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QUÍMICA II 63.03
Trabajos prácticos de Laboratorio
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[Cu(NH3)4 ]2+
]
[Cu2+
] [ (NH3)]4
TRABAJO PRÁCTICO N° 10:
“Compuestos de Coordinación”
A) INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Existe una amplia clase de sustancias, llamadas compuestos de adición, en
las que dos o más compuestos, capaces de existir independientemente, se unen entre
sí en proporciones estequiométricas definidas. Si el compuesto de adición se
descompone en sus iones componentes al ingresar en un medio acuoso, se
denominan sales dobles, por ejemplo: la Carnalita KCl.MgCl2.6H2O se encuentran K+
,
Cl-
y Mg2+
; sin embargo en el caso del Ferrocianuro de Potasio Fe(CN)2.4KCN, se
esperaría encontrar Fe2+
, CN-
y K+
pero se hayan pruebas evidentes de una entidad
más compleja que responde a la formula [Fe(CN)6]4-
. Las sustancias de este tipo son
llamados compuestos complejos o de coordinación.
La presencia de un grupo o un ión complejo puede detectarse por una serie
variada de procedimientos, aprovechando propiedades tales como color, actividad
óptica, absorción, solubilidad, potencial de reducción y otras propiedades análogas.
Una de las propiedades más importantes es la estabilidad termodinámica con respecto
a su disociación en un ambiente determinado, la cual esta caracterizada por la
constante de inestabilidad del complejo.
Ki=
Ki=8,5 10-13
Esta constante depende de: la temperatura, la naturaleza del disolvente, la
naturaleza del ión metálico y de la naturaleza y número de los ligantes.
Ligantes y complejos de coordinación
Un complejo es una especie formada por un átomo o ión central (metal) y n-
ligantes que tienen existencia química significativa y que se forma a través de una
reacción química que puede ocurrir en condiciones significativas (en condiciones de
trabajo de laboratorio). Es condición indispensable que el ligante sea una base de
Lewis (que tenga un par disponible de electrones)
Los ligantes que se unen al metal mediante un solo sitio se llaman
monodentados y los que se unen por más de un sitio a la vez reciben el nombre de
polidentados. Los complejos formados por un ión metalico y ligantes polidentados
reciben el nombre de quelatos.
El número de coordinación de un ión metálico en un complejo es el número de
sitios a los que se coordina y no coincide necesariamente con el número de ligantes.

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Ligantes Clasificación Complejo N0
de
oxidación
N0
de
coordinación
NH3
Amin
Monodentado [Co(NH3)6
3+
]
ión hexaminocobalto(III)
3+ 6
CN-
Ciano
Monodentado [Ni(CN)4]2-
ión tetracianoniquelato(II)
2+ 4
NH3 Cl-
amin cloro
Monodentados [Pt(NH3)4Cl2]2+
ión
tetramindicloroplatino(IV)
4+ 6
H2N-CH2-CH2-NH2
etilendiamino(en)
Bidentado [Co(en)3]3+
3+ 6
C2O4
2-
Oxalato
Bidentado [Cu(C2O4
2-
)]2-
ión bisoxalatocuprato(II)
2+ 4
Nomenclatura de los compuestos de coordinación
La IUPAC ha adoptado una serie de reglas para nombrar los compuestos de
coordinación, que se basan en la Teoría de Werner. Algunos ejemplos para nombrar
ligantes son:
Molécula Nombre
Nombre como
ligante
Ion Nombre
Nombre como
ligante
amoníaco amino cloruro cloro
agua acuo cianuro ciano
monóxido de
carbono
carbonilo hidróxido hidroxi
fosfina fosfina nitrito nitrito
óxido de
nitrógeno
nitrosilo nitrito nitro
♦ Los átomos subrayados son dadores de electrones

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Los 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.
Colores de algunos complejos de cromo(III)
[Cr(OH2)4Br2]Br Verde [Cr(CON2H4)6][SiF6]3 Verde
[Cr(OH2)6]Br3 Azul grisáceo [Cr(NH3)5Cl]Cl2 Púrpura
[Cr(OH2)4Cl2]Cl Verde [Cr(NH3)4Cl2]Cl Violeta
[Cr(NH3)6]Cl3 Amarillo [Cr(OH2)4Cl2]Cl Verde
Aplicaciones
♦ 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.
Complejos Amoniacales
La mayoría de los hidróxidos metálicos son insolubles en agua pero algunos se
disuelven en exceso de amoníaco formando complejos amoniacales. Las excepciones
son los cationes de los metales del Grupo IA y los miembros más pesados del Grupo
IIA. Ejemplos:
Cu(OH)2 (s) + 4 NH3 ↔ [Cu(NH3)4 ]2+
+ 2 OH-
Co(OH)2 (s) + 6 NH3 ↔ [Co(NH3)6 ]2+
+ 2 OH-

