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NOMBRE DE LA PRÁCTICA

Incrustar
Universidad Autónoma de Madrid
Facultad de Ciencias
Departamento de Química Inorgánica
EXPERIMENTACIÓN EN
QUÍMICA INORGÁNICA
Tercer curso
Índice
Normas Generales para el Trabajo en el Laboratorio …………………………………….
2
1.-Síntesis de una Espinela de Hierro-Cobre y Producción Catalítica de Oxígeno ……..
3
2.-Preparación de un Bronce de Wolframio. NaxWO3 …………………………………..
6
3.-Superconductor de Alta Temperatura, YBa2Cu3O7-x …………………………………
9
4.-Sólidos Termocrómicos: Cu2HgI4 y Ag2HgI4 ………………………………………...
13
5.-Preparación de una Zeolita Tipo “A” ………………………………………………...
16
6.-Preparacion
de
Hexa(tiocianato-N)cromato(III)
de
Potasio
Tetrahidratado:
K3[Cr(NCS)6].4H2O. Estudio Espectroscópico (Ir, Uv-Visible) …………….……….
19
7.-Estudio por Espectroscopia IR de los Isómeros de Enlace [Co(NO2)(NH3)5]Cl2 y
[Co(ONO)(NH3)5]Cl2 ………………………………………………………………… 25
8.-Síntesis de Tetraoxalato de di--hidroxidodicolbaltato(III) de Potasio .......................
9.-Cloruro
de
Hexaamminocobalto(III):
[Co(NH3)6]Cl3.
Síntesis
y
31
Estudio
Espectroscópico (IR y UV-Visible) …………………………………………………..
34
10.-Complejos de Ni(II) con Fosfinas: Síntesis de Ni(PPh3)2Cl2 y Ni(PPh3)2(NCS)2 .......
39
11.-Efecto de la Simetría sobre el Espectro de Infrarrojo del Grupo Sulfato. Síntesis de
[Co(NH3)6]2(SO4)3·H2O y [Co(SO4)(NH3)5]Br ............................................................. 44
12.- Complejos de Cobre (II) Hexacoordinados: Serie Espectroquímica. Preparación de
Yoduro de Diacuabis(Etilendiamin)Cobre (II) .............................................................
50
13.-Bis (acetilacetonato) de Oxovanadio (IV). Estudio del Efecto que Ejercen en el
Espectro Electrónico del VO(acac)2 Disolventes de Distinto Poder Coordinante ........ 54
14.-Preparación de [Ti(urea)6]I3: Caracterización por Espectrospia IR y Visible-UV.
Estudio del Efecto Jahn-Teller ......................................................................................
62
1
NORMAS GENERALES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO
1.- En el laboratorio es absolutamente necesario el uso de bata, guantes y gafas de seguridad en
todo momento.
2.- Antes de realizar cualquier práctica es necesario consultar las fichas de seguridad y leer
cuidadosamente las frases de riesgo y seguridad de los recipientes correspondientes.
3.- Comunique al Profesor inmediatamente cualquier salpicadura, rotura o accidente en
general, por leve que éste le parezca para, en su caso, tomar las medidas procedentes.
4.- Antes de comenzar una experiencia, el alumno debe estudiar detenidamente los pasos para su
realización y conocer exactamente los peligros que implican las diferentes operaciones, así
como qué tendría que hacer en caso de accidente.
5.- El alumno no deberá iniciar la realización del experimento antes de tener la autorización del
Profesor, a quien, por otra parte, deberá hacer aquellas preguntas referentes a cualquier duda
relativa al desarrollo de la experiencia.
6.- El alumno utilizará su cuaderno de laboratorio para anotar todo el desarrollo experimental de
la práctica, con los correspondientes ensayos complementarios, indicando los experimentos,
observaciones y cálculos realizados. El cuaderno incluirá la fecha y deberá rellenarse
inmediatamente, según se va realizando cada experimento.
7.- Al finalizar la sesión diaria en el laboratorio, el alumno está obligado a dejar su puesto de
trabajo y el material perfectamente recogido.
8.- Al finalizar cada práctica, el alumno entregará al Profesor las respuestas a los ensayos
complementarios y cuestiones que aparecen al final de los guiones.
9.- El alumno no debe tirar por la pila nada sin permiso del Profesor y se utilizará el sistema
de recogida de residuos existente en el laboratorio.
10.- Para evitar posible contaminación, el alumno jamás volverá a introducir las sustancias
químicas sobrantes en los frascos.
11.- Mantener las balanzas limpias. No colocar las sustancias químicas directamente sobre los
platillos de las balanzas, poner primero un pequeño recipiente perfectamente seco y limpio
(vial o vidrio de reloj) o un papel de filtro. Nunca debe pesarse un objeto mientras esté
caliente.
12.- El alumno no debe acercar la cara al extremo abierto de un tubo de ensayo cuando su
contenido se está calentando o cuando se está realizando una reacción.
13.- Nunca deben realizar experimentos sin autorización.
14.- No se debe aplicar la llama directa a un recipiente con material volátil o inflamable.
15.- Aquellas experiencias que incluyan desprendimiento de gases nocivos o manipulación de
sustancias volátiles peligrosas, deberán realizarse en vitrina.
2
SÍNTESIS DE UNA ESPINELA DE HIERRO-COBRE Y PRODUCCIÓN CATALÍTICA
DE OXÍGENO
3/2CuCl2·2H2O + 3/2FeCl3·6H2O +15/2 NaOH
Cu1.5Fe1.5O4 +15/2 NaCl + n H2O
Objetivos
El objeto de esta práctica es preparar un material sólido que es modelo estructural de otros
muchos y estudiar sus propiedades catalíticas utilizando como sistema el peróxido de hidrógeno.
Introducción
Las espinelas constituyen un grupo de minerales importantes que forman parte de la corteza
terrestre. Se pueden preparar también en el laboratorio.
Son óxidos mixtos con una estructura cúbica compacta de oxígenos en la que hay huecos
octaédricos y tetraédricos ocupados por cationes metálicos. Su fórmula es AB2O4, en la que A es
un catión divalente y B trivalente.
Reactivos y peligrosidad
- CuCl2.2H2O Cloruro de cobre(II) dihidrato
- FeCl3.6H2O Cloruro de hierro(III) hexahidrato
- FeSO4.7H2O Sulfato de hierro(II) heptahidrato
- NaOH
Hidróxido sódico
- H2O2 (11%) Peróxido de hidrógeno
Los compuestos de Cu y Fe no son especialmente tóxicos. No obstante, deben de mantenerse
todas las precauciones. El NaOH quema y puede ocasionar graves lesiones en los ojos y piel. El
H2O2 (11%) es un oxidante fuerte, hay que tener precaución al manejarlo. Consultar fichas de
seguridad.
Procedimiento experimental
a) Preparación de la espinela Cu1.5Fe1.5O4 (Catalizador)
En un vaso de precipitados de 100 ml se prepara una disolución de CuCl2·2H2O (3,63 g, 0.1 mol)
en 20 ml de agua destilada y de igual manera se hace con FeCl3·6H2O (4,5 g, 0.1 mol). La
disolución de cobre se adiciona lentamente sobre la de hierro y a continuación se adiciona poco a
poco una disolución de NaOH 5M hasta que el pH = 12.5; en este momento tendremos un
precipitado marrón-verdoso. La mezcla se calienta durante 30 minutos en un baño de agua a 60
o
C. Al cabo de este tiempo se deja sedimentar el precipitado, se extrae la disolución sobrenadante
3
con una pipeta y se lava el precipitado dos o tres veces con agua destilada repitiendo la operación
anterior. A continuación el precipitado se filtra y se lava repetidas veces con agua hasta que el
pH sea neutro. El sólido resultante se seca en el horno a una temperatura aproximada de 120 oC.
b) Preparación catalítica de oxígeno
Se introduce en un matraz de dos bocas 1 g de la espinela (catalizador) y mediante un embudo de
adición de presión compensada se adiciona gota a gota agua oxigenada diluida al 11%. La otra
boca del matraz se une a través de un tubo de vidrio a un vaso de precipitados que va a contener
una disolución de FeSO4, de esta manera veremos el efecto del oxígeno producido mediante la
oxidación de Fe+2 a Fe+3 que genera disoluciones de color amarillo.
Estudio Estructural
Es interesante manejar el modelo estructural de la red de la espinela, que existe en el
Departamento, para hacerse una buena idea de los huecos octaédricos y tetraédricos presentes en
la estructura.
Figura 1.-
Figura 2.- Estructura de espinela inversa del
Fe3O4 que muestra la celda unidad y los
ambientes tetraédrico y octaédrico de los
centros de Fe. El vértice de cada tetraedro y
octaedro está ocupado por un átomo de O.
Ensayos Complementarios
Se disuelve 1 g de compuesto en HCl(ac) concentrado calentando suavemente en un vaso de
precipitados. Se deja enfriar a continuación y se filtra el posible residuo. El filtrado se divide en
dos partes: a una de ellas de le añade una disolución de KI y aparecerá un color marrón por
efecto de la formación de yodo, que se decolorará al añadirle una disolución de Na2S2O3·nH2O.
A la segunda parte se le añade una disolución de KSCN en agua y aparecerá un intenso color
4
rojo en la disolución. Explicar los hechos experimentales observados y escribir e igualar las
reacciones implicadas.
Cuestiones
1.- Describir las estructuras tipo espinela.
2.- Utilizando la Teoría del Campo Cristalino, predecir la estructura de la espinela sintetizada.
3.- Calcular el rendimiento del producto obtenido.
4.- Comentar el proceso de descomposición catalítica del agua oxigenada.
Bibliografía

Huheey, J.E., Keiter, E.A. y Keiter, R.L., Inorganic Chemistry: Principles of Structure
and Reactivity, 4ª edición. Harper Collins, 1993.

West, A.R., Solid State Chemistry and its Applications. John Wiley and Sons, 1984.

Housecroft, C.E. y Sharpe, A.G. Química Inorgánica. Pearson, Prentice Hall. 2ªed. en
español (2006). 3ªed. en inglés (2008).

Greenwood, N.N. and Earnshaw, A., Chemistry of the Elements, 2ª edición. ButterworthHeinemann, 1997.
Tratamiento de residuos
Los restos del producto se disuelven en HCl(ac) concentrado y se arrojan al recipiente de
disoluciones ácidas de metales.
5
PREPARACIÓN DE UN BRONCE DE WOLFRAMIO. NaxWO3
Na2WO4
+
2 HCl
Na2WO4
WO3
+
2 WO3
+
H2O + 2 NaCl
NaxWO3
Objetivos
Se trata de preparar un material sólido, que representa a un conjunto de compuestos con interés
científico y con posibles aplicaciones tecnológicas.
Introducción
Los bronces de wolframio son un grupo de compuestos no estequiométricos de aspecto
coloreado, semejante al bronce (de ahí su denominación), de fórmula general MxWO3 donde
0<x<1 y M puede ser un metal alcalino, Ba, Pb, Tl, Cu, Ag o un lantánido. Cuando x=1, la
estructura sería de tipo perowskita y los iones Mn+ ocuparían huecos con índice de coordinación
12.
Los bronces de W y Na, se pueden obtener por reducción a alta temperatura de wolframato
sódico Na2WO4. La estructura se considera como una red de WO3 (tipo ReO3), en cuyos huecos
están colocados al azar iones Na+. Cada átomo de este elemento suministra un e- a una banda
formada por el solapamiento de los orbitales 5d del W con los orbitales atómicos 2p del oxígeno;
como esta banda está solo parcialmente llena, el compuesto presenta conductividad metálica.
Reactivos y peligrosidad
- Na2WO4, Wolframato sódico
- HCl(ac), Ácido clorhídrico
- NaOH, Hidróxido sódico
- NH4NO3, Nitrato amónico
- Zn, Zinc
El cloruro de hidrógeno es corrosivo y provoca quemaduras e irrita las vías respiratorias. Es
nocivo si se ingiere. El hidróxido sódico provoca quemaduras y puede ocasionar graves lesiones
en los ojos y en la piel. Nocivo por inhalación, ingestión y contacto con la piel. Consultar fichas
de seguridad.
6
Procedimiento experimental
a) Óxido de wolframio (VI), WO3
El WO3, de color amarillo, se obtiene al dejar gotear lentamente una disolución saturada y
caliente de Na2WO4 (conteniendo 1.5 g) sobre un volumen 2-3 veces mayor de HCl(ac)
concentrado hirviente. Terminada la adición, se mantiene la mezcla sobre un baño de agua a
ebullición durante una hora, se deja sedimentar el precipitado, se filtra a temperatura ambiente y
se lava con una disolución de NH4NO3 al 5%, hasta la eliminación de los cloruros. Para su
secado se calienta primero a 120 oC y por último a 600 oC.
b) Bronce de wolframio, NaxWO3
En una cápsula de porcelana se prepara una mezcla de 3-4 g de Na2WO4 y WO3 en una relación
molar 2:1 y se funde en el horno (temperatura aprox. 900 oC). Al fundido se le añade a
continuación 1.5 g de granalla de Zn y se mantiene fundida la mezcla entre 1 y 2 h.
Después se deja enfriar el fundido lentamente, para que pueda cristalizar bien. El bronce fundido
frío se divide en pequeñas porciones y se trata con una disolución de NaOH concentrada durante
1 h. La disolución se decanta y el sólido se lava con agua y se trata con HCl(ac) concentrado
durante 1 h. Esta operación se repite varias veces, hasta obtener un material metálico brillante
con color entre amarillo-oro y amarillo-rojizo, que se aísla por filtración.
Estudio Estructural
Es interesante consultar la estructura del ReO3 y la de la perowskita, que son las bases de las de
los bronces.
Figura 1.- Estructura del ReO3
Figura 2.- Estructura de la perowskita
7
Cuestiones
1.- Describe las características estructurales de los bronces. ¿Qué propiedades presentan?
2.- ¿Cuál es la finalidad de añadir Zn al fundido?
3.- ¿Para qué se lava el producto de reacción sucesivamente con disoluciones de NaOH y HCl?
Bibliografía

Brauer, G. Química Inorgánica Preparativa, Editorial Reverte 1958.

