Quimica Equipo1 informe de la semana 12

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---Semana n°12--- ---Sección 2--- ---Grupo 1---

Asignatura: QUIMICA GENERAL

Profesores: JOSE ÁVILA, ANTONIO ALMONACID MOSCOSO Y GUSTAVO RUIZ

Tema: METALES DE TRANSICION

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Integrantes

-Rodrigo Ian Cotos Barranzuela -Dave Hinostroza Marallana

-Sergio Jesús Colca Zuta -María Elita Vega Dávila

-Diego David Casani de la Cruz

Objetivos de la sesión

- Presentar los datos más resaltantes del grupo llamado metales de transición

- Desarrollar los experimentos o métodos de obtención

que existen con relación a los metales de transición

- Obtener una idea grupal con respecto a la sesión y

comprender los puntos más importantes del tema

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MARCO T EORICO

Estos elementos conforman los grupos IB hasta el VIIIB. Todos ellos son metales, pero debido a que sus átomos son pequeños, duros,

quebradizos y tienen puntos de fusión altos. Estos metales son buenos conductores de calor y de electricidad, y a condiciones normales el mercurio se presenta en estado líquido.

Los elementos de transición llenan progresivamente su tercer nivel de energía hasta completarlo con 18 electrones; algunos de los elementos también ocupan el nivel 3d. Con excepción de cromo y el cobre, todos tienen dos electrones en el cuarto nivel (4s). Esta irregularidad ocurre en esos dos elementos ya que los sub niveles llenos y semillenos poseen una estabilidad adicional.

Los elementos del grupo B presentan varios estados de oxidación. Esto se debe a que todos los electrones de los niveles 3d y 4s los utilizan para formar enlaces químicos.

El hierro, plata, cobre y oro, son elementos de transición que presentan características diferentes de los demás elementos que conforman la familia. Por eso son analizados por separado.

El hierro se encuentra de múltiples formas en la naturaleza formando distintas aleaciones con otros elementos. Cuando el hierro es puro, es casi blanco, compacto y blando. Químicamente es un metal muy activo y funciona con estados de oxidación +2 y +3. Cuando se expone a la

humedad o al aire forma un oxido férrico hidratado. Por sus propiedades físicas, el hierro es utilizado en la fabricación de herramientas y gran variedad de equipos.

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En la naturaleza el cobre se encuentra libre y combinado. Es un metal rojizo, lustroso. Maleable y es gran conductor tanto de calor como de la electricidad. El estado de oxidación cuando forma compuestos es +1 y +2. Por la gran cantidad de usos que se le puede dar, el cobre es

considerado como el segundo metal en importancia después del hierro.

El cobre entra en la producción de muchas aleaciones en la que aporta resistencia, dureza, resistencia a la corrosión y propiedades valiosas para trabajos mecánicos.

La plata se encuentra en la naturaleza en estado metálico y es el más blanco de todos los metales. Después del oro, la plata es el metal más maleable y dúctil de los metales y es el mejor conductor de electricidad.

Cuando forma compuestos su número de oxidación es +1.

Principalmente es utilizado en la fabricación de monedas y en las puntas de los instrumentos eléctricos.

PROPIEDADES GENERALES

- Casi todos son metales duros de alto punto de fusión y ebullición, y conducen bien el calor y la electricidad.

- Puede formar aleaciones entre ellos.

- Presentan estados de oxidación muy variados

- Es frecuente que formen compuestos de coordinación con diferentes índices de coordinación.

- El número de electrones en los orbitales d es variable; es frecuente que los complejos que formen sean coloreados o presenten paramagnetismo.

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PARTE EXPERIMENTAL O PROCEDIMENTAL

EXPERIMENTO 1: OBTENCIÓN DEL COBRE POR REDUCCIÓN DE SU SOLUCIÓN

1.-materiales y reactivos:

Tubos de ensayo Sulfato cúprico Zinc

Lamina de hierro Lamina de aluminio

2.- procedimiento:

- Disponer de tres tubos de ensayo limpios y secos.

