1.− INTRODUCCIÓN

1.− INTRODUCCIÓN
Una propiedad característica de los metales de transición radica en su capacidad para formar un gran número
de complejos estables. Una molécula o ión inorgánico que contiene varios átomos de los que uno o más son
metálicos recibe, en sentido amplio, el nombre de complejo; su forma más habitual es la definida por un único
átomo metálico rodeado por varios átomos o grupos de átomos. Cuando el complejo se encuentra cargado
eléctricamente se le denomina ión complejo.
El enlace entre un átomo metálico y un ligando es de naturaleza intermedia entre iónico y covalente. En
algunos complejos es fundamentalmente iónico y en otros es, en gran mediada, covalente. En el extremo
iónico el enlace se puede considerar debido a la atracción electrostática que se establece entre el ión metálico
y la carga negativa del anión o el extremo negativo de una molécula polar. En el extremo covalente el par de
electrones que originariamente se encontraba solitario sobre el ligando se considera ahora compartido con el
átomo metálico. Cuando se produce la cesión de una cantidad apreciable de carga del ligando al átomo
metálico el enlace es fundamentalmente covalente. Si la cesión de carga por parte del ligando al ion metálico
es pequeña el enlace es básicamente iónico
H
H
En el lenguaje químico habitual se dice que los ligandos se encuentran coordinados al átomo metálico. El
número de enlaces formado por el átomo metálico. El número de enlaces formado por el átomo metálico con
los distintos ligandos es denominado índice de coordinación (del átomo metálico). Los complejos también son
conocidos como compuestos de coordinación. En ocasiones se dice que el enlace que se establece entre un
ligando y un metal es un enlace coordinado. Éste consiste en la compartición de un par de electrones y,
también al igual que otros enlaces sencillos, puede ser predominantemente covalente o predominantemente
iónico.
Muy frecuentemente el índice de coordinación de los átomos de los metales de transición es 6; el índice de
coordinación 4 es menos común. Cuando el ligando es un ion negativo, la carga del ion complejo difiere de la
carga del ion metálico sin coordinar; por ejemplo,
Fe3+ + 4Cl− FeCl4−
En un caso como éste, cada ion cloruro comparte un par de electrones con el átomo de hierro al que queda
enlazado covalentemente. Por lo tanto, el ligando ya no se puede seguir considerando como un ion Cl−. Un
ion complejo puede tener como ligando s moléculas neutras y aniones simultáneamente. Por ejemplo, el Cr3+
forma el ión Cr(H2O)4Cl2+.
La tendencia de los metales de transición a formar iones complejos es tan grande que en disolución acuosa
siempre se encuentran hidratados o formando otros iones complejos. (1)
La teoría del campo cristalino
1
Las propiedades físicas más importantes de los compuestos de coordinación son sus colores y su magnetismo.
Éstas pueden ser explicadas por esta teoría.
Supone que todas las interacciones M−L son de naturaleza puramente electrostática.
Para estudiar la CFT sólo tenemos que tener en cuenta:
1.− La teoría culombica de las interacciones electrostáticas
2.− La forma de los orbitales de valencia de los metales de transición, que son los orbitales nd ( n=3 para los
metales de la primera serie se transición y así sucesivamente). El primer concepto sólo implica la familiar idea
de repulsión y atracción entre cargas eléctricas. Cuantitativamente, la energía potencial de dos cargas Q1 y Q2
separadas por una distancia r viene dada por la fórmula :
El segundo concepto, las formas de los orbitales d, requiere un desarrollo más amplio.(2)
Los efectos de los ligandos sobre los electrones d
Como el ion central de un complejo está cargado positivamente, las crgas negativas representadas por los
pares de electrones de los ligandos son atraídos por el estabilizando el complejo.
Debemos considerar también el hecho de que un electrón de valencia interactúa de manera diferente con las
cargas del ligando cuando ocupa distintos orbitales d
En un complejo octaédrico, tres de los cinco orbitales d ( xy ,yz,zx) denominados orbitales t, apuntan al
espacio entre los ligandos. Un electrón que ocupe alguno de estos orbitales experimenta un débil repulsión
con los ligandos y, por tanto, menor energía que si estuviera uniformemente extendida
alrededor del núcleo. Los dos restantes orbitales d (z2 y x2−y2), llamados orbitales e, apuntan directamente a
los ligandos. Aquí los electrones experimentan una fuerte repulsión O sea, un electrón t tiene una energía
menor que si estuviera dispuesto esféricamente alrededor del ion central, y un electrón e tiene una energía
mayor.
