Informe N°10 Preparación Del Complejo Sulfato De Tetraamino Cobre (ii) Monohidratado

Facultad de Ingeniería Química y Textil. Departamento de Ingeniería Química. Universidad Nacional de Ingeniería.

Preparación del complejo sulfato de tetraamino cobre (II) Monohidratado

Profesoras: -Cárdenas Vargas, Bertha. -Rojas Orosco, Janet. Alumnos: -Alvarez Laurencio, Frans Jeyson. (20184162C) -Araujo Gamboa, Nicoly Soledad. (20180519D) -Calixtro Moya, Jose Gabriel. (20182205G) -Balbuena Mallma, Jair Edu. (20170561H) Fecha de Entrega: 25/06/2019 Lima –Perú 2019

Preparación del complejo sulfato de tetraamino cobre (II) Monohidratado 1. Objetivo. -Preparar un complejo para observar su comportamiento químico y conocer - Predecir la forma de la estructura del compuesto. -Calcular el rendimiento en la obtención de producto. - Aplicar el ataque químico con ácidos y bases para el reconocimiento de la existencia de cobre en una muestra, observando el color que presente en el concentrado metalúrgico. 2. Fundamento Teórico. Una característica común de los ligandos en los complejos de coordinación es la capacidad para ceder pares de electrones a los átomos o iones metálicos centrales. Los ligandos son bases de Lewis. Al aceptar pares de electrones, los átomos o iones metálicos centrales actúan como ácidos de Lewis. Un ligando que utiliza un par de electrones para formar un punto de unión al átomo o ion metálico central se denomina ligando monodentado. Algunos ejemplos de ligandos monodentados son aniones monoatómicos como los iones haluro, aniones poliatómicos como el ion hidróxido, moléculas sencillas como el amoníaco (llamado ammin cuando es un ligando). En la teoría del campo cristalino consideramos el enlace de un ion complejo como una atracción electrostática entre el núcleo del ion metálico central con carga positiva y los electrones de los ligandos. También se producen repulsiones entre los electrones de los ligandos y los electrones del ion central. En particular, la teoría del campo cristalino se centra en las repulsiones entre los electrones de los ligandos y los electrones d del ion central. Ahora vamos a dirigir nuestra atención, de forma particular, a las disoluciones coloreadas. Las disoluciones coloreadas contienen especies que pueden absorber fotones de luz

visible y utilizan la energía de estos fotones para excitar los electrones de estas especies a niveles de energía más altos. Las energías de los fotones deben coincidir con las diferencias de energía con las que los electrones deben ser excitados. Como las energías de los fotones están relacionadas con las frecuencias (y longitudes de onda) de la luz (recuerde la ecuación de Planck: E = hv), solo algunas longitudes de onda son absorbidas cuando la luz blanca pasa a través de la disolución. La Luz emergente, al perder algunas longitudes de onda, ya no es blanca (coloreada)

Figura 1. Absorción y transmisión de la luz El ion [𝐶𝑢(𝐻2 𝑂)4 ]2+ (𝑎𝑐) absorbe en la región amarilla del espectro y transmite luz azul.

Pictogramas. -

Amoniaco concentrado. (𝑁𝐻3 (𝑎𝑐) (18 M)) 1. Riesgos: El amoníaco mezclado con muchos productos químicos puede generar incendios y/o explosiones. Los contenedores de amoníaco pueden explotar si se les expone al fuego o calor. 2. Precauciones: Para el uso de este producto, tanto en forma gaseosa como en disolución acuosa, es necesario utilizar bata, lentes de seguridad y guantes (neopreno, hule, buna-n o vinilo) 3. Primeros auxilios: No es recomendable el uso de carbón activado, pues no absorbe de manera considerable al amoníaco. En todos los casos de exposición, el paciente debe ser transportado al hospital tan pronto como sea posible. 4. Manipulación y almacenamiento: Debe hacerse en lugares frescos y secos, preferentemente alejado de fuentes de ignición, pues debe estar totalmente aislado de productos químicos como oxígeno, ácidos y no debe darle la luz directa del sol.