- Añadir 2 mL de sulfato cúprico en cada tubo de ensayo.

- Añadir una granalla de zinc, una lámina de hierro y una lámina de aluminio, respectivamente.

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- Ecuaciones de la reacción:

Cu²⁺ + Zn⁰ → Cu⁰ + Zn²⁺

En esta ecuación podemos observar que 1 mol de catión cobre reacciona con 1 mol de zinc generando así 1 mol de cobre y 1 mol de catión de

zinc. Lo que ocurre en esta reacción es la reducción del catión cobre y la posterior oxidación del zinc (lo que provoca un depósito de metal de cobre en la solución).

Cu²⁺ + Fe⁰ → Cu⁰+ Fe²⁺

En esta ecuación podemos observar que 1 mol de catión cobre reacciona con 1 mol de hierro generando así 1 mol de cobre y 1 mol de catión de hierro. Lo que ocurre en esta reacción es la reducción del catión cobre y la posterior oxidación del hierro (lo que provoca un depósito de metal de cobre en la solución).

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Cu²⁺ + Al⁰ → Cu⁰ + Al²⁺

En esta ecuación podemos observar que 1 mol de catión cobre reacciona con 1 mol de aluminio neutro generando así 1 mol de cobre y 1 mol de catión de aluminio. Lo que ocurre en esta reacción es la reducción del catión cobre y la posterior oxidación del aluminio (lo que provoca un depósito de metal de cobre en la solución).

ECUACIONES UTILIZADAS:

CuSO4 (ac) + Zn0(s) → ZnSO4 + Cu0(s) - Reacción de desplazamiento simple - Resultado: Deposito de cobre metalico

CuSO4 (ac) + Fe0(s) → FeSO4 + Cu0(s) - Reacción de desplazamiento simple - Resultado: Deposito de cobre metalico

3CuSO4 (ac) + 2Al0(s) → Al2(SO4)3 + 3Cu0(s) - Reacción de desplazamiento simple

- Resultado: Deposito de cobre metalico

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EXPERIMENTO 2: OBTENCIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE COBRE POR METALES MENOS ACTIVOS

1.-materiales y reactivos:

Tubos de ensayos Nitrato de plata Nitrato de mercurio

Lámina de cobre

- Disponer de dos tubos de ensayo limpios y secos.

- Añadir 2 mL de nitrato de plata y 2mL de nitrato de mercurio (II) respectivamente.

- Colocar una lámina de cobre en cada tubo de ensayo que contiene las soluciones respectivas

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Ag⁺ + Cu0 → Ag0 + Cu²⁺

En esta ecuación podemos observar que 1 mol de catión de plata

reacciona con 1 mol de óxido de cobre neutro generando así 1 mol de óxido de plata y 1 mol de catión de cobre. Lo que ocurre en esta

reacción es la reducción del catión de plata y la posterior oxidación del cobre (lo que ocasiona el depósito de metal de plata).

Hg²⁺ + Cu0 → Hg0 + Cu²⁺

En esta ecuación podemos observar que 1 mol de catión de mercurio reacciona con 1 mol de óxido de cobre neutro generando así 1 mol de óxido de mercurio y 1 mol de catión de cobre. Lo que ocurre en esta reacción es la reducción del catión de mercurio y la posterior oxidación del cobre (lo que ocasiona el depósito de metal de mercurio).

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ECUACIONES UTILIZADAS:

AgNO3 (ac) + Cu0(s) → CuSO4 + Ag0(s) Reacción de doble desplazamiento

Resultado: Deposito de plata

Hg(NO3)2 (ac) + Cu0(s) → Cu(NO3)2 + Hg0(s) Reacción de doble desplazamiento

Resultado: Deposito de mercurio

EXPERIMENTO 3: OBTENCIÓN DEL YODURO DE COBRE (I) Y SU DISOLUCIÓN

Contexto:

En base de los siguientes experimentos aprenderemos como obtener el yoduro de cobre y su disolución con la creación de complejos.