Cotton F. A. y Wilkinson, G., Advanced Inorganic Chemistry, 5ª Ed., Wiley and Sons
1988.

Greenwood N.N. and Earnshaw, A., The Chemistry of the Elements, Pergamon Press.( 1ª
edición 1984; 2ª Edición, Butterworth-Heinemann, 1997).

Gutiérrez Ríos, E., Química Inorgánica, Editorial Reverté 1978.

Lee. J., Concise Inorganic Chemistry, 4ª Edición, Chapman and Hall, 1991.

Wells. A.F., Structural Inorganic Chemistry, 4ª Edición. Oxford, 1975.

Inorganic Synthesis Vol. XII, pág.153.
Tratamiento de residuos
Se trata el residuo con una mezcla de HNO3 y HCl(ac) (1:3) y se arroja al recipiente de
disoluciones ácidas de metales.
8
SUPERCONDUCTOR DE ALTA TEMPERATURA, YBa2Cu3O7-x
½ Y2O3 + 2 BaCO3 + 3 CuO
YBa2Cu3O7-x + (3/4 + x/2)O2 + 2 CO2
Objetivos
Se trata de poner a los estudiantes en contacto con un material sólido de extraordinario interés
por sus propiedades científicas y posibles aplicaciones tecnológicas.
Introducción
Un superconductor es una sustancia que conduce la electricidad sin resistencia. Los primeros
superconductores eran metales que perdían la resistencia eléctrica al ser enfriados a la
temperatura del He líquido (4.2 K). Sin embargo, J.G. Bednorz y K.A. Müller descubrieron en
1986 (Premio Nobel de Física en 1987) una nueva familia de óxidos mixtos de cobre que eran
superconductores por encima de 30 K, y las investigaciones posteriores en todo el mundo
condujeron a materiales como YBa2Cu3O7-x que son superconductores a la temperatura del N2
líquido (77 K). Los superconductores son perfectamente diamagnéticos por lo que repelen los
campos magnéticos y pueden hacer levitar un imán sobre ellos (efecto Meissner).
Reactivos y peligrosidad
- Y2O3, Oxido de Ytrio
- BaCO3, Carbonato de Bario
- CuO, Oxido de Cobre (II)
- Nitrógeno líquido
Los sólidos utilizados son nocivos por inhalación (además de por ingestión y contacto con la
piel) por lo que debe trabajarse en vitrina y tener cuidado particular de no inhalar los sólidos
finamente pulverizados. El nitrógeno líquido (-196 ºC) puede producir quemaduras por
congelación. Consultar fichas de seguridad.
Procedimiento experimental
Se colocan en un mortero 0.7 g de Y2O3, 2.6 g de BaCO3 y 1.6 g de CuO. Se muele la mezcla
durante 20 minutos intensa y cuidadosamente hasta que presente un aspecto muy homogéneo y
se pasa a un crisol de porcelana. Se programa el horno para calentar el crisol a 920-930 ºC
durante 16 horas. A continuación se deja enfriar la muestra lentamente (en 5h y media) hasta
alcanzar los 300 oC; se abre después el horno y se deja abierto 30 minutos para que la muestra
9
pueda tomar la cantidad necesaria de oxígeno atmosférico, alcanzando así la estequiometría
deseada (YBa2Cu3O7). Se vuelve a cerrar y se vuelve a subir la temperatura a 300 oC, dejándolo
así 16h. Finalmente se deja enfriar el horno a la temperatura ambiente y se extrae el crisol con la
muestra.
Estudio Estructural
Como los superconductores de alta temperatura tienen una estructura basada en la de la
perowskita, es interesante consultar la bibliografía, que contiene imágenes de la misma de gran
calidad.
Figura 1.- Estructura de la perowskita
Figura 2.- Estructura del superconductor cerámico YBACuO.
Fuente: Cambridge Molecular Desing/Molecular Simulations
Ensayos Complementarios
1) Análisis cualitativo de los iones Ba2+ y Cu2+
Se disuelve 1 gr de compuesto en 30 ml de HCl 1 M en un vaso de precipitados y se hierve la
disolución suavemente 10 minutos, para que todo el Cu3+ se reduzca a Cu2+ según la reacción:
2Cu3+ (aq) + H2O( H+)
2Cu2+ (aq) + ½ O2 + H+(aq)
10
filtrar si queda algo de residuo sólido. A la mitad del filtrado de color azul, se le añade una
disolución 1:1 de H2SO4; precipitará un sólido blanco de BaSO4. A la otra mitad se le añade una
disolución de KI que cambiará su color a otro de color marrón por efecto de la formación de
yodo. Sobre esta se añade una disolución de Na2S2O3·nH2O, que provocará su decoloración.
Escribir e igualar las tres últimas reacciones.
2) Comprobación del carácter superconductor por el efecto MEISSNER
A) Utilizando unas pinzas de plástico, se coloca la pastilla en un recipiente de poliestireno
expandido y, sobre ella, un pequeño imán. Al añadir cuidadosamente nitrógeno líquido en el
recipiente hasta cubrir la pastilla (Precaución: Evitar salpicaduras), el imán debería levitar sobre
el superconductor. Al tocarlo suavemente con las pinzas, el imán debería girar. Una vez
terminado el ensayo, se deja evaporar el nitrógeno líquido y alcanzar la temperatura ambiente la
pastilla y el imán.
B) Comprobar ahora que cuando se deja caer un polvo fino del superconductor en un vaso
Dewar que contiene en el fondo un pequeño imán, cuando aquél está lleno de N2(liq), las
partículas de sólido se distribuyen alejándose lo más posible del campo magnético externo.
Cuestiones
1.- Describe el color de la mezcla de sólidos antes y después del calentamiento. ¿Por qué deben
mezclarse completamente los sólidos de partida? ¿Siguen siendo una mezcla después del
calentamiento?
2.- Dibuja la variación de la conductividad eléctrica con la temperatura para un conductor, un
semiconductor y un superconductor.
3.- Describe la estructura de las perowsquitas, e indica el número de coordinación de todos los
elementos.
4.- Estudia la evolución desde la estructura de la perowsquita hasta la estructura ideal de
YBa2Cu3O7. Determina qué fracción de los átomos de Cu está en los estados de oxidación +2
y +3 en la estructura ideal de YBa2Cu3O7.
Bibliografía

Ellis, A.B., J. Chem. Educ., 64 (1987) 836.

Shriver, D.F., Atkins P.W. y Langford, C.H., Química Inorgánica, Editorial Reverté,
Barcelona, 1998.
11

Huheey, J.E., Keiter, E.A. y Keiter, R.L., Inorganic Chemistry, Editorial Harper Collins,
Nueva York, 1993.

Housecroft, C.E. y Sharpe, A.G. Química Inorgánica. Editorial Pearson, Prentice Hall.
2ªed. en español (2006). 3ªed. en inglés (2008).
Tratamiento de los residuos
Los restos del material superconductor se deben tratar con HCl(ac) concentrado hasta su
COMPLETA disolución. Esta operación puede llevar tiempo. A continuación se deben arrojar al
recipiente de disoluciones ácidas de metales.
12
SÍNTESIS DE LOS SÓLIDOS TERMOCRÓMICOS: Cu2[HgI4] y Ag2[HgI4]
Objetivos
Síntesis del ión complejo aniónico tetrayodomercuriato: [HgI4]2- y preparación de los
compuestos tetrayodomercuriato(II) cobre(I) y tetrayodomercuriato(II) plata(I). Estudio de las
propiedades termocrómicas de los sólidos aislados.
Introducción
El termocromismo se define como la capacidad de una sustancia para cambiar, reversiblemente,
de color con la temperatura. Se conocen muchos compuestos con propiedades termocrómicas y
aunque en todos ellos el termocromismo surge como consecuencia de una reorganización a nivel
molecular, ésta ocurre por distintos mecanismos entre los que se incluyen cambios en la
geometría, transiciones de fase, equilibrio entre estructuras moleculares distintas o simplemente
un cambio en el número de moléculas de disolvente de la esfera de coordinación.
En esta práctica se sintetizan dos compuestos termocrómicos de fórmula general
M2[HgI4] donde M=Ag(I),Cu(I). La estructura y el
comportamiento de estos dos compuestos es similar. En
IHg2+
M+
vacante
estado sólido presentan una estructura, cúbica centrada en
las caras, de aniones I- en la que los cationes M+ y Hg2+
ocupan huecos tetraédricos (cada ión divalente está asociado
con un hueco sin ocupar).
Como los iones Hg2+ y M+ tienen tamaños similares (Hg2+ 110 pm, Cu+ 74 pm y Ag+ 114 pm)
pueden intercambiar su posición sin que la red se vea muy afectada. Así, cuando la temperatura
aumenta los cationes M+ y Hg2+ difunden a través del sólido desplazándose de un hueco
tetraédrico a otro, de tal forma que ya no ocupan posiciones fijas en la red sino que están
distribuidos al azar.
IHg2+, M+, vacante
Como consecuencia de esta transición de fase, el sólido presenta un cambio de color
(termocromismo) y también un aumento de la conductividad eléctrica, comportándose como
13
electrolito sólido capaz de transportar cargas a través de su estructura, mediante el movimiento
de los cationes.
En la actualidad, los compuestos termocrómicos han encontrado aplicaciones prácticas en
termómetros colorimétricos y como indicadores de temperatura en utensilios de cocina, ropa y
juguetes. Los electrolitos sólidos se utilizan en baterías para separar el cátodo del ánodo y
presentan prometedoras aplicaciones en pilas de combustible, sensores electroquímicos, etc.
Reactivos y peligrosidad
- Hg(NO3)2, nitrato de mercurio
- KI, yoduro potásico
- AgNO3, nitrato de plata
- CuSO4·5H2O, sulfato de cobre pentahidratado
- Na2SO3, sulfito sódico
Las sales de mercurio (II) son muy tóxicas por inhalación, ingestión y por contacto con la piel.
Utilizar guantes y gafas en todo momento. Consultar fichas de seguridad.
Procedimiento experimental
a) Preparación de Ag2[HgI4]
En un vaso de precipitados de 250 mL, disolver 0,005 moles de Hg(NO3)2 (1,6 g) en 25 mL de
agua hirviendo. Añadir poco a poco una disolución de KI al 10% hasta que el precipitado rojo
inicial de HgI2 se disuelva y se obtenga una disolución de K2[HgI4]. Sobre esta disolución se
adiciona otra conteniendo 0,01 moles de AgNO3 (1,6 g) disueltos en 25 mL de agua, se calienta a
ebullición y se deja reposar unos minutos. Para aislar el Ag2[HgI4] obtenido decantar la mayor
parte de la disolución sobrenadante y filtrar la disolución caliente con un embudo Büchner.
Finalmente el sólido se seca a vacío o en estufa a 50ºC.
b) Preparación de Cu2[HgI4]
En una disolución de K2[HgI4] preparada como en el apartado a) se disuelven 0,01 moles de
Na2SO3 (1,4 g). A continuación se añade, lentamente y con agitación, una disolución de
CuSO4·5H2O preparada disolviendo 0,01 moles (2,5 g) en 30 mL de agua. Llevar a ebullición y
dejar reposar unos minutos. Para aislar el Cu2[HgI4] obtenido decantar la mayor parte de la
disolución sobrenadante, filtrar la disolución caliente con un embudo Buchner y secar a vacío o
en estufa a 50ºC.
14
Ensayos Complementarios
La sal Ag2[HgI4] cambia el color de amarillo a naranja a 50 ºC y la sal Cu2[HgI4] cambia de rojo
a púrpura-negro a 67 ºC. Ambos cambios son bastante acusados. Para comprobar este cambio
extender un poco del sólido correspondiente en el extremo de una tira papel de filtro y calentar
muy suavemente sobre una placa calefactora.
Cuestiones
1.
Escribir detalladamente y ajustadas todas las reacciones que tienen lugar en cada una de las
preparaciones, identificando las especies que se forman a lo largo del proceso.
2.
Discutir por qué la reducción del Cu(II) se realiza “in situ”. ¿Por qué se añade Na2SO3 en
exceso?
3.
Calcular el rendimiento de los dos compuestos obtenidos.
4.
Los sólidos obtenidos presentan una estructura tipo blenda de zinc. Explicar y dibujar las
estructuras de las dos formas cristalinas (polimorfos) del ZnS.
Bibliografía

Shriver, D.F., Atkins, P.W., Langford, C.H., “Química Inorgánica”, Editorial Reverté,
Barcelona, 1998.

Day, J. H. Chem. Rev. 1968, 68, 649.

Van Oort, M. J. Chem. Educ. 1988, 65, 84.