-

Alcohol etílico. (C2H5OH (0,1 M)) 1. Riesgos: Lugares ventilados, frescos y secos. Lejos de fuentes de calor e ignición. Separado de materiales incompatibles. Rotular los recipientes adecuadamente. 2. Precauciones: Usar mascara con filtros par vapores, guantes de seguridad y gafas de seguridad para la correcta manipulación del producto 3. Primeros auxilios: Trasladar al aire fresco. Lavar la boca con agua. Inducir al vómito. Lavar la piel con abundante agua. 4. Manipulación y almacenamiento: Lugares ventilados, frescos y secos. Lejos de fuentes de calor e ignición. Separado de materiales incompatibles. Rotular los recipientes adecuadamente.

3. Parte Experimental. a. Experimento 1. Preparación del ion complejo [𝑪𝒖(𝑵𝑯𝟑 )𝟒 ]𝟐+ (𝒂𝒄) -Observaciones. - Al momento de verter el amoniaco (6M) a la solución de sulfato de cobre pentahidratado (𝐶𝑢𝑆𝑂4.5𝐻2 𝑂) podemos notar que la solución cambio de un color celeste (original) a un color azul que se va intensificando a mayor cantidad de gotas que se vierte de amoniaco, antes de agitar podemos observar que se forman como 2 fases una celeste en el fondo del vaso de precipitado y la superior que es un color azul medio. -Al momento de agregar el alcohol etílico se puede apreciar que no hay un cambio significativo en la solución, sin embargo, el color azul de la solución disminuye de intensidad. -Reacciones Químicas. -La adición de amoniaco en exceso produce la siguiente reacción:

𝐶𝑢𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 4 𝑁𝐻3 (𝑎𝑐) + 𝐻2 𝑂 (𝐿)  [𝐶𝑢(𝑁𝐻3 )4 ]𝑆𝑂4 . 𝐻2 𝑂 (𝑆) (Azul) Hidratación del Cobre 

𝐶𝑢2+ (𝑎𝑐)  [𝐶𝑢(𝐻2 𝑂)4 ]2+ (𝑎𝑐)

[𝐶𝑢(𝐻2 𝑂)4 ]2+ (𝑎𝑐) + 4 𝑁𝐻3 (𝑎𝑐)  [𝐶𝑢(𝑁𝐻3 )4 ]2+ (𝑎𝑐) + 4 𝐻2 𝑂 (𝐿) Azul – celeste

𝐶𝑢2+ (𝑎𝑐) + 4 𝑁𝐻3 (𝑎𝑐) ↔ [𝐶𝑢(𝑁𝐻3 )4 ]2+ 

Azul – oscuro

(Geometría Plano cuadrada)

(Azul Intenso)

b. Experimento 2. Prueba se solubilidad. -Observaciones. - La sal compleja a diluir es el sulfato tetrammin cobre (II) recogida del experimento 1. - Si es que al agregar un solvente (agua o alcohol en este caso) no ha cambiado su color es porque no se ha disuelto, es decir baja solubilidad ante ese aditivo (solvente). - El color azul característico de la sal es debido al color del ion complejo tetrammin cobre (II). -Se identifica que el precipitado gelatinoso celeste es hidróxido de cobre (II).

Figura 1a. Sulfato teraammincobre (II) en agua.

Figura 1b. Sulfato teraammincobre (II) en alcohol etílico.

-Reacciones Químicas. -Cu(NH3)4SO4(S) + 2H2O(L) → Cu(OH)2(S) + H2SO4(ac) + 4NH3(ac) (la sal se disuelve en agua) (Color azul) 2 pizcas

(incoloro)

(celeste)

1 mL

gelatinoso

-Cu(NH3)4SO4(S) + alcohol etílico(L) → (Color azul)

(incoloro)

2 pizcas

1ml

(incoloro) (incoloro)

Cu(NH3)4SO4(S) (no se llega disolver la sal) (Color azul) grano fino

c. Experimento N°3. Identificación de cobre en una muestra de mineral. -Observaciones. -En el ataque químico con ácido nítrico 𝐻𝑁𝑂3 (𝑎𝑐) de alta concentración a la pequeña muestra del metal que contiene cobre se forma una solución de color celeste, y un gas pardo rojizo muy tóxico que se expulsa al calentarlo con el mechero. Figura 2. Muestra de metal reaccionando con el ácido nítrico concentrado, Liberando un gas tóxico.