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Figura 1
B) PARTE EXPERIMENTAL
I.Técnica de prepraración del Co (NH3)6Cl3
1.- Disolver 4 grs. de cloruro de amonio (NH4 Cl) en 9 ml de agua.
2.- Calentar con cuidado la solución hasta su ebullición y añadir 6 grs. de cloruro de
cobalto hexahidratado (CoCl2 .6 H2O).
3.- Colocar 0,3 grs. de carbón activado en un matraz-erlenmeyer de 100 ml y añadir la
solución preparada.
4.- Enfriar el matraz y la solución en un baño de agua con hielo, como lo indica la
figura.
5.- Inmediatamente agregar 15 ml de amoníaco concentrado (NH3) y enfriar la mezcla,
hasta que la temperatura llegue a 10º C o menos.
6.- Añadir lentamente con gotero 8 ml de agua oxigenada (H2O2) al 30 %
7.- Calentar la solución, unos 20 minutos, a baño maría (50-60ºC) hasta que
desaparezca la coloración rosada del ión Co2+
, lo que indica que este se ha oxidado a
Co3+
.
Co2+
Co3+
+ e-
HO2
-
+ H2O + 2 e-
3 OH-
Co3+
+ 6 NH3 [Co (NH3)6]3+
[Co (NH3)6]3+
+ 2 Cl-
+ OH-
[Co(NH3)6]OHCl2
Figura 2
Figura 3

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8.- Enfriar la solución en baño de hielo y filtrar en un Buchner de 4,5 cm.
9.- El residuo, con todo y papel de filtro, se pasa a una solución hirviendo de 50 ml de
ácido clorhídrico (HCl) 0,5 M. Continuar calentando y agitando la mezcla hasta su
hervor.
[Co(NH3)6]OHCl2 + HCl [Co(NH3)6]Cl3
10.- Inmediatamente filtrar por un Buchner que lleve dos papeles filtros previamente
mojados con agua y succionados, para que retengan el carbón activado.
11.- Al filtrado, añadir 7 ml de HCl concentrado y enfriar.
II. Tinta invisible (Técnica de cambio de ligando).
1.- Diluir en un tubo de ensayo unos gramos de cloruro de cobalto hexahidratado
(CoCl2 .6 H2O) en agua. Esta solución debe ser rosada, casi incolora.
2.- Tomar aproximadamente 5 cm3
de solución de CoCl2 y escribir en un papel con
esta solución utilizando una astilla de madera a modo de birome.
La letra no será visible.
3.- Calentar el papel sobre una placa calentadora para eliminar el agua de la tinta.
¿Qué ocurre?
Al calentar, se produce la reacción de deshidratación del complejo [Co(H2O)6]2+
y se
forma el complejo [CoCl4]2-
.
2[Co(H2O)6]Cl2 Co[CoCl4] + 12 H2O
rosado azul
Por lo que la tinta será visible.
4.- Retirar de la placa calentadora el papel. Dejarlo reposar al ambiente unos minutos.
¿Qué observa?
Figura 4

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Preparación de [Cu (NH3)4 ]SO4 (H2O)
Diagrama de bloques del método de obtención.
PROCESO REACCIONES
INVOLUCRADAS
Disolución de 0,05 moles de
CuSO4.5H2O (s) pulverizado
en una solución de 20 ml de
NH3 (c) y 12 ml de H2O (l)
Agregado de 20 ml de etanol
frío.
Enfriado y reposo por 1 h.
Filtrado con Buchner
Lavado
Cu SO4.5H2O (s) Cu2+
(ac) + SO4
2-
(ac)
Cu2+
(ac) + 4 H2O (l) [Cu(H2O)4 ] 2+
(ac)
Cu2+
(ac) + 4 NH3 (c) [Cu (NH3)4 ] 2+
(ac)
Ya que el etanol es ávido de H2O desplaza el siguiente
equilibrio:
[Cu(H2O)4 ] 2+
(ac) + 4 NH3 (c) [Cu (NH3)4 ] 2+
(ac) + 4 H2O (l)
hacia la derecha
con NH3 (c) frío
con etanol frío
2-3 ml
con eter
1/2 ml
con acetona
2 ml
Secado en secador de CaO (s)
calcinado
Aumenta la concentración del ligando
(NH3) y diminuye la concentración de
ligando (H2O) por la presencia de etanol
El etanol elimina el exceso de H2O (l)
favoreciendo la formación del complejo,
y su baja temperatura disminuye la
El eter deshidrata al complejo

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