Hughes, J. G. J. Chem. Educ. 1998, 75, 57.

Palmer, W. G. Experimental Inorganic Chemistry; University Press: Cambridge, 1954.

http://dec.fq.edu.uy/ecampos/catedra_inorganica/inorganica/practica3.pdf
Residuos
Los sólidos obtenidos, una vez comprobados por el profesor, se depositarán en el recipiente
etiquetado “RESIDUOS SÓLIDOS DE MERCURIO”. Las disoluciones filtradas, debido a la
baja solubilidad de los compuestos formados, se pueden tirar por la pila. No obstante en el
laboratorio habrá un recipiente etiquetado “RESIDUOS LÍQUIDOS DE MERCURIO” donde se
desecharán otros posibles restos líquidos de las síntesis realizadas.
15
PREPARACIÓN DE UNA ZEOLITA TIPO “A”
2 NaAlO2 + 2 (Na2SiO3·9H2O) → Na2O·Al2O3·2SiO2·4.5H2O + 4 NaOH + 11.5 H2O
Objetivos
La primera zeolita descrita (1756) era un mineral que estaba en la corteza terrestre;
posteriormente se han preparado muchas otras en el laboratorio, entre ellas la que aquí se
propone sintetizar. Son unos materiales sólidos interesantes no sólo por su estructura tan
peculiar, sino por sus potenciales aplicaciones tecnológicas.
Introducción
El producto, zeolita A (NaA) es un sólido blanco cristalino de densidad  = 1,27 g/cm3. Los
cristales
tienen
simetría
cúbica.
La
fórmula
general
característica
es
Na12[(AlO2)12(SiO2)12)]·27H2O. Los iones Na+ se intercambian muy fácilmente por iones Ca2+ o
K+ en disolución. La forma sódica, después de deshidratarla entre 350-400ºC a vacío, absorbe
unos 0.25 g de H2O por gramo de residuo, a temperatura ambiente y a vacío.
Reactivos y peligrosidad
- NaAlO2, aluminato sódico
- NaOH, hidróxido sódico
- Na2SiO3·9H2O, metasilicato sódico nonahidratado
Tanto el aluminato como el metasilicato sódicos son bastante inocuos. En cambio el hidróxido
sódico es peligroso porque ataca fuertemente la piel, las mucosas y los ojos, y debe manejarse
con gran precaución. Consultar fichas de seguridad.
Procedimiento experimental
Se disuelven en 150 ml de agua, con agitación, en un vaso de 500 ml, 6.5 g de aluminato sódico
y 12,5 g de hidróxido sódico y a continuación la disolución se calienta a ebullición. Esta
disolución caliente se añade, con fuerte agitación, a otra disolución también calentada a
ebullición, de 7 g de metasilicato sódico en 100 ml de agua, utilizando un vaso de 1 litro de
capacidad. La mezcla total se calienta, con agitación a 90 ºC hasta que la suspensión se deposite
rápidamente cuando se detenga la agitación (aproximadamente 4 horas). A continuación se filtra
con un büchner la suspensión en caliente y el sólido resultante se lava cuatro veces, con 50 ml de
agua cada una; una vez lavado el sólido se seca en una estufa a 110ºC, obteniéndose unos 3-4
16
gramos de producto final Na2O·Al2O3·2SiO2·4.1H2O (entre un 80-90% de rendimiento basado en
SiO2).
Estudio Estructural
Es interesante revisar un modelo estructural de esta zeolita y de alguna otra, de las cuales hay
una buena muestra en la bibliografía.
Figura 1.- Estructura de la Zeolita tipo A
Figura 2.- Las cavidades de la Zeolita tipo A pueden albergar
hidrocarburos de cadena larga, pero los que poseen cadenas ramificadas
son demasiado voluminosos y no pueden entrar en su interior.
Ensayos Complementarios
1) Se prepara una disolución acuosa diluida de Ca(NO3)2· nH2O y se hace pasar por una placa
filtrante en la que se han colocado alternativamente 3-4 capas de lana de vidrio y zeolita. Los
iones de Ca2+ deben quedar retenidos por ésta, y si sobre el filtrado se añaden unas gotas de
disolución de H2SO4 al 50%, no debe aparecer ningún precipitado, señal de que la zeolita ha
funcionado como material intercambiador de iones.
2) Se prepara una disolución alcalina de magnesón (ver Química Analítica Cualitativa, F. Burriel
y col.). Asimismo, se prepara una disolución acuosa diluida de MgCl2·nH2O y se añaden
sobre ella unas porciones de zeolita. Ésta secuestra el ión Mg2+ y al añadir magnesón sobre la
suspensión anterior no aparece el color azul, característico de la presencia de dicho ión. Se
recomienda hacer un ensayo en blanco, para comparar mejor con el comportamiento en
presencia de la zeolita.
Cuestiones
1.- ¿Son las zeolitas materiales naturales? Indica un ejemplo de cada una de las más frecuentes.
2.- ¿Cuál es el aspecto más característico de la estructura de una zeolita?
3.- Cita algunas de las posibles aplicaciones de estos materiales.
17
Bibliografía

Smart L. y Moore, E., Química del estado sólido. Editorial Addison Wesley
Iberoamericana, 1995.

García Martínez, J. y Pérez Pariente, J., Materiales zeolíticos: síntesis, propiedades y
aplicaciones. Publicaciones de la Universidad de Alicante. 2003.

Burriel Martí, F., Conde Lucena, L., Arribas Jimeno, S., Hernáncez Méndez, J. Química
Analítica Cualitativa, Editorial Paraninfo, Madrid.1991
Tratamiento de residuos
Los restos de producto disueltos se arrojan al recipiente de disoluciones básicas de metales.
18
PREPARACIÓN DE HEXA(TIOCIANATO-N)CROMATO(III) DE POTASIO
TETRAHIDRATADO. ESTUDIO ESPECTROSCÓPICO (IR, UV-VISIBLE)
K3[Cr(NCS)6]·4H2O
K2Cr2O7 + 4 H2SO4 + 3 EtOH + 17 H2O  2 KCr(SO4)2·12H2O + 3 CH3CHO
KCr(SO4)2·12H2O + 6 KSCN  K3[Cr(NCS)6]·4H2O + 2 K2SO4 + 8 H2O
Objetivos
Estudio de la síntesis y reactividad del ion Cr(VI) y Cr(III) en diferentes compuestos y con
diferentes ligandos. Estudio de los compuestos finales vía métodos espectroscópicos y de sus
propiedades. Aprendizaje del tratamiento de compuestos contaminantes.
Introducción
El Cromo tiene como estado de oxidación más común Cr(III), y es además un ión esencial, que
puede llegar a ser tóxico en dosis muy grandes. La toxicidad de los compuestos de Cromo
depende de su estado de oxidación. Así los compuestos de Cr(VI) son muy oxidantes y en
algunos casos cancerígenos. El acido crómico y otras formas de Cr(VI) son de uso conocido en
la industria, para la fabricación de nuevos materiales y cubiertas.
Reactivos y peligrosidad
-
K2Cr2O7, dicromato potásico
-
EtOH, etanol
-
H2SO4, ácido sulfúrico
-
KSCN, tiocianato potásico
-
MeOH, metanol
KSCN y Cr(VI) son altamente tóxicos, por todas las vías, incluyendo el contacto con la piel. Se
recomienda el uso de guantes. Especial cuidado con el H2SO4 que produce quemaduras en la
piel. Consultar fichas de seguridad.
Procedimiento experimental
a) Alumbre de cromo: KCr(SO4)2·12H2O
Añadir, poco a poco, 3 ml de H2SO4 concentrado sobre 25 ml de H2O y posteriormente añadir
sobre la disolución 2,5 g de K2Cr2O7. Enfriar la disolución en un baño de hielo y añadir, gota a
gota, 1,5 ml de etanol absoluto, agitando constantemente. La temperatura de la disolución no
19
debe pasar nunca de 40C. Se deja cristalizar la disolución y una vez que crezcan los cristales se
filtran con succión, se lavan con un poco de agua muy fría y se secan sobre papel de filtro.
b) Hexa(tiocianato-N)cromato(III) de potasio: K3[Cr(NCS)6]·4H2O
Se calientan muy suavemente 3 g de tiocianato potásico en una cápsula hasta que se inicie la
fusión, la cual se verifica a una temperatura aproximada de 170C. Se continúa calentando
moderadamente y, al mismo tiempo, se van añadiendo sobre la sal fundida, en pequeñas
porciones con una espátula, 2,5 g de alumbre de cromo y potasio pulverizado (obtenido
previamente).
Las porciones añadidas no deben ser mayores de 0,25 g. La mezcla se agita bien después de
agregar cada porción, efectuando estas adiciones una vez que el desprendimiento de vapor de
agua sea moderado. Por último, la mezcla reaccionante de color violeta-rojizo, que es casi sólida
cuando la reacción está para terminar, se deja enfriar dentro de un desecador para evitar la
absorción de humedad. El sólido, una vez frío, se desmenuza rápidamente en 20 ml de alcohol de
95% contenidos en un mortero, y se tritura totalmente junto con el líquido. El residuo de K2SO4
se elimina mediante filtración por succión y se lava con 2,5 ml de alcohol.
Tanto el filtrado principal como el líquido de lavado se evaporan en baño maría hasta casi
sequedad, y el residuo semisólido (costras cristalinas color púrpura) se seca previamente a vacío,
y finalmente en un desecador con H2SO4. Operando así se suelen obtener unos 2 g de producto
final, que representa un rendimiento del 96% respecto al alumbre.
Estudio Estructural
1. Interpretar el espectro UV-Visible del alumbre de cromo (a1) y del complejo obtenido
(b1) asignando las transiciones posibles.
2. Interpretar el espectro IR del alumbre de cromo (a2 y a3) y del complejo preparado (b2).
3. Discutir y explicar el espectro experimental de infrarrojo que se presenta del alumbre de
cromo (a2).
4. Comparar, en las bandas más características, los espectros de IR del alumbre de cromo y
del complejo preparado (a2 y b2).
Espectros experimentales para su asignación
a) Alumbre de Cromo.
a1) Espectro de Ultravioleta Visible del Alumbre de Cromo (disolvente: agua)
20
Listado detallado de bandas en Ultravioleta Visible (nm, A)
1: 196, 2.586
2: 312, 0.052
3: 420, 0.024
4: 580, 0.019
a2) Espectro de Infrarrojo del Alumbre de Cromo (pastilla KBr):
Listado detallado de bandas en Infrarrojo Nº2. (cm-1, %T)
1: 3535.02, 45.47
5: 2347.91, 73.59
9: 706.67, 50.61
2: 3372.89, 23.83
6: 1644.02, 34.97
10: 607.47, 28.32
3: 2991.05, 12.30
7: 1104.05, -0.03
11: 552.51, 38.60
4: 2452.05, 80.20
8: 906.38, 73.70
12: 451.26, 63.00
21
b) Hexa(tiocianato-N)cromato(III) de potasio
b1) Espectro de Ultravioleta visible (disolvente agua)
Listado detallado de bandas en Ultravioleta Visible (nm, A)
1: 224, 6.000
2: 236, 5.398
3: 304, 4.481
4: 420, 0036
5: 564, 0.036
b2) Espectro de Infrarrojo (pastilla KBr):
Listado detallado de bandas en Infrarrojo:
22
Ensayos Complementarios
En los siguientes tubos de ensayo:
Tubo 1: Prepara una muestra de dicromato potásico con acido sulfúrico en agua destilada.
Tubo 2: Toma una muestra del líquido de reacción generado en la síntesis del alumbre de cromo.
Tubo 3: Prepara una muestra con alumbre de cromo y acido sulfúrico como en el tubo 1.
Añade 0.5ml de una disolución de difenilcarbacida (0.50g en 200ml de acetona) y déjalo estar
durante 5 minutos respectivamente, hasta cambio de color. Explica qué ha ocurrido y qué no ha
ocurrido en cada tubo. Añade a cada tubo metabisulfito sódico (1:2 respecto del reactivo de
cromo) o ácido ascórbico (se puede añadir KI para comprobar la total reacción) gota a gota hasta
observar si se produce algún cambio. Interpreta los resultados.
Cuestiones
1. Indica qué tipos de reacciones químicas tienen lugar en la obtención de hexa(tiocianato-N)
cromato(III) de potasio.
2. ¿Qué tipo de ligando es el SCN-? ¿Cuál es el átomo coordinador en este caso?
3. El compuesto preparado, ¿qué propiedades magnéticas tendrá?
Bibliografía

Brauer, G., "Química Inorgánica Preparativa", Editorial Reverté. Barcelona, 1958.

Schlessinger, "Preparación de Compuestos Inorgánicos", Continental. Méjico, 1965.
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Palmer, "Experimental Inorganic Chemistry", Cambridge University Press, Cambridge,
1970.
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Lever, A.B.P., Inorganic Spectroscopy, 2ª Edición. Elsevier. Amsterdan. 1984.

Ferraro, J.R., Low Frequency Vibration of Inorganic and Coordination Compounds,
Editorial Plenum Press, 1971.

Adams, D.A., Metal-Ligand and Related Vibrations, Editorial Edward Arnold, 1967.