A separación de energía entre los dos grupos de orbitales se llama desdoblamiento del campoligando(
o)
Absorción de la luz en los complejos d1
El electrón t del complejo [ Ti(H2O)6]3+puede ser excitado a uno de los orbitales e si absorbe un fotón de
energía igual a
o
Al aumentar el desdoblamiento del campo cristalino, el complejo absorbe luz de longitud de onda más
pequeña. Un mimo ligado produce un mayor o menor desdoblamiento dependiendo de la naturaleza del ion
central.
Decimos que el rojo y el verde son colores complementarios (cada uno es el color que queda cuando le la luz
blanca se elimina el otro color
2
Como los ligandos de campo débil dan desdoblamiento de campo ligando pequeñas, podemos esperar que los
complejos absorberán luz de longitud de onda larga. Los ligandos de campofuerte absorberán longitudes de
onda cortas por tanto presentarán colores como el amarillo y el naranja. (3)
Complejos de pretransición
La química de coordinación de los metales de pretransición muestra notorias diferencias con respecto a la de
los de transición.
Los iones de los metales de pretransición que son estables en disolución acuosa presentan estructura
electrónica de gas noble este hecho condición su química puesto que no existe estabilización del campo
cristalino, de modo que el efecto quelato es un factor estabilizante. Esto hace que sus compuestos sean
incoloros ya que no presentan transiciones electrónicas en la zona visible del espectro.(4)
2.− PARTE EXPERIMENTAL y RESULTADOS
A.− Material utilizado:
Reactivos Imán
Embudo Tubos de ensayo
Papel de filtro Cristalizador
Erlenmeyer Calefactor
B.− procedimiento:
B1.− Preparación del trioxalaluminato(III) de potasio
Vaso 1
Al (NO3)
25ml 7%
+ agitar formación filtro recuperamos
NaOH del precipitado cónico el precipitado
2.5ml 4M
Vaso 2
2g H2C2O2
+ calentar y agitar
3g K2C2O4
en 50ml H2O
3
Vaso 3
Filtrar precipitado vaso 1 calentar enfriar
+ hasta hasta la
Va so 2 100ºC obtención
de cristales
Reacciones que tienen lugar
Vaso 1:
Al(NO3)3(s) Al 3+ + 3NO3−(ac)
NaOH(s) Na+ (ac)+OH−(ac)
Al3+ + 3OH− Al (OH)3 (s) !
Vaso 2:
K2C2O4(s) 2K+(ac)+C2O42−(ac)
H2C2O4 +C2O42− 2HC2O4−
Vaso 3:
Al (OH)3 + 3HC204− Al3+ + 3C2O42− + 3H2O
Al3+ + 3C2O42− [Al ( C2O4)3]3−
concentración
K3[Al(C2O4)3]3 −3H2O
Ensayos:
Con este proceso hemos obtenido cristales en los que el aluminio está formando un complejo. Por este motivo
observaremos que al añadirle NaOH(ac), Na2CO3(ac)+Q, Na3PO4(ac) y CH3COONa(ac), no se produce
ninguna reacción ya que al formar dicho compuesto se obtiene configuración de gas noble.
Sin embargo al hacer reaccionar el Al(NO3)3 con los mismos compuestos observamos que se forma un
precipitado blanco en todos los tubos de ensayo menos en el que hacemos reaccionar NaOH(ac) porque éste
se redisuelve.
Reacciones que tienen lugar:
a.− Con el complejo:
4
K3[Al(C2O4)3] 3K++[Al(C2O4)3]3−
b.− Con el aluminio libre:
• NaOH: Al3++OH− Al(OH)3(s)
+OH−
Al(OH)−4
• NaAC: Al3++CO2−3 Al2(CO3)3
+H2O CO2
Al(OH)3(s) H2CO3
H2O
• Na2CO3: Al3++AC− AlAc2(OH)
AlAc(OH)2
• Na3PO4: Al3++PO3−4 Al(PO4) (s)
B2.− Complejos de metales de transición
Los metales de transición llenan por completo la capa d de orbitales, por lo que sus compuestos no son
coloreados ya que sus electrones no emigran y por tanto no emiten radiaciones en el visible. Mientras que los
iones de éstos si son coloreados puesto que no tienen la capa d completa. Esto es lo que le ocurre al cobre
(Cu+) puesto que éste es inestable en disolución acuosa ya que se bismuta. Para que un átomo se bismute
tiene que presentar un estado de oxidación intermedio y además la reacción de bismutación tiene que ser
espontánea. Esto lo confirmamos de la siguiente forma:
• Diagrama de Latimer:
• Reacción de bismutación:
2Cu+ Cu2++Cu0
• Espontaneidad de la reacción:
AE0 = E0cat − E0ánodo = 0,52 − 0,15 = +0,37
Procedimiento experimental:
• Para estabilizar el cobre lo convertimos en CuCl (precipitado blanco) y en H+[CuCl2]− (disolución
amarillenta).
