Informe 2 - efecto de ligandos de NH3 en complejo de cu+2 PDF

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efecto de ligandos de NH3 en complejo de cu+2...

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Lab. Quím. Inor.

2019, 14(1), pp

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Químic Inorgánica a Artículo

INFLUENCIA DE LA FORTALEZA DEL CAMPO DE LIGANDOS EN COMPLEJOS DE COBRE (II)

Heriberto Murillo Oviedo Jaqueline Ramírez Arrieta Laboratorio de Química Inorgánica, Escuela de Química, Universidad Nacional, 2019, Costa Rica Recibido el

26/9/201 9

Abstract: In this practice, various solutions of copper (II) complexes with different amounts of ammonia were prepared in the coordination sphere to correlate the Δo values with the number of molecules in the metal coordination sphere. The complexes prepared are the following: [Cu (H2O) 5 (NH3)] 2+, [Cu (H2O) 4 (NH3) 2] 2+, [Cu (H2O) 3 (NH3) 3] 2+, [Cu (H2O) 2 (NH3) 4] 2+, [Cu (H2O) (NH3) 5] 2+, [Cu (H2O) 6] 2+, from a stock solution of copper nitrate trihydrate, adding different concentrations of ammonia and ammonium nitrate to form the different Cu2 + complexes. These were analyzed by UV atomic absorption, measuring the wavelength and the maximum absorbance of the different solutions in a scan of 500 to 1100 nm, to obtain the energy of the barycenter.

INTRODUCCIÓN Un metal de transición se define como un elemento que forma por lo menos un ion simple con un conjunto incompleto de electrones “d” exteriores. Esta definición excluye los elementos del grupo 12. Los metales de transición casi nunca están en su forma iónica “desnuda”, casi siempre se encuentran unido por enlaces covalentes a otros iones o moléculas formando complejos. Estos poseen una capacidad máxima de enlaces covalentes que puede formar con otros iones, a lo que se conoce como

numero de coordinación. Estas moléculas que se unen al metal de transición se conocen como ligantes o ligandos.1 Gracias a los éxitos de la teoría de campo cristalino se a podido explicar porque los complejos con el mismo metal de transición tienen diferentes colores al cambiar los ligandos de su esfera de coordinación. Este fenómeno denominado color es el resultado de transiciones electrónicas que ocurren entre los diferentes niveles de energía de los átomos: la energía que un electrón absorbe en el proceso de excitación es posteriormente liberada

en forma de radiación electromagnética. Cuando la energía electromagnética se ubica en la región visible del espectro electromagnético se observa color. 1,2 Las disoluciones acuosas de cobre (II) presentan un color azul claro y el espectro visible de ellas normalmente consiste de una única banda ancha, asimétrica, asignada a la transición electrónica (t2g)6(eg)3 → (t2g)5(eg)4 del complejo [Cu(H2O)6]2+ como se observa en la figura 1. 2

Figura 1. Espectro de absorción del ion [Cu(H2O)6] 2+. 2 Puesto que el amoniaco genera un campo de ligandos mayor que el agua, conforme se adiciona amoniaco a estas disoluciones, las moléculas de agua de coordinación son reemplazadas por amoniacos y, en consecuencia, se puede preparar la familia completa de iones complejos: 2+ [Cu(H2O)5(NH3)] , [Cu(H2O)4(NH3)2]2+, [Cu(H2O)3(NH3)3]2+, [Cu(H2O)2(NH3)4]2+, [Cu(H2O) 2+ (NH3)5] , [Cu(H2O)6]2+. Las sustituciones sucesivas de moléculas de agua resultan en un incremento del Δo del complejo, que conlleva a un desplazamiento del máximo de absorción hacia longitudes de onda menores. Las disoluciones de cobre se preparan según la concentración de ligandos amoniaco siguiendo la ecuación 1. 2 [Cu(H2O)6]2+(ac) nNH3 2Labor a t o r i od eQu í mi c aI n o r g á n i c a , 2 0 1 7

[Cu(H2O)(6-n) (NH3)n]2+ (ac) + n H2O (l) Ecuación 1. 2

En esta práctica se prepararan diversas disoluciones de complejos de cobre (II) con cantidades diferentes de amoniaco en la esfera de coordinación para correlacionar los valores de Δo con el número de moléculas en la esfera de coordinación del metal. 2