-En el segundo ataque químico es cuando el ligando 𝑁𝐻3 (𝑎𝑐) desplaza al agua en la estructura de cobre hidratado dando como resultado el ion tretaammincobre (II) que es de un azul muy intenso, se libera calor y este aumenta al adicionar el amoniaco ya que este se va a neutralizar con la presencia ácida que dejo el ácido nítrico de alta concentración. -Reacciones Químicas. -𝐶𝑢 (𝑆) + 𝐻𝑁𝑂3 (𝑎𝑐) (18 M)  𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 (𝑎𝑐) + 𝑁𝑂 (𝑔) + 𝐻2 𝑂 (𝐿) [Proceso que ocurre cuando se libera el gas en presencia de oxígeno, está presente un gas tóxico] -2𝑁𝑂 (𝑔) (𝐼𝑛𝑐𝑜𝑙𝑜𝑟𝑜) + 𝑂2 (𝑔) (22% 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑒𝑛𝑡𝑒)  2𝑁𝑂2 (𝑔) (𝑃𝑎𝑟𝑑𝑜 𝑅𝑜𝑗𝑖𝑧𝑜)

[Lo que quedara en la solución cuando se retire el gas es solamente 𝐶𝑢(𝑁𝑂3 )2 (𝑎𝑐) , así que existirá los iones 𝐶𝑢2+ (𝑎𝑐) en la solución] - 𝐶𝑢2+ (𝑎𝑐)  [𝐶𝑢(𝐻2 𝑂)4 ]2+ (𝑎𝑐) (Ion Cobre Hidratado)

- 𝐶𝑢2+ (𝑎𝑐) + 4𝑁𝐻3 (𝑎𝑐) (15 𝑀)  [𝐶𝑢(𝑁𝐻3 )4 ]2+ (𝑎𝑐) (𝐴𝑧𝑢𝑙 𝑖𝑛𝑡𝑒𝑛𝑠𝑜)  4. Conclusiones. -El cambio de color de la solución azul celeste (cobre hidratado) al azul oscuro (tetraammin cobre (II)) que presenta la solución indica que a temperatura ambiente el agua de coordinación es reemplazada instantáneamente por amoniaco - Con el 𝑁𝐻3 se aumenta la concentración del ligando (𝑁𝐻3 ) y disminuye la concentración de ligando (𝐻2 𝑂) por la presencia de etanol. Ya el etanol elimina el exceso de 𝐻2 𝑂 favoreciendo la formación del complejo. -La geometría del cobre hidratado es plano cuadrada y por lo tanto al haber reemplazado por el ligando monodentado 𝑁𝐻3 , su geometría también será plano cuadrada. -La muestra de metal al que sometimos al ataque químico contiene cobre por el color celeste obtenido en la solución. -Con segundo ataque químico se agregó hidróxido de amonio para neutralizar el medio ácido, se obtuvo una solución de color azul muy intenso, presencia del ion tetraammincobre (II). -La muestra de mineral tiene gran cantidad de cobre debido al colores intensos que se obtuvo al formar el ion tetraammincobre (II). 5. Bibliografía.

-Sharpe G., Alan. Química Inorgánica, 1ra. Edición Editorial Reverte S.A. – España (1993), pág. 688. - Liat Shimoni-Livny, Jenny P. Glusker, and Charles W. Bock, Lone Pair Functionality in Divalent Lead Compounds, J. Inorganic Chemistry. (1998); pág 37(8): 1853-1867. -Petrucci, R. “Química General. Principios y aplicaciones modernas”. Editorial Pearson Educación S.A. España. (2017). Pág. 1133-1153. -Scielo. (2012, octubre). Síntesis y estructura cristalina de dos complejos de coordinación de plomo (II) con 1,10-fenantrolina y nitratos [Boletín científico]. Recuperado de: http://www.scielo.org.pe/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S1810-634X2012000400004