Nakamoto, K., Infrared and Raman Spectra of Inorganic and Coordination Compounds.
Part B. Applications in Coordination, Organometallic and Bioinorganic Chemistry. 5ª
Edición, John Wiley, New York, 1997

Herrmann, M. S. J. Chem Educ. 1994, 71, 323

Lunn G.; Sansone, E. B. J. Chem. Educ. 1989, 66, 443.
23
Tratamiento de residuos
Los filtrados y residuos que contengan Cr(IV) deberán ser depositados en el recipiente específico
de residuos de Cr(IV). Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad y aspecto del
producto final, disolverlo en agua y verterlo en disoluciones ácidas o básicas de metales, según
su pH. Actuar de la misma forma con los filtrados y subproductos de las distintas operaciones
realizadas en la práctica que no contengan Cr(IV).
24
ESTUDIO POR ESPECTROSCOPIA IR DE LOS ISÓMEROS DE ENLACE
[Co(NO2)(NH3)5]Cl2 y [Co(ONO)(NH3)5]Cl2
[CoCl(NH3)5]2+ + H2O → [Co(H2O)(NH3)5]3+ + Cl[Co(H2O)(NH3)5]3+ + NO2- → [Co(ONO)(NH3)5]2+ + H2O
[Co(ONO)(NH3)5]2+ → [Co(NO2)(NH3)5]2+
Objetivos
- Experiencia en la síntesis clásica de compuestos de coordinación.
- Entender la isomería de enlace.
- Experiencia con el uso de la espectroscopia de IR para distinguir los isómeros de enlace.
Introducción
Los isómeros de enlace contienen el mismo ligando pero uno o más ligandos se coordinan al
metal a través de átomos diferentes. Estos ligandos se dice que son ambidentados.
El ión NO2- tiene pares de electrones solitarios sobre los átomos de oxígeno y sobre el nitrógeno,
y puede coordinar a metales a través de ambos. Con ciertos metales, se pueden observar ambas
formas de coordinación al mismo fragmento metálico.
En este ejemplo, el ión NO2- es ambidentado lo que da lugar a dos isómeros de enlace. En la
forma nitro el ligando se enlaza a través del par libre en el átomo de N. En la forma nitrito el
enlace se forma por donación del par libre del oxígeno (Figura 1). Los complejos nitro y nitrito
se pueden distinguir por el color y mediante su espectro de IR.
Nitro
Nitrito
Figura 1
Previo a la síntesis de estos compuestos hay que preparar el complejo [CoCl(NH3)5]Cl2. Este
compuesto es una de las aminas de cobalto más importantes y, sustrato de partida para la
preparación de muchos complejos de cobalto.
Las estructuras de los tres complejos preparados en este laboratorio se representan en la Figura 2
25
O
O
2+
O
H3N
NH3
H3N
NH3
H3N
NH3
H3N
NH3
H3N
[Co(NH3)5Cl]Cl2
NH3
Co
NH3
NH3
2+
O
Co
Co
H3N
N
2+
N
Cl
NH3
NH3
[Co(NO2)(NH3)5]Cl2
[Co(ONO)(NH3)5]Cl2
Figura 2
Reactivos y peligrosidad
- CoCl2.6H2O, Cloruro de cobalto(II) hexahidratado
- NaNO2, nitrito sódico
- NH4Cl, Cloruro amónico
- NH3, amoniaco concentrado
- H2O2, Agua oxigenada
-HCl(ac), ácido clorhídrico concentrado
- EtOH, Etanol
- Acetona
Hay que tener cuidado con el HCl(ac) concentrado es corrosivo, provoca quemaduras e irrita las
vías respiratorias, y con el H2O2. Se aconseja el uso de guantes. Consultar fichas de seguridad.
Procedimiento experimental
a) Síntesis de cloruro de pentamminoclorurocobalto(III)
2CoCl2.6H2O + 2NH4Cl + 8NH3 + H2O2 → 2[Co(H2O)(NH3)5]Cl3
HCl
[Co(H2O)(NH3)5]Cl3 → [CoCl(NH3)5]Cl2 + H2O
calor
Se disuelven 2,5 g de NH4Cl en 15 ml de amoníaco concentrado en vitrina. A esta disolución,
bajo agitación, se añaden lentamente, en pequeñas porciones, 5 g de CoCl2.6H2O finamente
dividido, esperando que se disuelva cada porción antes de añadir la siguiente. Se forma un
precipitado de cloruro de hexaamin-Co(II) con desprendimiento de calor.
A la suspensión amoniacal caliente, se añade, rápidamente, desde una bureta 4 ml de H2O2 al
30%. Durante la oxidación es muy importante una agitación constante. La reacción es muy
exotérmica y transcurre con efervescencia. Cuando ésta cesa, la disolución tiene un color rojo
oscuro debido a la sal de acuopentaamino Co(III) formada. Se añaden entonces, lentamente, 15
ml de HCl(ac) concentrado a la disolución agitada y caliente. Durante la neutralización, se eleva la
temperatura y se desprenden humos blancos de NH4Cl (por lo que es necesario realizarla en
vitrina). El producto deseado, de color púrpura, precipita lentamente de la mezcla de reacción.
26
La mezcla se calienta durante 15 minutos en un baño de vapor, se deja enfriar a temperatura
ambiente y se filtra por succión. El precipitado se lava con varias porciones de agua helada
(0ºC), y después con un volumen igual de HCl 6M, previamente enfriado. Para facilitar el
secado, el sólido obtenido se lava con alcohol y con acetona. El secado se termina por
calentamiento en estufa a 100ºC. El rendimiento es de un 90%.
b) Preparación de clururo de pentammino(nitrito-N)cobalto(III)
Se disuelven 5 g de [CoCl(NH3)5]Cl2 en 70 ml de agua y 7,5 ml de amoniaco concentrado por
calentamiento en baño de agua. Cuando la mayor parte del compuesto se ha disuelto se filtra y
enfría entorno a 10ºC. A esta temperatura se acidula la solución con HCl(ac) (1:2) hasta pH 1.
Después se añaden 5 g de nitrito sódico y se calienta hasta disolver el precipitado rojo formado.
Se agregan 65 ml de HCl(ac) concentrado y se enfría con hielo. Al cabo de unas horas se recogen
los cristales amarillo castaño por filtración; se lava con etanol y se seca al aire o en un desecador
sobre gel de sílice.
c) Preparación de cloruro de pentammino(nitrito-O)cobalto(III)
Disolver 5 g de [CoCl(NH3)5]Cl2 en 18 ml de NH3 concentrado y 80 ml de agua, calentado en un
baño de agua. Cuando se haya logrado solubilizar la mayor parte del compuesto, se filtra el resto
y se neutraliza la solución con HCl(ac) (1:2). La neutralización debe ser cuidadosa, dependiendo
de ello el éxito de la preparación. Se añaden, a temperatura ambiente, 5 g de NaNO2 y una vez
disueltos, 5 ml de HCl(ac) (1:1) con agitación. Se forma gradualmente un precipitado rojo; se
filtra y se lava con un poco de agua fría y alcohol. Se seca en un desecador sobre gel de sílice.
27
Estudio Estructural
1. Asigna las bandas de los espectros de IR de los diferentes compuestos.
Espectros de [CoCl(NH3)5]Cl2
28
Espectro de [Co(NO2)(NH3)5]Cl2
(cm-1, %T):
Espectro de [Co(ONO)(NH3)5]Cl2
(cm-1, %T):
1: 3278.39, 5.77
4:1616.06, 36.92
7: 852.38, 23.45
2: 2329.59, 67.52
5: 1454.06, 24.61
8: 593.69, 65.29
3:2132.88, 67.34
6: 1064.51, 14.20
495.62, 68.29
29
Cuestiones
1. ¿Cabría esperar que en el espectro IR de estos compuestos apareciese la Co-Cl)? Razónalo.
2. Justifica como diferenciarías por espectroscopia IR la coordinación del grupo NO2- a través
del átomo de N ó de O.
3. ¿Pueden los ligandos nitro y nitrito actuar como bidentados?
4. En el complejo [Co(NO2)(NH3)5]Cl2 el Co(III) está coordinado a 5 moléculas de NH3 y un
grupo NO2. Puesto que en ambos tipos de ligandos la coordinación al metal tiene lugar a través
del mismo átomo dador, ¿esperas que la Co-N(NH3) y Co-N(NO2) aparezcan a la misma
frecuencia? Si esto es así, ¿cómo diferenciarías cual corresponde a cada ligando?
Bibliografía

Adams, D.M. y Raynor, J.B., Química Inorgánica. Práctica Avanzada. Editorial Reverté,
1966.

Nakamoto, K., Infrared and Raman Spectra of Inorganic and Coordination Compounds.
Part B. Applications in Coordination, Organometallic and Bioinorganic Chemistry. 5ª
Edición Wiley, 1997.

Housecroft, C.E. y Sharpe, A.G. Química Inorgánica. Editorial Pearson, Prentice Hall.
2ªed. en español (2006). 3ªed. en inglés (2008).
Tratamiento de residuos
Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad y aspecto del producto final, disolverlo en
agua y verterlo en disoluciones ácidas o básicas de metales, según su pH. Todos los residuos
generados durante la práctica se deberán poner en disoluciones ácidas o básicas de metales según
su pH
30
TETRAOXALATO DE DI–μ-HIDROXIDODICOBALTATO(III) DE POTASIO
2 [Co(C2H3O2)2·4H2O] + 4 [K2C2O4·H2O] + H2O2
K4[Co2(C2O4)4(OH)2]·3H2O + 4 KC2H3O2 + 9 H2O
Objetivos
Se pretende preparar un compuesto de coordinación dinuclear de cobalto(III) con ligandos
quelatos dadores de oxígeno y obtener información estructural del mismo a partir de la
espectroscopia de infrarrojo y UV-visible.
Introducción
Los compuestos de coordinación de Co(III) con geometría octaédrica son los más comunes para
este elemento, presentando una configuración de bajo espín incluso con ligandos de campo débil,
como en el ión complejo [Co(H2O)6]3+, debido a la elevada energía de estabilización del campo
cristalino que supone la configuración t62g.
Aunque los complejos de Co(III) con ligandos dadores de oxígeno son menos estables que
aquellos que contienen ligandos dadores de nitrógeno, si son ligandos quelatantes, como en este
caso el oxalato, son estables.
Reactivos y peligrosidad
Acetato de cobalto tetrahidratado; [Co(C2H3O2)2·4H2O]
Oxalato de potasio monohidratado; [K2C2O4·H2O]
Acido acético glacial;
Peróxido de hidrógeno; H2O2
Etanol
Acetona
El peróxido de hidrógeno es tóxico, corrosivo y puede causar quemaduras graves. Consultar
fichas de seguridad.
Procedimiento experimental
Una mezcla de 2.0 g (0.008 mol) de acetato de cobalto(II) tetrahidratado, 5.0 g (0.027 mol) de
oxalato de potasio monohidratado y 0.5 ml de ácido acético glacial en 15 ml de H2O se coloca en
un vaso de precipitados protegida de la luz (mediante papel de aluminio), se agita
magnéticamente y se calienta a 55ºC hasta completa disolución. A continuación se añaden gota a
31
gota 6 ml de peróxido de hidrógeno al 6% en un tiempo aproximado de 15 minutos. Mientras la
reacción transcurre, la temperatura se mantiene a 55ºC enfriando con hielo. Precipita un sólido
verde oscuro que se filtra, se lava con agua a 0ºC, etanol y por último con acetona, secándose en
la oscuridad a 40ºC. El rendimiento es de 2.71 g (94%).
Estudio Estructural
Interpretar los espectros de infrarrojo y de UV-visible.
Bibliografía

Huheey, J.E., Keiter, E.A. y Keiter, R.L. Inorganic Chemistry: Principles of Structure and
Reactivity. 4ª Ed. Harper Collins. New York. 1993. (Edición en español: Oxford
University Press, Mexico, 2001.)
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Douglas, B.E., McDaniel, D.H. y Alexander, J.J. Concepts and Models of Inorganic
Chemistry. 3ª Ed. John Wiley & Sons. New York 1994. (Edición en español: 2ª Edición.
Reverté. Barcelona, 1987).
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Shriver, D.F., Atkins, P.W. y Langford, C.H. Inorganic Chemistry. 4ª Edición. Oxford
University Press. Oxford, 2006. (Edicion en español: 2ª Edición: Reverté, Barcelona,
1998),

Lever, A.B.P. “Inorganic Electronic Spectroscopy”. 2ª Edición. Elsevier. Amsterdan.
1984.

