Navegación:  5. Reacciones químicas en disolución acuosa > 5.4. Reacciones de formación de complejos

 

Las reacciones entre ácidos y bases de Lewis, en las que un catión metálico se combina con una base de Lewis, producen la formación de complejos. Un complejo o compuesto de coordinación es una especie química (neutra, aniónica o catiónica) constituida por un átomo central coordinado a una serie de ligandos. El número de átomos a los que se coordina el átomo central se denomina índice de coordinación. El FeCl3 es un compuesto simple de Fe3+ y el [Fe(H2O)6]3+ es un catión complejo de Fe3+ (átomo central), coordinado a los átomos de oxígeno de las seis moléculas de agua, que son los ligandos.

       El átomo central puede ser un no metal ([PCl6]-), o un metal ([AlCl4]-, [Cu(NH3)4]2+. Los ligandos pueden ser aniones elementales (F-, Cl-, Br-, I-,..), aniones moleculares (CN-, SCN-, OH-,..) o moléculas neutras (H2O, NH3, CO, NO, H2NCH2CH2NH2,...).

       El átomo del ligando por el que se coordina al átomo central, se denomina átomo dador. Según el número de átomos dadores por los que se unen al átomo central, se clasifican los ligandos en monodentados (NH3, H2O), bidentados (H2NCH2CH2NH2), etc. Si en un complejo un ligando se une al átomo central por más de un átomo dador, se forma un anillo. Este tipo de complejos se denominan quelatos y son muy estables.

       Ejemplos de compuestos de coordinación: [Fe(H2O)6]3+ ión hexacuohierro(III), [AlCl4]- ión tetracloroaluminato(III), [Co(NH3)4(en)]3+ ión etilendiaminotetramincobalto        (III),  [Cu(NH3)4]2+ ión tetramincobre(II), c-[Pt(Cl)2(NH3)2] cisdiamindicloroplatino (II).

       La constante de equilibrio que implica a un ion complejo se denomina constante de formación (Kf) o constante de estabilidad. Una característica que distingue a la Kf de otras constantes de equilibrio, es que presenta valores muy grandes. Valores altos  de la constante indica que el complejo es muy estable en disolución.  Ejemplos de constantes de formación:

Co2+(ac) + 6 NH3(ac) ⇄ [Co(NH3)6]2+(ac)                                   Kf = [Co(NH3)62+] / [Co2+][NH3]6 = 4,5x1033

Cu2+(ac) + 4 NH3(ac) ⇄ [Cu(NH3)4]2+(ac)                                 Kf = [Cu(NH3)42+] / [Cu2+][NH3]4 = 1,1x1013

       Las reacciones mostradas son reacciones de sustitución de ligandos en disolución, en las que se puede producir o no modificación del índice de coordinación. La estabilidad de los complejos se mantiene a valores de pH neutro. La adición de ácidos y bases produce la desestabilización del compuesto de coordinación, al establecerse un equilibrio competitivo por los ligandos en medio ácido y por el átomo central en medio básico.

 

PARTE EXPERIMENTAL

 

Experimento: En un tubo de ensayo se hace  reaccionar 2 mL aproximadamente de una disolución acuosa de Ni(NO3)2 con 1 mL aprox. de disolución acuosa de NH3 2M. Observar lo que sucede y proponer la reacción que ha tenido lugar.

 

 

 

Dividir el contenido del tubo de reacción en dos tubos de ensayo:

       Tubo 1: Añadir unas gotas de dimetilglioxima (dmgH2), observar lo que sucede y proponer la reacción que ha tenido lugar.

 

 

 

       Tubo 2: Añadir HNO3 2M, observar lo que sucede y proponer la reacción que ha tenido lugar.

 

 

Teniendo en cuenta que los complejos de Ni(II) que podemos formar con los reactivos utilizados son: [Ni(H2O)6]2+ verde, [Ni(NH3)6]2+ azul y [Ni(dmgH)2] rojo, identificarlos, y ajustar las reacciones correspondientes en cada uno de los ensayos realizados.

En función de los resultados obtenidos, ordenar los complejos de Ni(II) por orden creciente de estabilidad.