Hidroxo-complejos

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN

LABORATORIO DE QUÍMICA ANALITICA I

INFORME:

“HIDROXOCOMPLEJOS”

Equipo 2

Álvarez López Anahí Jocelyn

Muñoz Torres Karen Angélica

Roque Galván Jonathan Manuel

Reyes Álvarez Martha

Velázquez Rodríguez Edgar Axel

Ingeniería Química

Semestre 2012-II

Profa. María Eugenia Carbajal Arenas

29 / Marzo / 2012

OBJETIVOS:

Aprenderemos los diferentes comportamientos de la formación de hidroxo-complejos, a través de disoluciones de algunos sólidos como es el caso del AgOH y Zn(OH)2.

Analizaremos las diferentes tendencias obtenidas en las curvas de titulación de cada sistema.

Conoceremos las diferentes relaciones que tienen los hidroxo-complejos con los sistemas diprótico, triprótico y tetraprótico.

Aprenderemos a determinar experimentalmente los diferentes valores de pH, pka´s, concentración, etc., a través de las gráficas de fracción de φ vs pH.

Revisaremos la formación y redisolución de precipitados a través de gráficos de solubilidad.

INTRODUCCIÓN

En un sentido amplio un complejo es una especie química formada por la asociación de dos o más especies químicas simples que pueden existir separadamente.

A +B AB complejo

Esta definición es tan amplia que puede incluir casi cualquier reacción química. Sin embargo, al hablar de complejos nos referimos a un tipo especial de estos, conocidos como complejos de coordinación, los cuales se forman en disolución a partir de iones metálicos.

Muchos iones metálicos tienden a coordinarse con determinadas especies químicas, denominados ligandos, para formar complejos estables. La esencia del proceso de formación de complejos de coordinación es la transferencia de uno o más pares de electrones desde el ligando al ion metálico, es decir, el ligando actúa como un dador de electrones y el ion metálico como un receptor. Como consecuencia de esta transferencia de densidad electrónica, el par de electrones pertenece simultáneamente al ion metálico y al ligando, es decir, se ha formado un enlace covalente coordinado. Dependiendo de su configuración electrónica, el ion metálico puede aceptar varios pares de electrones, es decir, coordinarse con un número diferente de ligandos.

Los hidroxo-complejos metálicos contienen, al menos, un enlace metal-OH. Puede suponerse que derivan, al menos formalmente, de la asociación, por compartición de un par electrónico, entre un ion metálico (Mn+) y el ion hidróxido (OH−). El primero actúa como ácido de Lewis (aceptor) y el segundo como base de Lewis (dador; ligando hidroxo):

Mn+ + OH− → (M − ΟΗ )(n−1) +

El ligando hidroxo puede actuar como dador de par electrónico a un centro metálico solamente (a), a dos centros metálicos (b), o incluso a tres centros (c). Las posibilidades (a) y (b) son las más comunes.

Las valoraciones de AgNO3 0.005 M y Zn(NO3)2 0.005 M, ambas con NaOH 0.5 M, realizadas en esta práctica tienen como fin observar y analizar la formación de hidroxo-complejos en los sistemas de Ag-OH y Zn-OH.

DIAGRAMNA ECOLÓGICO

Medir 20 ml.

Una bureta de 10 ml

3-5 gotas Fenolftaleína

Medir el PH en cada adición de NaOh

Repetir procedimiento

Nuevamente medir 20

Una bureta de 10 ml

Medir el PH en cada adición de NaOh

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Se prepararon las siguientes disoluciones por grupo: 100 ml de una solución de nitrato de plata 0.005M (equipo 2), 100 ml de una solución de nitrato de cinc 0005 M (equipo 3), y 50 ml de una solución de hidróxido de sodio 0.5M.

Para la estandarización de la solución de hidróxido de sodio se utilizó una solución comercial de ácido clorhídrico (valorado), utilizando fenolftaleína como indicador de fin de valoración. Este procedimiento se realizó tres veces y se determinó la concentración exacta de la solución de hidróxido de sodio haciendo un promedio de los valores obtenidos.

Para la solución de nitrato de plata:

Se midieron 20 ml de la solución de nitrato de plata y se midió el pH inicial de la solución.

A esta alícuota, se agregó la solución de NaOH en porciones de 0.1ml, hasta llegar a un volumen de 3ml, por medio de la bureta de 10 ml.

Se midió el volumen de pH para cada adición y se registro el volumen de inicio de precipitación y de fin de redisolución, para ello se prestó atención a los cambios físicos que sucedieron en el sistema en cada adición de titulante.

Para la solución de nitrato de cinc:

Se midieron 20 ml de la solución de nitrato de cinc y se determinó el pH inicial de la disolución.

Por

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