Nakamoto, K. “Infrared and Raman Spectra of Inorganic and Coordination Compounds”.
John Wiley and sons. Nueva York. 1997.
Residuos
Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad y aspecto del producto final, disolverlo en
amoníaco y verterlo en el recipiente de disoluciones básicas de metales.
32
Espectro Infrarrojo (KBr)
1: 3398.92 cm-1;
6: 1259.29 cm-1;
2: 3312.14 cm-1;
7: 1088.62 cm-1;
3: 1681.18 cm-1;
8: 811.88 cm-1;
4: 1644.98 cm-1; 5: 1420.32 cm-1;
9: 558.29 cm-1;
10: 478.26 cm-1;
11: 444.51 cm-1;
Espectro UV-Visible (Disolvente H2O)
1: 244 nm (A: 2.000)
2: 324 nm (A: 0.126) 3: 416 nm (A: 0.001) 4: 616 nm (A: 0.003)
33
CLORURO DE HEXAAMMINOCOBALTO(III): [Co(NH3)6]Cl3. SÍNTESIS Y ESTUDIO
ESPECTROSCÓPICO (IR Y UV-Visible).
2 CoCl2•6H2O + 2 NH4Cl + 10 NH3 + H2O2
2 Co(NH3)6Cl3 + 14 H2O
Objetivos
Sintetizar un compuesto de coordinación aplicando los conocimientos relacionados con los
fenómenos de complejación, oxidación-reducción, acidez y precipitación.
Introducción
Los complejos de cobalto (III) son muy numerosos. Debido a que las reacciones de intercambio
de ligandos son relativamente lentas, tanto la isomería como los caminos de reacción han sido
extensamente estudiados. La mayoría de estos complejos son octaédricos, aunque hay algunos
ejemplos de compuestos tetraédricos, planos, y antiprismas cuadrados.
El cobalto (III) muestra una afinidad particular por ligandos N-dadores, la mayoría de sus
complejos contienen NH3, etilendiamina, grupos NO2, o grupos SCN enlazados por el nitrógeno.
En general la preparación de estos complejos conlleva la adición de amoniaco u otro donador de
nitrógeno a una disolución de cobalto (II), seguida de una oxidación con peróxido de hidrógeno
o burbujeando aire a través de la mezcla en presencia de carbón catalítico activado.
En la preparación del complejo hexaamminocobalto(III) en disolución acuosa se establece un
equilibrio previo significativo entre los complejos octaédricos, hexaacuocobalto (II) y
haxaamincobalto (II), debido a que tienen constantes de disociación semejantes, K1 y K2
respectivamente según el equilibrio:
Co(II) + 6 H2O
Co(II) + 6 NH3
K1
K2
[Co(H2O)6]2+
[Co(NH3)6]2+
La síntesis del complejo hexaamminocobalto(III) es posible solamente cuando se utiliza un
oxidante como el peróxido de hidrógeno, H2O2 (Eo = 1.77 V), que es capaz de oxidar la especie
cobalto (II) a cobalto (III).
34
La complejación con el amoniaco del cobalto (III) estabiliza a dicha especie debido a que en
disolución acuosa no es posible tener cobalto (III) libre porque es un oxidante fuerte capaz de
oxidar el agua:
2 H+ + ½ O2 + Co(II)
H2O + Co(III)
La formación del complejo [Co(NH3)6]3+ a partir de [Co(NH3)6]2+ se favorece debido a que el
potencial de este par redox es sumamente pequeño (Eo = 0.1 V) si se compara con el potencial
estándar de los pares redox Co(III)/Co(II) (Eo = 1.8 V) y H2O2 (Eo = 1.77 V) por lo que el
siguiente equilibrio se encuentra desplazado hacia la derecha:
[Co(NH3)6]2+ + 1 e-
[Co(NH3)6]3+
En la síntesis de [Co(NH3)6]3+ se incorpora en el medio de reacción un sistema regulador de pH,
(NH3/NH4+), con la finalidad de evitar que los equilibrios competitivos derivados de fenómenos
de acidez se desplacen hacia la formación de productos indeseables, como sucede con el
amoniaco en condiciones fuertemente ácidas y con el cobalto (II) en medio básico:
NH3 + H+
NH4+
Co(II) + 2 OH-
Co(OH)2
Reactivos y peligrosidad
-
Cloruro amónico (NH4Cl);
-
Cloruro de cobalto(II) hexahidratado (CoCl2•6H2O);
-
Amoniaco concentrado (NH3);
-
Agua oxigenada (H2O2);
-
Ácido Clorhídrico concentrado (HCl(ac)).
El HCl(ac) concentrado es corrosivo, provoca quemaduras e irrita las vías respiratorias. El
peróxido de hidrógeno es tóxico, corrosivo y puede causar quemaduras graves. Consultar fichas
de seguridad.
Procedimiento experimental
Disolver 3 g de cloruro amónico y 4.5 g de CoCl2•6H2O en 6.5 ml de agua hirviendo. Añadir 0.5
g de carbón activo y enfriar en hielo. Añadir 20 ml de amoniaco concentrado y mantener la
disolución a 10 oC o menos. Añadir lentamente, en pequeñas porciones, 9.0 ml de peróxido de
hidrógeno de 6(%) y/o 20 vol, agitando vigorosamente la disolución durante la adición.
Aumentar gradualmente la temperatura hasta 50-60 oC y mantener el matraz a esta temperatura,
35
con agitación frecuente, hasta que desaparezcan las últimas trazas de coloración rosa (de igual
forma la oxidación se puede llevar a cabo haciendo pasar una corriente de aire por la disolución).
Posteriormente enfriar el contenido del matraz en un baño de hielo para favorecer la
precipitación del complejo. Filtrar el precipitado a vacío, utilizando un embudo büchner y papel
de filtro. Transferir el precipitado a un vaso que contiene una disolución hirviendo de 2.5 ml de
ácido clorhídrico en 75 ml de agua. Calentar a ebullición hasta que se disuelva el precipitado,
filtrar a vacío y en caliente para eliminar el carbón activo. Añadir 10 ml de ácido clorhídrico
concentrado al filtrado y enfriar la disolución en hielo. Recoger los cristales castaño-dorados y
secarlos lavando con acetona. Si es necesario, el complejo puede recristalizarse en agua que
contenga un poco de ácido clorhídrico.
Estudio Estructural
1.- Interpretar el espectro infrarrojo.
2.- Asignar las bandas que aparecen en el espectro UV-Visible
Ensayos Complementarios
- Preparar 50 ml de una disolución 10-3 M del complejo y medir la conductividad eléctrica de
dicha disolución.
Cuestiones
1.- Calcular el rendimiento de la reacción.
2.- Indicar la estructura del compuesto.
3.-¿Qué papel desempeña el carbón activo en la reacción?
4.- Define conductividad molar y relaciona la conductividad molar observada con el número de
iones por mol de soluto, proponiendo el correspondiente equilibrio.
Gestión de residuos
- Añadir los filtrados de las distintas filtraciones a disoluciones ácidas o básicas de metales en
función de su pH.
- Entregar al profesor el compuesto obtenido.
Bibliografía

Adams, D. M.; Raynor, J. B., Química Inorgánica práctica Avanzada. Editorial Reverté,
Barcelona, 1966.
36

Schlessinger, G. G. Preparación de compuestos inorgánicos en el laboratorio. 1a edición en
español 1965.

Colthup, N.B., Daly, L.H., Wiberley, S.E., Academic Press. Introduction to Infrared and
Raman Spectroscopy. London 1990.

Bellamy, L.J., Chapman and Hall, The Infrared Spectra of Complex Molecules” 3ª ed.
Cambridge, 1975.

Nakamoto, K. “Infrared and Raman Spectra of Inorganic and Coordination Compounds”,
Part. B Applications in Coordination Organometallic and Bioinorganic Chemistry 5ª
Edición. Wiley, New York. 1997.

Cotton, F. A., Wilkinson, G., Murillo, C. A., Bochann, M., Advanced Inorganic Chemistry,
6ª edición. Wiley-Interscience, 1999.

Lever, A.B.P., Inorganic Electronic Spectroscopy. Editorial Elsevier. Amsterdam (1984).

Greenwood N.N. and Earnshaw, N.N. The Chemistry of the Elements. Editorial Pergamon
Press, Oxford ( 1ª edición 1984; 2ª edición 1997).
Espectro Infrarrojo (en KBr)
1: 3241.75 cm-1
2: 3172.29 cm-1
5: 1617.98 6: 1327.75 cm-1
7: 830.20 cm-1
37
Espectro UV-Visible (Disolvente H2O)
A
1: 216 nm (A: 3.410)
2: 340 nm (A: 0.105) 3: 476 nm (A: 0.125)
38
COMPLEJOS DE Ni(II) CON FOSFINAS: SÍNTESIS DE NiCl2(PPh3)2 y Ni(NCS)2(PPh3)2
Objetivos
En esta práctica se van a sintetizar dos complejos de Ni(II) con trifenilfosfina y diferentes
ligandos X, con el fin de analizar su diferente color y magnetismo para determinar su geometría.
Introducción
Las geometrías, propiedades magnéticas y color de los complejos con fórmula NiL2X2 se ven
afectadas drásticamente tanto por la naturaleza de la fosfina L como por la del ligando X.
Reactivos y peligrosidad
-
NiCl2.6H2O, cloruro de níquel(II) hexahidratado y Ni(NO3)2·6 H2O, nitrato de níquel(II)
hexahidratado
-
P(C6H5)3, trifenilfosfina
-
Butanol
-
Ácido acético glacial
-
NaSCN, tiocianato sódico
Tanto las sales de níquel como las fosfinas son tóxicas e irritantes. El NaSCN es altamente
tóxico por todas las vías, incluyendo el contacto con la piel. Es necesario utilizar guantes en la
manipulación de todas las sustancias.
Procedimiento experimental
1) Síntesis de NiCl2(PPh3)2
NiCl2.6H2O + 2P(PPh3)3  NiCl2(PPh3)2 + 6H2O
Método A
Sobre una disolución de 2.5 g de NiCl2.6H2O en 30 mL de butanol (en vitrina) se añade una
disolución caliente de 5.0 g de trifenilfosfina en 50 mL de butanol. La mezcla se calienta a
reflujo durante una hora bajo atmósfera inerte. Si al enfriar no se observa la formación de un
precipitado verde oliva reducir el volumen de disolvente hasta que aparezca sólido. El sólido se
filtra, se lava con etanol seco y éter etílico y se seca a vacío.
Método B
Una disolución de 2.5 g de NiCl2.6H2O en la mínima cantidad de agua se diluye con 50 ml de
ácido acético glacial en vitrina. Sobre esta disolución se añade con agitación una disolución de
39
5.0 g de trifenilfosfina en 25 ml de ácido acético glacial. El precipitado microcristalino de color
verde oliva formado se mantiene en las aguas madres durante 24 horas, obteniéndose cristales de
color verde oscuro que se filtran, se lavan con acético glacial y se secan a vacío.
2) Síntesis de Ni(NCS)2(PPh3)2
Ni(NO3)2.6H2O + 2NaSCN  Ni(NCS)2 + 2NaNO3 + 6H2O
Ni(NCS)2 + 2PPh3  Ni(NCS)2(PPh3)2
Se disuelven 1.5 g de Ni(NO3)2.6H2O en 50 ml de butanol (en vitrina) calentando ligeramente si
fuera necesario. A la disolución anterior se le añaden 0.8 g de NaSCN finamente dividido y la
mezcla se refluye durante 2 horas. Tras enfriar, el NaNO3 formado y el exceso de NaSCN se
separan por filtración. A la disolución verde que contiene Ni(NCS)2 se le añade una disolución
de 2.8 g de trifenilfosfina en 30 ml de butanol y la mezcla se calienta a reflujo durante 30
minutos. El precipitado rojo se filtra, se lava con etanol y éter etílico y se seca a vacío.
Estudio Estructural
1.- Asignar las bandas que aparecen en el espectro de infrarrojo indicando el modo de
coordinación del ligando SCN-.
2.- Interpretar los espectros de UV-Vis.
Ensayos Complementarios
1.- Los compuestos sintetizados presentan termocromismo cuando se enfrían a la temperatura del
N2 líquido. El complejo NiCl2(PPh3)2 pasa de verde a violeta mientras que Ni(NCS)2(PPh3)2
pasa de rojo a naranja. Comprobar este fenómeno y explicar a qué se debe el cambio de color
observado.
2.- Medir el momento magnético de los dos complejos y calcular el número de electrones
desapareados.
Cuestiones
1.- Calcular el rendimiento de todas las síntesis.
2.- Justificar las geometrías y propiedades magnéticas de los dos complejos.
40
Bibliografía

Bellamy, L. J. The Infrared Spectra of Complex Molecules, Chapman and Hall, 3ª
edición, Cambridge, 1975.

Nakamoto, K. Infrared and Raman Spectra of Inorganic and Coordination Compounds,
Part B: Applications in Coordination, Organometallic and Bioinorganic Chemistry, Wiley
5ª ed., New York, 1997.

Cotton F. A and Wilkinson, G., Advanced Inorganic Chemistry, Wiley Interscience, 5ª
edición, New York, 1988.

