH3)4] 2+CuSO4+N H 4 (OH )→N H 2 (OH )SO4+Cu¿

CuSO4 + 4H2O [Cu(H2O)4]2+

CuSO4+ H2O Cu (2+) + SO4 (2-)

2. Dibuje la estructura química de los dos complejos formados en esta Práctica [Cu(NH3)4]2+ y [Cu(H2O)4]2+.

4. ¿Cuales son reactivos utilizados y las reacciones en equilibrio para formar el complejo Cu(NH3)42+? a partir de una disolución acuosa de sulfato de cobre(II). Indique que colores (dibuje) se presenta en cada reacción y la λmax a la cual sería medido.

Cu2+ + 4NH3 � [Cu(NH3)4] 2+

CuSO4+N H 4 (OH )→N H 2 (OH )SO4+Cu¿

Λ máx.= anaranjado, 606.

Bibliografía Raymond chang, Quimica Septima Edicion. Pags 882-897.