PARTE EXPERIMENTAL Se debe preparar 25mL de una disolución acuosa de 1M de Cu(NO 3)2 (disolución A), para esto disuelva 6.04g en 25mL de agua. Luego se debe preparar 10 ml de las siguientes de disoluciones de amoniaco: 1M (0.7 mL de NH 3 y aforara con agua), 2M (1.37mL de NH3 y aforara con agua) y 3M (2.06mL de NH 3 y aforara con agua). Además de 100ml de una disolución 2M de NH4NO3 disolviendo 15.93g en 100mL de agua.2 Para preparar los diferentes complejos se debe seguir las siguientes indicaciones: *[Cu(H2O)5(NH3)]2+: a 5 mL de la disolución A adicione suficiente nitrato de amonio sólido para saturarla. Adicione ahora 5 mL disolución de amoniaco 1,0 mol/L y suficiente nitrato de amonio sólido para saturar la disolución nuevamente. Diluya una alícuota de 1,0 mL de esta disolución a 25,0 mL con disolución 2 mol/L de NH4NO3. 2 *[Cu(H2O)4(NH3)2]2+: a 5 mL de la disolución A adicione suficiente nitrato de amonio sólido para saturarla. Adicione ahora 5 mL disolución de amoniaco 2,0 mol/L y suficiente nitrato de amonio sólido para saturar la disolución nuevamente. Diluya una alícuota de 1,0 mL de esta disolución a 25,0 mL con disolución 2 mol/L de NH4NO3.2 *[Cu(H2O)3(NH3)3]2+: a 5 mL de la disolución A adicione suficiente nitrato de

amonio sólido para saturarla. Adicione ahora 5 mL disolución de amoniaco 3,0 mol/L y suficiente nitrato de amonio sólido para saturar la disolución nuevamente. Diluya una alícuota de 1,0 mL de esta disolución a 25,0 mL con disolución 2 mol/L de NH4NO3.2 *[Cu(H2O)2(NH3)4]2+: adicione 1 mL de disolución 0,880 g/mL (~18 mol/L) de amoniaco a 1 mL de la disolución A. Diluya esta disolución a 25,0 mL con agua destilada.2 *[Cu(H2O)(NH3)5]2+:diluya 0,5 mL de la disolución A a 25 mL con disolución 0,880 g/mL de amoniaco.2 *[Cu(H2O)6]2+: diluya 0,5 mL de la disolución A a 25 mL con agua destilada. Cada una de las disoluciones se le realizó la medida de la longitud de onda y del máximo de absorción en un espectrofotómetro de absorción UV, realizando un barrido en un rango de 500nm a 1100nm.2 Por último calcule la energía del baricentro para cada uno de los complejos.2 Utilizando un espectrofotómetro de absorción atómica ultravioleta se realizó un barrido de cada una de las disoluciones a una longitud de onda de 500 nm a 1100nm.2 RESULTADOS Y DISCUSIÓN En esta practica se utilizo como como ion central el cobre ya que es un metal de transición con varios estados de oxidación, de los cuales su estado 2+ es muy estable a la hora de formar complejos con diferentes tipos de ligandos, como en este caso con el amoniaco y el agua. Estos complejos tienen también como propiedad que emiten energía electromagnética en la banda de ultravioleta visible, lo que permite observar su color azul intenso a simple vista, como se observa en la figura 2, (color característico del cobre) variando según los ligandos del 2Labor a t o r i od eQu í mi c aI n o r g á n i c a , 2 0 1 7

complejo.1,3 Figura 2. Foto de las diferentes disoluciones de cobre Cu+2 analizadas.

Para realizar el análisis en el complejo de cobre (II) se prepararon las diferentes disoluciones de cobre como se describe en el procedimiento dando las coloraciones (azul oscuro) más fuertes a mayor cantidad de ligandos amoniaco. Así el espectrofotómetro mostro el grafico 1, en el cual se determino la longitud de onda en la que se dio el máximo de absorbancia de cada una de las disoluciones en aumento, siendo mayor para el complejo con cinco ligandos amoniaco.2,4

Gráfico 1. Espectro de absorción atómica del máximo de absorbancia en función de la longitud de onda para las disoluciones de Cu+2.

resultados obtenidos de cada una de las disoluciones preparadas de complejos de cobre (II) obteniendo la energía de baricentro mostrado en la tabla 1.

Tabla 1. Determinación de la longitud de onda y el máximo de absorbancia de las diferentes disoluciones de Cu+2.