Lever, B. P., Inorganic Electronic Spectroscopy, Elsevier, Amsterdam, 1984.
Gestión de residuos
Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad y aspecto de los sólidos obtenidos, se
disuelven en diclorometano y, dependiendo del pH de la disolución resultante, se tiran a
disoluciones ácidas o básicas de metales. Si el resto de las disoluciones son coloreadas se tiran a
disoluciones ácidas o básicas de metales, según su pH. Si son incoloras se tiran a disolventes
orgánicos no clorados.
Espectro infrarrojo de NiCl2(PPh3)2 (pastilla KBr)
41
Espectro infrarrojo de Ni(NCS)2(PPh3)2 (pastilla KBr)
Espectro UV-Visible de NiCl2(PPh3)2 en CH2Cl2
42
Espectro UV-Visible de Ni(NCS)2(PPh3)2 en CH2Cl2
43
EFECTO DE LA SIMETRÍA SOBRE EL ESPECTRO DE INFRARROJO DEL GRUPO
SULFATO. SÍNTESIS DE [Co(NH3)6]2(SO4)3·H2O y [Co(SO4)(NH3)5]Br.
Objetivos
Sintetizar dos diferentes complejos hexacoordinados de cobalto que contienen el grupo sulfato y
llevar a cabo la caracterización estructural de los mismos mediante las técnicas de espectroscopia
infrarroja y ultravioleta-visible. Estudiar los modos de coordinación del grupo sulfato y el efecto
de la simetría sobre el espectro infrarrojo.
Introducción
Toda molécula o ión tetraédrico regular AB4 debe presentar sólo dos absorciones fundamentales
en el espectro de infrarrojo. Las vibraciones que producen estas absorciones pueden describirse
en términos aproximados como vibraciones de tensión
y de deformación; ambas están
triplemente degeneradas. En el caso de un ión sulfato, se observan de hecho dos absorciones
intensas en el infrarrojo. Si, en un cristal determinado, la simetría en torno al grupo sulfato es
menor que la tetraédrica, pueden verse entonces absorciones adicionales debidas a vibraciones
prohibidas cuando es aplicable una simetría totalmente tetraédrica.
Se conocen complejos en los que el grupo sulfato es iónico, mono o bidentado. El
desdoblamiento y cambios de intensidad de las bandas de absorción debidos a este grupo ilustran
claramente los efectos de la disminución progresiva de la simetría del ión.
Reactivos y peligrosidad
Co(NH3)6Cl3, cloruro de hexaamminocobalto(III)
CoCl26H2O: Cloruro de cobalto(II) hexahidratado. Puede causar irritación. Puede originar
reacción alérgica.
NH4Cl: cloruro amónico. Produce enrojecimiento de la piel
H2O2: Agua oxigenada. Provoca quemaduras. Irrita las vías respiratorias.
HCl(ac): Ácido clorhídrico. Provoca quemaduras. Irrita las vías respiratorias.
NH3 30%: Amoniaco. Provoca quemaduras.
H2SO4: Ácido sulfúrico. Provoca quemaduras graves.
HBr: Ácido bromhídrico. Provoca quemaduras. Irrita las vías respiratorias.
Etanol: Muy inflamable.
Acetona: Fácilmente inflamable. Irrita los ojos. La inhalación de vapores puede provocar
somnolencia y vértigo
44
Recordatorio: Es obligatorio el uso de guantes y gafas de seguridad. Ver etiquetado de los
productos y consultar fichas de seguridad.
Procedimiento experimental
a)
Preparación del complejo Co(NH3)6(SO4)3.H2O
Co(NH3)6Cl3 + 3 H2SO4
Co(NH3)6(SO4)3.H2O + 6 HCl
Disolver 2.5 g de Co(NH3)6Cl3 en 25 ml de agua caliente y mezclarlos con 25 ml de ácido
sulfúrico 20%. Calentar la disolución a 60C y añadir 12.5 ml de etanol del 95%. Calentar
durante unos minutos en baño de agua para disolver el sólido y dejarlo cristalizar. Después de 24
horas la cristalización será completa, lavar los cristales a vacío con etanol del 95% hasta que el
filtrado sea neutro. Disolver la sal en agua caliente y precipitar por adición de etanol. Filtrar y
lavar con etanol hasta eliminar el ácido. Secar al aire. Si es necesario puede realizarse una
posterior recristalización en agua caliente.
La preparación del complejo [Co(SO4)(NH3)5]Br requiere la síntesis previa del compuesto
CoCl(NH3)5Cl2.
b)
Preparación del complejo CoCl(NH3)5Cl2
2 CoCl2.6 H2O + 2 NH4Cl + 8 NH3 + H2O2
[Co(H2O)(NH3)5]Cl3 + HCl
2 [Co(H2O)(NH3)5]Cl3
[CoCl(NH3)5]Cl2 + H2O
Se disuelven 2,5 g de NH4Cl en 15 ml de amoníaco concentrado. A esta disolución, bajo
agitación, se añaden lentamente, en pequeñas porciones, 5 g de CoCl2.6H2O finamente dividido,
esperando que se disuelva cada porción antes de añadir la siguiente. Se forma un precipitado de
cloruro de hexaamminoCo(II) con desprendimiento de calor.
A la suspensión amoniacal caliente, se añade, rápidamente, desde una bureta 4 ml de H2O2 al
30%. Durante la oxidación es muy importante una agitación constante. La reacción es muy
exotérmica y transcurre con efervescencia. Cuando ésta cesa, la disolución tiene un color rojo
oscuro debido a la sal de acuopentaamminoCo(III) formada. Se añaden entonces, lentamente, 15
ml de HCl(ac) concentrado a la disolución agitada y caliente. Durante la neutralización, se eleva la
45
temperatura y se desprenden humos blancos de NH4Cl (por lo que es necesario realizarla en
vitrina) y el producto deseado, de color púrpura, precipita lentamente de la mezcla de reacción.
La mezcla se calienta durante 15 minutos en un baño de vapor, se deja enfriar a temperatura
ambiente y se filtra por succión. El precipitado se lava con varias porciones de agua helada
(0C), y después con un volumen igual de HCl 6M, previamente enfriado. Para facilitar el
secado, el sólido obtenido se lava con alcohol y con acetona. El secado se termina por
calentamiento en estufa a 100C. El rendimiento es de un 90%.
c)
Preparación del Co(SO4)(NH3)5Br
CoCl(NH3)5Cl2 + H2SO4 + HBr
Co(SO4)(NH3)5Br + 3 HCl
En una vitrina, agitar 5 g de CoCl(NH3)5Cl2 con 18 g de ácido sulfúrico concentrado en una
cápsula de porcelana; añadir el ácido en pequeñas porciones, de forma que el desprendimiento de
cloruro de hidrógeno gas no sea violento. Cuando cesa el desprendimiento, calentar la masa
oleaginosa resultante en un baño de agua durante 4 horas, en las que se desprenderá más cloruro
de hidrógeno. Diluir con agua y seguir calentando en baño de agua hasta que no haya
evaporación. Verter el líquido en un vaso y diluir con dos volúmenes de agua. Si es necesario,
filtrar, operando lo más rápidamente posible. Dejar durante 24 horas, tiempo en el que precipita
el sulfato de ácido, con buen rendimiento, en forma de placas rectangulares brillantes de color
rojo-violeta. Decantar el líquido madre fuertemente coloreado y transferir los cristales a una
placa filtrante. Lavar con etanol del 95% y secar al aire.
Disolver 2 g de sulfato de ácido en 60 ml de agua fría y tratar la disolución con una mezcla de
ácido bromhídrico concentrado (punto de ebullición 126 C) y 40 ml de agua. Añadir
gradualmente etanol con agitación con lo que precipita el producto en forma de polvo cristalino
fino de color rojo-violeta. Lavar con alcohol hasta eliminar el ácido y secar al aire.
Estudio Estructural
1.- Relaciona cada espectro UV-Visible con su compuesto y asigna las bandas.
2.- Relaciona cada espectro de IR con su compuesto y asigna las bandas. Compáralas con las del
ión sulfato sencillo.
Ensayos complementarios
Preparar 50 ml de disolución 10-3 M de cada uno de los tres compuestos sintetizados y medir la
conductividad eléctrica de estas disoluciones.
46
Cuestiones
1.- Calcular el rendimiento de los tres procesos de síntesis.
2.- Indicar las reacciones que tienen lugar en la preparación del complejo Co(NH3)5ClCl2.
3.- Indicar la estructura de los tres compuestos.
4.- Define conductividad molar y relaciona la conductividad molar observada con el número de
iones por mol de soluto.
Gestión de residuos
Las disoluciones obtenidas de las distintas filtraciones se recogerán en las garrafas de
disoluciones ácidas o básicas de metales en función de su pH.
Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad y aspecto de los productos finales:
Co(SO4)(NH3)5Br y Co(NH3)6(SO4)3.H2O, disolverlos en agua y verterlos en disoluciones
ácidas o básicas de metales, según su pH.
Bibliografía

Adams, D.M. y Reynor, J.B., “Química Inorgánica Práctica Avanzada”, Reverté, Barcelona
1996.

Nakamoto, K. “Infrared Spectra of Inorganic and Coordination Compounds”. Part. B:
Applications in Coordination, Organometallic and Bioinorganic Chemistry, 5ª Ed. Wiley,
1997.

Angelici, R.J., “Synthesis and Technique in Inorganic Chemistry”. W.B.Saunders Co.,
1969. Pág. 25.

Schlessinger, G.G. “Preparación de Compuestos Inorgánicos en el Laboratorio”. Ed.
Continental, 1986. Pág. 247.

Brauer, G., “Química Inorgánica Preparativa” Reverté, 1958. Pág. 922.

Adams, D.M. y Raynor, J.B., "Química Inorgánica. Práctica Avanzada” Reverté, 1966.
Pág. 63.

Referencias de consulta básica en la Guía Docente de la asignatura.
47
Espectro infrarrojo (en KBr) Nº1
1: 3260 cm-1 2: 1615 cm-1 3: 1324 cm-1 4: 1151 cm-1 5: 1043 cm-1
6: 973 cm-1
7: 845 cm-1
8: 582 cm-1
9: 454 cm-1
Espectro infrarrojo (en KBr) Nº3
1: 3234 cm-1 2: 3179 cm-1 3: 1618 cm-1 4: 1330 cm-1 5: 1113 cm-1
6: 821 cm-1
7: 619 cm-1
48
Espectro UV-visible (en H2O) Nº1
1: 352 nm
2: 504 nm
Espectro UV-visible (en H2O) Nº3
49
COMPLEJOS DE COBRE (II) HEXACOORDINADOS: SERIE ESPECTROQUÍMICA.
PREPARACIÓN DE YODURO DE DIACUOBIS(ETILENDIAMINA)COBRE (II).
Objetivos
El objetivo de esta práctica consiste en la síntesis de diferentes complejos hexacoordinados de
Cu(II) para ser estudiados por espectroscopía visible-uv. Se analizará el diferente
desdoblamiento del campo en función de la naturaleza de los ligandos presentes en la esfera de
coordinación del metal.
Introducción
Prácticamente todas las sales y complejos de cobre (II) son coloreados y un gran número de ellos
verdes o azules. Estos colores son debidos a la presencia de una banda de absorción en la región
de 600-900 nm del espectro electromagnético, generalmente son bandas asimétricas y parecen
englobar varias transiciones cercanas. La mayoría de las sales de cobre se disuelven fácilmente
en agua formando el acuo ion. Añadiendo diferentes ligandos a estas disoluciones acuosas es
posible desplazar sucesivamente las moléculas de agua, aunque es muy difícil llegar a sustituir
las seis moléculas coordinadas. Con amoníaco se sustituyen hasta cinco pero para conseguir la
sexta se necesita trabajar con amoníaco líquido. De igual modo sucede con la etilendiamina
(H2NCH2CH2NH2C2N2H8) que sólo consigue la sustitución total de las moléculas de agua
trabajando con un gran exceso de amina. Un elevado número de complejos con aminas son de
color azul, debido al desplazamiento de la banda de absorción a mayores energías. En esta
práctica vamos a observar este desplazamiento modificando el entorno hexacoordinado del
cobre: O6, N2O4 y N4O2, formando complejos con AEDT y etilendiamina.
Reactivos
- Cu(CH3CO2)2.H2O, acetato de cobre(II) monohidratado
- C2N2H8 etilendiamina
- KI yoduro potásico
- CuSO4.5H2O sulfato de cobre(II) pentahidratado
- Na2H2.AEDT sal disódica del ácido etilendiaminotetracético
Peligrosidad
Ver etiquetado y consultar fichas de seguridad.
La etilendiamina es un producto inflamable y tóxico (nocivo por inhalación, contacto con la piel
e ingestión), por lo que todas las manipulaciones en las que este producto participe, deben
realizarse en una campana extractora de gases. Consultar fichas de seguridad.
50
Procedimiento experimental
a) [Cu(CH3COO)2.H2O]2 + 4C2N2H8 + 4KI + 2 H2O  2 [Cu(en)2(H2O)2]I2 + 4 K(CH3CO2)
En un vaso de precipitados de 100 cm3 se disuelven 0.9 g, (4,7 mmol) de acetato de cobre (II)
monohidratado en 3 cm3 de agua y se añade, gota a gota y con agitación, 1.0 cm3 (15 mmol) de
etilendiamina. A continuación se añade una disolución de yoduro potásico (2.1 g, 13 mmol. en
3.5 cm3 de agua aproximadamente).
La mezcla de reacción se calienta a 60ºC en un baño de agua durante diez minutos. La disolución
se enfría en un baño de hielo durante aproximadamente dos horas, transcurridas las cuales se
forman cristales violetas con forma de aguja. El sólido se filtra a vacío con una placa filtrante, se
lava con etanol muy frío, se seca a vacío y finalmente al aire.
De las aguas madres se puede conseguir más complejo añadiendo etanol en frío. El producto que
precipita en forma de polvo se recristaliza disolviéndolo en la mínima cantidad de agua caliente.
b) Preparación de las disoluciones
CuSO4.5H2O + H2O  [Cu(H2O)6]SO4
En un vaso de precipitados de 100 cm3 se disuelven 0.5 g, de sulfato de cobre (II)
pentahidratado en 25 cm3 de agua. Esta disolución debería contener el acuocomplejo con
una coordinación O6 para el cobre (II).
[Cu(CH3COO)2.H2O]2 + 2Na2H2.AEDT  2[Cu(AEDT)]Na2 + 4CH3COOH + 2 H2O
En un vaso de precipitados de 100 cm3 se disuelven 0.07 g, de acetato de cobre monohidratado
y 0.2 g, de sal disódica de etilendiaminatetraacetato en 50 cm3 de agua. Esta disolución
debería contener la especie Cu(AEDT)2-, con una coordinación N2O4 para el cobre.
[Cu(en)2(H2O)2]I2
51
En un vaso de precipitados de 100 cm3 se disuelven 0.25 g, complejo obtenido con
etilendiamina en 50 cm3 de agua. Este complejo hexacoordinado debería contener el cobre
con entorno N4O2.
Estudio Estructural
1.- Asignar las bandas que aparecen en los espectros visibles de las tres disoluciones anteriores.
2.- Interpretar el espectro infrarrojo del compuesto [Cu(en)2(H2O)2]I2 (en KBr)
1: 3408.57 cm-1;
2: 3345.89 cm-1;
3: 3298.64 cm-1;
4: 3210.90 cm-1; 5: 3122.19 cm-1;
6: 2938.98 cm-1; 7: 2872.45 cm-1; 8: 1575.56 cm-1; 9: 1447.31 cm-1; 10: 1318.11 cm-1;
11: 1274.72 cm-1; 12: 1161.90 cm-1; 13: 1098.26 cm-1; 14: 1039.44 cm-1; 15: 973.88 cm-1;
16: 700.03 cm-1; 17: 521.65 cm-1; 18: 464.76 cm-1;
52
Cuestiones
1.- Justificar la dificultad para sustituir la sexta molécula coordinada en los complejos de cobre
(II) en disolución acuosa.
2.- Explicar por qué se desplazan los máximos de los espectros de visible de los complejos de
cobre al cambiar los ligandos unidos a él.
3.- Indicar las concentraciones de las disoluciones que se preparan par registrar los espectros.
¿Son todas de la misma concentración? Explicar la razón.
4.- Calcular el rendimiento del producto sintetizado
Gestión de residuos
Las disoluciones acuosas conteniendo cobre y etilendiamina deben ser recogidas en disoluciones
básicas de metales y /o en su caso en las garrafas especificas de disoluciones básicas de cobre.
Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad y aspecto del producto final, disolverlo en
agua y verterlo en disoluciones ácidas o básicas de metales, según su pH.
Bibliografía