Vaso 1:
5
Agitar
Como se obtiene el ión Cu2+ que ya no está llenando la capa d, la sal obtenida es de color mostaza mientras
que la disolución es de color verde.
Vaso 2:
Agitar
Vaso 1 + Vaso 2 = 2CuCl2 (ac) + Na2SO3 (ac) + H2O (l)
2CuCl (s) + Na2SO4 (ac) + 2HCl
NOTA: 2CuCl2 (incoloro), 2CuCl (s) (blanco).
Debido a la basicidad que presenta el vaso 2 se produce otra reacción que supone un problema:
Cu++OH− Cu(OH) (s) (naranja); H2SO4 SO2−4
H2SO3 SO2−3
Para evitar que esta segunda reacción se produzca preparamos el vaso 3:
Vaso 1 + Vaso 2
1 gr Na2SO3 + 200 ml H2O + 6 ml HCl
(disolución color mostaza que pasa a amarillo pastel y al añadir el HCl a verde pastel. La fase sólida, de color
blanco, corresponderá al CuCl, mientras que la fase líquida será incolora)
A continuación decantamos la fase líquida que desecharemos, mientras que la fase sólida la filtramos.
Ensayos:
Inmediatamente después de filtrar el CuCl ponemos una muestra de éste en cuatro vasos de ensayo. Esto debe
de realizarse con suma rapidez ya que por acción del oxígeno del aire el Cu(I) pasa a Cu(II) por lo que
cambiará su color pasando a un color verde pistacho.
En los vasos añadimos:
• HCl 1M: con esta reacción obtendremos un precipitado blanco por tanto no se ha disuelto
• HCl 6M: con este obtenemos el CuOH que estabiliza el cobre puesto que se forma H+ [CuCl2]−. Para
demostrar que se ha formado éste y no CuOH2 , observamos el color de este al reaccionar con NaOH
4M, mostaza, y lo comparamos con el color que se obtiene al reaccionar Cu2+ con NaOH, azul.
Puesto que son colores distintos suponemos que son también compuestos distintos, ya que sus
electrones no tendrán la misma energía puesto que emiten diferentes longitudes de onda.
6
CuCl(s)+HCl 6M H+ [CuCl2]− (dis. Amarilla)
Cu(Oh) (s)(naranja)
Cu2+ +2OH− Cu(OH2) (s) (azul)
• CuCl (s)+NH3(0.1M) [Cu(NH3)4]2+(azul)+Cu(OH) (s)(naranja)
• CuCl(s)+NH3 6M [Cu(NH3)4]2+(azul)
Por los colores obtenidos en las dos últimas reacciones deducimos que en éstas el Cu también está en forma
de Cu(II). Además, de las cuatro en conjunto deducimos que reacciona mejor con bases que con ácidos,
puesto que con estos necesitamos una mayor concentración de ácido para que se obtenga el Cu(II) (6M),
mientras que con una concentración menor de base ya se obtiene(3M).
3.CONCLUSIÓN
Creo que esta practica es adecuada llegar a observar la química de los compuestos de pretransición pero no
creo oportuna la forma en que está estructurada, puesto que es demasiado larga para realizarse en cuatro
horas, con lo que esto conlleva que la explicación del profesor, y la realización de los ensayos por parte de los
alumnos tenga que ser más rápida, con lo que se dificulta la toma de datos, apuntes y sobretodo el aprendizaje.
Con relación a esto último, también cabe decir, que ésta es una de las prácticas en las que se necesita el
conocimiento de nuevos conceptos, por lo que hubiera sido más lucrativo realizar dicha práctica después de
estudiar el tema correspondiente en la clase teórica; aunque se que esto no ha sido posible debido a los
horarios impuestos por el centro, creo que no está demás recordarlo para futuras experiencias, puesto que creo
es un factor importante.
4.BIBLIOGRAFÍA
• Gillespie
• Rodgers
• Atkins
• Boletín de Prácticas
(s)
2,5 g de
CuCl2·2H2O + 15 ml H2O
1,9g Na2SO3
+
50 ml H2O
7