A partir de los datos obtenidos por medio del espectrofotómetro, podemos relacionar la longitud de honda a la cual se dio el máximo de absorbancia con la energía liberada por un átomo al excitar un electrón del nivel orbital t2g al nivel orbital eg y volver a su estado basal según la teoría de campo cristalino. Esa energía liberada puede cuantificarse como una carga puntual en forma de fotón, por lo cual al utilizar la constante universal de Planck multiplicada por la constante universal de la luz y dividirlo por la longitud de onda obtenido experimentalmente podemos obtener la energía del fotón liberado, esto al multiplicarlo por el número de Avogadro obtenemos la energía liberada en un mol de sustancia, lo cual podemos nombrar como energía de baricentro de un campo cristalino octaédrico lo cuel se describe en la ecuación 2.5 Ecuación 2. Δo=

h∗C ∗N λ

Se aplico la ecuación 2 para los 2Labor a t o r i od eQu í mi c aI n o r g á n i c a , 2 0 1 7

Longitud de onda (nm)

[Cu(H2O)6 ]2+ [Cu(H2O)5 (NH3)]2+, [Cu(H2O)4 (NH3)2]2+ [Cu(H2O)3 (NH3)3]2+ [Cu(H2O)2 (NH3)4]2+ [Cu(H2O) (NH3)5]2+

811

Máximo de absorbancia (nm) 0,244

738

0,278

698

0,261

623

0,277

811

0,494

619

1,655

Δo (kJ/mo l) 139,44 90259 153,24 27642 162,02 45845 181,52 99518 139,44 90259 182,70 30048

A partir de los datos obtenidos en la tabla 1 se puede observar que el complejo [Cu(H2O)6]2+ es el que absorbió a una mayor longitud de onda pero el que obtuvo el menor valor del máximo de absorbancia, esta relación al ir sustituyendo los ligandos agua por los amoniaco va disminuyendo la longitud de onda y aumentando el máximo de absorción al aumentar el numero de interacciones con ligandos amoniaco. Cabe destacar que se eliminó el dato de la disolución [Cu(H2O)2(NH3)4]2+ para la realización grafico 2 debido a que se le aplico una prueba de rechazo y no fue aceptada, el motivo de este error se adjudicó a un mal desarrollo del procedimiento por no agregar la disolución de amoniaco con la concentración requerida. Esta relación indica que existe una mayor magnitud energética liberada entre más ligandos amoniaco tenga el complejo.1,3,5 Observando la ecuación 2 y el gráfico 2 se puede confirmar que la longitud de onda es inversamente proporcional a la energía del baricentro, con esta información se confirmó el efecto que tiene los ligandos según la serie espectroquímica sobre la energía del baricentro en la teoría del campo cristalino. Debido a que el amoniaco posee solo un par de electrones libres y el agua dos, lo que hace que haya una menor repulsión en los átomos amoniaco que forman el complejo, por lo que va a generar una mayor interacción electroestática del ligando 2Labor a t o r i od eQu í mi c aI n o r g á n i c a , 2 0 1 7

con el metal central, lo que provoca un mayor desdoblamiento entre los niveles orbitales t2g y eg, aumentando así la energía del baricentro al aumentar la cantidad de ligandos amoniacos presentes en el complejo, como se ha mencionado anteriormente.1,2,5

Longitud de onda en función de la energia del baricentro

Energiadel baricentro

Complejos

200 180 160 140 120 100 80 60 40 20 0 600 650 700 750 800 850

Longitud de onda

Gráfico 2. Longitud de onda en función de la energía del baricentro.

CONCLUSIONES A partir de los datos obtenidos del análisis espectrofometrico se concluyo que un complejo aumenta

su energía de baricentro al aumentar las interacciones electroestáticas con ligandos de campo fuerte como el amoniaco. Por lo tanto se concluye que el amoniaco es un ligando que genera un mayor desdoblamiento que los ligandos agua, esto confirma por que el amoniaco se encuentra mas arriba en la serie espectroquímica.

LITERATURA CITADA (1) Rayner Canham, G.; Escalona García, R.; Escalona y García, H. Química inorgánica descriptiva, 2nd ed.; W.H. Freeman: México, 2000; pp 419-440. (2) Piedra Marín, G.; Herrera Núñez, J.; Vargas González, X. QUÍMICA INORGÁNICA EXPERIMENTAL Con un enfoque de Química Verde; Universidad Nacionel de Costa Rica: Heredia, 2016; pp 65-67. (3)http://home.iitk.ac.in/~madhavr/C HM102/Notes_on_Color_of_Inorgani c_Complexes.pdf (accessed Oct 19, 2019). (4)Salina-Aguilera, Y.; FerrerSerrano, A.; Nápoles-Escutary, F. Complejos de cobre II y cinc II con la 2-(4-cloroanilino)-1,2-difenil-1etanonatiosemicarbazona: posible competencia por los sitios de coordinación del ligando. http://scielo.sld.cu/scielo.php? script=sci_arttext&pid=S222454212014000200002 (accessed Oct 19, 2019). (5)http://www.uco.es/~iq2sagrl/COM PLEJOS%20DE%20COBRE.pdf (accessed Oct 19, 2019).

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