Baker, A.T. J. Chem. Edu, 1998 (75) 98.

Cotton, F.A y Wilkinson, G. Advanced Inorganic Chemsitry, 5ª edición, Wiley, Nueva
York, 1988. Edición en español:4ª edición, Limusa México 1986.

Lever, A. B. P., Inorganic Electronic Spectroscopy, 2ª Edición. Elsevier: Amsterdam,
1984

Barker, E.T.; J. Chem. Ed. 1998, 75, 98-99
53
BIS(ACETILACETONATO) DE OXOVANADIO (IV): ESTUDIO DEL EFECTO QUE
EJERCEN EN EL ESPECTRO ELECTRÓNICO DEL VO(ACAC)2, DISOLVENTES DE
DISTINTO PODER COORDINANTE
V2O5 + 2H2SO4 + C2H5OH  2VOSO4 + 3H2O + CH3CHO
VOSO4 + 2C5H8O2 + Na2CO3  VO(C5H7O2)2 + Na2SO4 + H2O + CO2
Objetivos:

Preparar un compuesto de coordinación que requiere una secuencia de reacciones que
implican un cambio en el estado de oxidación del metal.

Estabilizar dicho estado de oxidación mediante la coordinación del ion metálico a un
ligando quelato.

Utilizar la espectroscopía IR para caracterizar el complejo metálico y analizar la diferente
fortaleza de los enlaces Vanadio-Oxígeno.

Caracterizar el complejo mediante espectroscopía visible-UV, asignando las bandas
observadas a las transiciones d-d, con la ayuda del esquema de desdoblamiento de campo
cristalino para el ion VO2+ y del diagrama de O.M. establecido para el compuesto.

Conocer el distinto poder coordinante que poseen una serie de disolventes, analizando el
espectro visible-UV del complejo en diferentes medios.
Introducción
Los compuestos de coordinación con índice de coordinación 5 son bastante escasos si se
comparan con la gran abundancia y variedad de complejos hexacoordinados de geometría
octaédrica. Tal como se muestra en la Figura 1, los complejos pentacoordinados presentan, en
general, geometrías de bipirámide trigonal o bien, de pirámide cuadrada
M
bipirámide trigonal
M
pirámide cuadrada
Figura 1. Geometrías posibles para compuestos de coordinación pentacoordinados
54
Es importante destacar que las dos estructuras poseen una energía muy similar y que pueden
convertirse fácilmente de una a otra. Este proceso de intercorversión entre ambas estructuras se
conoce como pseudorrotación de Berry, y se utiliza para explicar la no-rigidez estereoquímica
(fluxionalidad) de muchos complejos pentacoordinados.
En esta experiencia se prepara un complejo pentacoordinado de vanadio (IV) utilizando como
ligando bidentado quelato el anión acetilacetonato. La acetilacetona (2,4-petanodiona),
CH3COCH2COCH3, es una típica -dicetona que posee un grupo CH2 adyacente a dos grupos
carbonilo. En disolución acuosa se comporta como ácido débil y puede ionizarse según se indica
en la reacción:
- H+
La especie resultante es el anión acetilacetonato [CH3COCHCOCH3]- ([acac]-) que se estabiliza
por deslocalización de la carga negativa sobre los átomos de oxígeno. El anión acetilacetonato
puede actuar como ligando frente iones metálicos formando complejos donde, normalmente, el
ligando se enlaza al metal a través de ambos átomos de oxígeno, formando anillos estables de
cinco miembros [Metal(acac)n].
El Vanadio(IV) es un ion paramagnético que posee un único electron despareado (d1). En dicho
estado de oxidación, la química del vanadio está dominada por su gran tendencia a la formación
de especies oxo, como por ejemplo el ion oxovanadio (IV) o vanadilo, VO2+. Este ion se
comporta como un ácido duro o de clase “a” y forma complejos estables con ligandos dadores de
F, Cl, O y N. Generalmente, estos complejos son pentacoordinados, con estereoquímica de
pirámide cuadrada.
El VO(acac)2 (acac = acetilacetonato) es un ejemplo de dicha estereoquímica de pirámide
cuadrada, donde el átomo de vanadio se encuentra fuera (por encima) del plano cuadrado de los
cuatro ligandos ecuatoriales (ver Figura 2).
55
Aunque los cinco átomos dadores que se enlazan al metal son todos átomos de oxígeno, sin
embargo son de muy diferente tipo. El enlace terminal V=O es extremadamente corto (1.60 Å) y
siempre (en sólido y disolución) permanece como ligando en posición axial. En otras palabras, el
VO(acac)2 no experimenta pseudorrotación de Berry.
Figura 2.- Estructura molecular del bis(acetilacetonato) de vanadilo
Por otra parte, el complejo VO(acac)2 muestra la típica
reactividad de los compuestos pentacoordinados en cuanto se
refiere a su tendencia a alcanzar el índice de coordinación 6.
Un sexto ligando puede enlazarse en posición trans al enlace
V=Oax lo que daría lugar a una estructura pseudooctaédrica
distorsionada.
Posició
Posición de Coordinació
Coordinación
Vacante
El efecto que ejerce la adición de un 6º ligando a la posición de coordinación vacante del
VO(acac)2 puede ser analizado mediante espectroscopía IR (estudiando la posición de la
vibración (V=O) y también por espectroscopía visible –UV.
Reactivos y peligrosidad
-
V2O5 : pentóxido de vanadio. Evitar el contacto con ojos y piel.
-
H2SO4 : ácido sulfúrico. Irritante; puede ocasionar graves lesiones en contacto con la piel
-
EtOH: etanol. Inflamable
-
Acetilacetona: Tóxica irrita la piel, las mucosas y es altamente inflamable.
-
Na2CO3, carbonato sódico
-
CH2Cl2, Diclorometano, Eter de petróleo: Muy Inflamables
Consultar fichas de seguridad.
56
Procedimiento experimental
A un matraz de 100 ml se añade 1gr de V2O5 y 6 ml de agua. Después, se añaden con cuidado 2
ml de ácido sulfúrico concentrado y, finalmente, 6 ml de etanol. La suspensión resultante se agita
y se a calienta reflujo (aproximadamente durante 1.5 horas). A medida que se produce la
reacción, el sólido naranja de V2O5 desaparece progresivamente y el color de la mezcla pasa del
verde al azul. Una vez finalizada la reacción, se filtra la mezcla de reacción por gravedad.
A la disolución resultante (que contiene disuelta la especie VO(SO4)) se añaden 3 ml de
acetilacetona (2,4-petanodiona), recientemente destilada. La mezcla que se obtiene se neutraliza
añadiendo, lentamente y con agitación, una disolución de 4 gr de carbonato sódico anhidro en 60
ml de agua. Se observa entonces la aparición de un sólido, de color verde-azulado, que se separa
por filtración sobre un embudo büchner y se seca haciendo pasar a través una corriente de aire.
El compuesto final se puede recristalizar en etanol. Alternativamente, el compuesto se puede
purificar disolviendo pequeñas porciones del producto crudo ( 0.5 g) en la mínima cantidad de
diclorometano ( 10 ml) y añadiendo éter de petróleo (p. eb. 40-60ºC); enfriar la mezcla
resultante hasta la aparición de cristales y separar estos por filtración.
57
Estudio Estructural
1.
Espectro Infrarrojo
Interpretar el espectro IR de complejo (ver Figura 3) y asignar las principales bandas.
Datos en cm-1 :
2: 3001
8: 1419
14: 998
3: 2969
9: 1375
15: 937
4: 2922
10: 1359
16: 799
5: 2851
11: 1287
17: 687
6: 1557
12: 1189
19: 609
7: 1530
13:1023
20: 485
Figura 3. Espectro IR del VO(acac)2 en pastilla de KBr
2. Espectros Electrónicos
Analiza los espectros UV-Visible de VO(acac)2 disuelto en diferentes disolventes (ej. etanol,
diclorometano, tolueno, acetonitrilo) (figura 4) asignando las bandas que se observan a sus
correspondientes transiciones electrónicas.
Interpreta los resultados obtenidos con la ayuda de:

Diagrama de desdoblamiento del campo cristalino establecido para especies
octaédricas con fuerte distorsión (por compresión) tetragonal (Figura 5).

Del diagrama de orbitales moleculares establecido para el [VO(acac)2] y otras
especies de vanadilo relacionadas.
58
VO(acac)2
Acetonitrilo
Metanol
Tolueno
VO(acac)2 en Tolueno
679, 594, 395 nm
VO(acac)2 en Acetonitrilo
703, 594 nm -
VO(acac)2 en Metanol
776, 590 nm
-
Figura 4. Espectro Visible-UV del VO(acac)2 en diferentes disolventes
dz2
dz2, dx2 - y2
dx2 - y2
Δо
 
dxz , dyz
Ion V4+ (d1)
libre

dxy, dxz , dyz
V4+ (d1) en
Campo Octaédrico
dxy
V4+ (d1) en VO2+
en geometría octaédrica
con compresión tetragonal
(sobre el eje z)
Figura 5. Desdoblamiento de campo cristalino para el ion VO2+
59
1a1 * (dz2 )

b 1* (dx2 - y2)

e* (dxz , dyz)

3d
b 2 (dxy)
O () vanad ilo
O ( ) vanadilo
O ( ) acac
Figura 6. Diagrama de Orbitales moleculares establecido para el VO(acac)2
y otras especies de VO2+ (p. ej. [VO(H2O)5]2+)
Cuestiones
1) Escribe las reacciones en que se basa la síntesis del compuesto, explicando la naturaleza
de las mismas. Ajusta la ecuación redox que se produce.
2) ¿Qué tipo de ligando es el “acac” ? Escribe su estructura. ¿Cómo coordina al vanadio?
3) ¿Qué función tiene la adición de carbonato sódico en la síntesis del VO(acac)2?
4) Comenta la estructura que presenta el complejo y discute como se puede analizar la
distinta fortaleza de los enlaces Vanadio-Oxígeno en el compuesto.
5) ¿Qué banda del espectro IR corresponde a la vibración de tensión (V=O)?
6) ¿Qué es de esperar que ocurra en la posición (cm-1) de la banda de vibración (V=O) si
un ligando L, ocupase la 6ª posición de coordinación vacante del VO(acac)2?
7) Explica por qué cuando se registra el espectro visible-UV del VO(acac)2 en distintos
disolventes, se produce una variación en la posición de las bandas observadas en la
región visible. ¿Cuál es el origen que tienen estas bandas?
60
Bibliografía

Adams D.M. y Raynor J.R. Química Inorgánica Práctica Avanzada. Editorial Reverté,
1966.

Inorganic Syntheses, vol V, p.113.

Nakamoto K. Infrared and Raman Spectra of Inorganic and Coordination Compounds.
Part B. Applications in coordination, organometallic and bioinorganic chemistry.5th ed.
New York. Wiley, 1997.

Ferraro, J.R. Low-Frequency vibrations of Inorganic and Coordination Compounds.
Plenum Press, 1971.

Lever, A.B.P., Inorganic Electronic Spectroscopy. 2ª Edición. Elsevier, 1984.

Ophardt, C.E., Stupgia, S. J. Chem. Ed. Vol. 61,12, (1984) 1102-1103.
Gestión de residuos
Las disoluciones que sean desechables deberán añadirse, según su pH, a las disoluciones ácidas o
básicas de metales. Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad y aspecto del producto
final, disolverlo en agua y verterlo en disoluciones ácidas o básicas de metales, según su pH.
61
PREPARACIÓN DE [Ti(urea)6]I3: CARACTERIZACIÓN POR ESPECTROSCOPIA IR
Y VISIBLE-UV. ESTUDIO DEL EFECTO JAHN-TELLER
Objetivos

Preparar un compuesto de coordinación que contiene un metal en estado de oxidación
relativamente bajo, Ti(III).

Estabilizar dicho estado de oxidación mediante la coordinación del ion metálico a un
ligando, la urea, capaz de formar enlaces de hidrógeno.

Utilizar la espectroscopia IR para caracterizar el complejo metálico y analizar el modo de
coordinación del ligando urea, estableciendo cuál de los posibles átomos dadores (O ó N)
se enlaza al titanio.

Caracterizar el complejo de Ti(III) y configuración electrónica d1 por espectroscopia
visible, asignando las bandas observadas a las transiciones d-d, con la ayuda del esquema
de desdoblamiento de campo cristalino para especies que presentan distorsión como
consecuencia del Efecto Jahn Teller.
Introducción
En general, los únicos complejos de los primeros metales de transición (Sc, Ti, V) que son
estables frente al oxígeno del aire y frente a la humedad son aquellos en los que el metal se
encuentra en alto estado de oxidación (+4 y +5). Estos metales tienen gran afinidad por el
oxígeno. Así por ejemplo, los complejos más comunes de vanadio estables al aire están
constituidos por el ión vanadilo, VO2+ (V+4). Los complejos de dichos metales en bajo estado de
oxidación son también de gran interés por sus propiedades espectroscópicas y magnéticas, si
bien es cierto que dichos complejos suelen ser inestables frente a la oxidación por el oxígeno del
aire y frente a la humedad.
En concreto, los complejos de Titanio(III) normalmente presentan estructuras octaédricas (ej.
[TiF6]3-, [TiCl6]3-, [Ti(CN)6]3-, etc.) y momentos magnéticos muy cercanos a los valores de sólo
½
contribución de espín (  (sólo espín) = [n(n+2)] ).
En esta experiencia, se prepara un complejo de Titanio(III) utilizando como ligando la molécula
de urea. Dicho compuesto presenta propiedades únicas pues, en sólido, resulta ser
considerablemente estable al aire durante periodos de tiempo relativamente largos. Muy
posiblemente, la estabilización de este complejo es consecuencia de la formación de enlaces de
hidrógeno entre los ligandos urea. Dicha estabilidad es de origen cinético más que
termodinámico.
62
La urea, de fórmula CO(NH2)2, también conocida como carbamida es una sustancia nitrogenada
producida por algunos seres vivos como medio de eliminación del amoníaco, el cual es altamente
tóxico para ellos. En los animales se halla en la sangre, orina, bilis y sudor. La urea se presenta
como un sólido cristalino y blanco de forma esférica o granular. Es una sustancia higroscópica,
es decir, que tiene la capacidad de absorber agua de la atmósfera y presenta un ligero olor a
amoníaco.
Figura 1. Estructura Molecular de la Urea
Cuando actúa como ligando frente a los metales de transición, puede coordinar a través del
átomo de nitrógeno o bien a través del oxígeno. La estructura electrónica de la urea se puede
representar mediante las siguientes formas resonantes:
H
N
2
2
2
H
N
H
N
C
O
C
O
C
O
H
N
2
2
H
N
2
H
N
II
I
I
I
I
I
I
I
III
Figura 2.- Estructuras resonantes establecidas para la urea CO(NH2)2.
Una cuestión importante consistirá en estudiar si los ligandos urea se enlazan al átomo de Ti(+3)
a través del oxígeno o bien, lo hacen a través del átomo de nitrógeno. En este sentido, el análisis
y asignación del espectro IR del complejo [Ti(urea)6 ]I3, en particular, de las bandas
correspondientes a las vibraciones (CO) y (CN) permitirá decidir cuál de los posibles átomos
coordinadores (O ó N) se unen al titanio.
Si la coordinación al metal ocurre a través del N, las contribuciones de las estructuras resonantes
II y III, deberán disminuir. Esto implica un aumento en la frecuencia de vibración de tensión
CO, y una disminución de la frecuencia de vibración (CN). Por el contrario, si el enlace al
átomo metálico se produce a través del O, entonces es la contribución de la forma resonante I
quien disminuirá, y ello se traducirá en una disminución de la (C=O), no detectándose cambios
apreciables en los valores de la frecuencia de vibración (NH), respecto a la urea libre.
63
C
N H2
NH
O
O
C
C
NH
O
2
NH
H
O
H2
C N
C
O
O
N
H2
2
Ti
2N
HN
2
I3
N
H2
2
H2N
H2N C NH2
Figura 3.- Estructura del complejo [Ti(urea)6]I3
Reactivos y peligrosidad
-
TiCl3 anhidro: ¡ Sólido violeta oscuro MUY sensible al aire¡.
Humea con rapidez al contacto con el aire húmedo.
-
Urea: La urea comercial puede recristalizarse fácilmente en agua, a Tª ambiente.
-
Ioduro potásico.
Consultar fichas de seguridad.
Procedimiento experimental

Preparar una “bolsa seca” (ver Figura 4 y consultar al Profesor) y en ella introducir el bote
de TiCl3 (anhidro) comercial, espátula y material necesario para pesar el sólido.

Pesar 2 gr. de TiCl3 en un vial con tapa, y mantener dicho vial cerrado y protegido de la
atmósfera (ej. en un desecador) hasta el momento de su utilización.

IMPORTANTE: Las disoluciones de urea y KI han de ser preparadas el mismo día en el
que van a ser utilizadas, empleando agua destilada, previamente desoxigenada y purgada
con un gas inerte (N2 o Ar) durante al menos 10 minutos.

Es aconsejable que la experiencia que se detalla a continuación se lleve a cabo en una
atmosfera inerte pero, NO es imprescindible.
Preparar en un matraz de dos bocas de 100 ml. una disolución de 12.5 gr. de urea en 12.5 ml de
agua desoxigenada. Si fuera necesario, se puede templar muy ligeramente (sin superar los 3540ºC) hasta completar la disolución de la urea. Por encima de dicha Tª la urea podría
descomponer. Colocar el matraz que contiene la disolución de urea en una vitrina y conectarlo a
una atmósfera inerte. Agitar dicha disolución y, con la ayuda de un embudo de sólidos, adicionar
64
rápidamente, pero con cuidado, el sólido de TiCl3 (anhidro). La reacción entre TiCl3 y la
disolución acuosa es exotérmica.
Se obtiene así una disolución color azul oscuro intenso. [Nota: en caso de detectarse en este
punto algunas partículas de sólido blanco (TiO2), éste debe ser eliminado por filtración]. Sobre
la disolución azul se añade, poco a poco, con agitación, una disolución de 25 gr. de IK en 15 ml
de agua desoxigenada. La mezcla de reacción resultante se enfría exteriormente con un baño de
hielo. Tras unos minutos, se observa la formación de unos bonitos cristales de color azul oscuro
que corresponden al complejo [Ti(urea)6]I3. Los cristales se separan por filtración en un embudo
büchner, y se secan por succión continúa durante algunos minutos. Una vez seco, traspasar el
sólido obtenido a un vial y proceder a su caracterización estructural. El compuesto final
[Ti(urea)6]I3 es considerablemente estable y los cristales azules se mantienen inalterados (en un
vial) durante semanas o meses (incluso, un año).
[Nota: Esta misma experiencia puede realizarse utilizando disolución comercial de TiCl3 (~10
wt. % en 20-30 wt. % en ac. clorhidrico). En este caso, será muy importante tener la precaución
de que las disoluciones de TiCl3, de urea y de KI sean muy concentradas. De lo contrario, la
precipitación del [Ti(urea)6]I3 en forma de cristales se ve dificultada por la gran solubilidad que
presenta este compuesto en medio acuoso.
Figura 4.- Esquema de una “bolsa seca” o de atmósfera inerte y su manipulación.
65
Estudio Estructural
3.
Espectro Infrarrojo

Interpretar el espectro IR del [Ti(urea)6]I3 (Figura 5) y asignar las principales bandas.

Comparar la posición de las bandas respecto al espectro IR de la urea libre (Figura 5)
[Ti(urea)6]+3I3
Urea
(recristalizada)
Figura 5. Espectro IR del [Ti(urea)6 ]I3 y de la urea libre en pastilla de KBr
1: 3474
9: 1497
1: 3441
7: 1466
Datos del Espectro IR del [Ti(urea)6 ]I3 (en cm-1 )
2: 3375
12: 1147
3: 3300
13: 1031
4: 3215
16: 609
7: 1630
17: 527
Datos del Espectro IR de la urea libre (en cm-1 )
2: 3346
3: 3260
4: 1683
5: 1466
8: 1155
10: 560
11: 511
8: 1553
6: 1604
66
4. Espectro Electrónico
 Registrar el espectro Visible del [Ti(urea)6]I3 disuelto en:
i.
Disolución concentrada de urea.
ii.
Disolución acuosa de IK.
 Asignar las bandas que se observan a sus correspondientes transiciones electrónicas.
Interpreta los resultados obtenidos con la ayuda del diagrama de desdoblamiento del campo
cristalino establecido para especies octaédricas con distorsión tetragonal (Figura 6).
a)
566 nm
[Ti(urea)6]+3
655 nm
493 nm
[Ti(H2O)6]+3
b)
578 nm
Figura 6. Espectros Visible-UV de:
a) [Ti(urea)6 ]I3 (registrado en disolución de urea).
b) [Ti(H2O)6] en agua.
67
Tetragonal
Tetr
agonal Tetragonal
distortions
distor
tions
Distorsión


a1g(dz2)
b1g (dx2-y2)
eg
(dz2)
(dx2-y2)
b1g
(dx2-y2)
a1g (dz2)


t2g
eg
b2g(dxy)
b2g (dxy)
eg

z
Oh
D4h
compression
D4h
elongation
Achatamiento
Elongación
 >>  > 
Efecto Jahn-Teller
Figura 7. Esquema del Efecto Jahn Teller
El efecto Jahn-Teller, ocurre en compuestos de coordinación de metales de transición, en los que
hay varios niveles de energía degenerados y no igualmente ocupados. En estos casos, el teorema
de Jahn-Teller predice que el sistema experimentará una distorsión, de forma que algunos de
estos niveles se estabilizarán y otros se desestabilizarán. Al no estar todos los niveles igualmente
ocupados, los desestabilizados serán los más vacíos, y el sistema tendrá una ganancia neta de
energía. Este efecto es importante, sobre todo para complejos octaédricos de metales de
configuraciones d1 (ej titanio(III) y d9 (cobre(II).
3.- Medida del Momento Magnético

Determinar el momento magnético del [Ti(urea)6 ]I3 utilizando la balanza de Guy

Comparar el valor así obtenido experimentalmente, con el valor teórico (considerando
sólo contribución de espín) esperado para un ion metálico d1 (1.73 M.B).
68
Cuestiones
1) Escribe las reacciones en que se basa la síntesis del compuesto.
2) ¿Qué función tiene la adición de KI en la síntesis del [Ti(urea)6]I3?
3) ¿Cómo explicas la posible formación del TiO2 blanco durante la reacción?
4) Identificar y asignar las bandas que se observan en el espectro IR del [Ti(urea)6]I3 y de la
urea libre.
5) Utilizando los resultados deducidos del estudio por espectroscopia IR, decide si el ligando
urea se une al titanio a través del átomo de oxígeno o del de nitrógeno.
6) ¿Cuál es el origen de las bandas y hombros que se observan en el espectro visible del
[Ti(urea)6]I3. registrado en disolución de urea? ¿Por qué se observan varias bandas en lugar
de una sola?
7) ¿Qué ocurre si el compuesto [Ti(urea)6]I3 se disuelve en agua o en disolución de KI? ¿Qué
especie de titanio estará presente en dichas disoluciones?
8) Explica por qué cuando se registra el espectro visible-UV del [Ti(urea)6]I3 en disolución de
urea las bandas observadas en la región visible aparecen a distintos valores
que los
observados para dicho compuesto disuelto en agua.
9) El desdoblamiento de campo cristalino que ejerce el ligando urea es ¿mayor o menor que el
que produce la molécula de H2O como ligando?
10) El momento magnético experimental que presenta el compuesto [Ti(urea)6]I3 ¿está o no de
acuerdo con el valor teórico (considerando sólo contribución de espín) esperado para un ion
metálico d1?
Bibliografía

Pickering, M. J. Chem. Ed. Vol 62, 442, (1985).

Nakamoto, K. Infrared and Raman Spectra of Inorganic and Coordination Compounds. Part
B. Applications in coordination, organometallic and bioinorganic chemistry.5ª Ed. New
York: Wiley, 1997.

Ferraro, J.R. Low-Frequency vibrations of Inorganic and Coordination Compounds. Editorial
Plenum Press, 1971.

Lever. A.B.P. Inorganic Electronic Spectroscopy. 2ª Edición. Elsevier, 1984.
Gestión de residuos
Las disoluciones que sean desechables deberán añadirse, según su pH, a las disoluciones ácidas o
básicas de metales. Una vez comprobado por el profesor, tanto la cantidad como el aspecto del
producto final, disolverlo en agua y verterlo en disoluciones ácidas o básicas de metales, según
su pH.
69
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