1.- materiales y reactivos:

Tubo de ensayo Sulfato de cobre Yoduro de potasio

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Tiosulfato de Sodio Beaker de laboratorio

- Disponer de 1 tubo de ensayo limpio y seco; y añadir 1 ml de sulfato cúprico y yoduro de potasio.

- Observar la formación de un precipitado de yoduro de cobre (I).

- Añadir gota a gota solución de tiosulfato de sodio hasta disolución de precipitado.

Representación

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Análisis de las reacciones:

- En la primera reacción observamos lo siguiente:

+2 -1 -1 0

CuSO4 + KI  CuI2 + I2 + 2K2SO4

- Se obtiene una solución de cobre por metales menos activos

- En la segunda reacción observamos lo siguiente:

+2 -1 +1 -1 0

CuI2  CuI↓ + I2

- El CuI2 es inestable por ello se descompone en CuI y I2, formando el precipitado.

1er 2do

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1. Formación del complejo con Na2S2O3

- Se combinael Na2S2O3 (tiosulfato de sodio) con CuI formando la siguiente ecuación.

+2 -1 +1 +1 -1

CuI + I2 + Na2S2O3  Na3[Cu2(S2O3)2] + NaI

Análisis de la Reacción:

- El Na2S2O3 reduce al I2 y por lo tanto los iones I^-1 siguen reaccionando con los iones Cu⁺².

- Se forma el complejo debido al exceso de Na2S2O3, por lo tanto, se disuelve el precipitado.

2. Formación de complejo con KI

- Se combina el KI (yoduro de potasio) con CuI formando la siguiente reacción:

+2 0 -1 +1

CuI + I2 + KI  K[CuI2]

Na2S2O3

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- El KI reduce al I2 y por lo tanto los iones I^-1 siguen reaccionando con los iones Cu⁺².

- Se forma el complejo debido al exceso de KI, por lo tanto, se disuelve el precipitado.

KI

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EXPERIMENTO 4: OBTENCIÓN DEL ÓXIDO DE PLATA Y SU DISOLUCIÓN

Contexto:

En base de los siguientes experimentos aprenderemos como obtener oxido de plata y su disolución con la creación de complejos.

Tubo de ensayo Nitrato de plata Cloruro de Bismuto

Hidróxido de amonio Rejilla de tubo

- Disponer de 1 tubo de ensayo limpio y seco.

- Añadir 1 ml de nitrato de plata y gotas de hidróxido de sodio hasta obtención de un precipitado.

- Añadir gota a gota hidróxido de amonio hasta disolución de precipitado.

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Representación A:

- La ecuación general es:

+1 +1 +1

AgNO3 + NaOH  Ag2O↓ + H2O + NaNO3

- Al combinar el AgNO3 con NaOH se obtiene el hemióxido de plata, de color marrón característico.

NaOH

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Representación B:

- La ecuación general es:

+1 +1

- Ag2O + 4NH4OH  2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

- Debido a que el NH4OH es buen dador de electrones el Ag2O forma el complejo Ag(NH3)2]OH.

- Al formarse el complejo se disuelve el precipitado marrón.

NH4OH

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EXPERIEMENTO 5: OBTENCIÓN DEL ESPEJO DE PLATA (REACCIÓN DE TOLLENS)

Tubo de ensayo Nitrato de plata Piseta

Glucosa Agua Destilada Disolución de NH4OH

En el tubo de ensayo se ponen 6 ml de nitrato de plata. Se añade disolución de NH4OH gota a gota -agitando a cada gota- notando que se forma un precipitado pardo negruzco de Ag2O.

2 AgNO3 (aq) + 2 NH4OH (l) → H2O (l) + 2 NH4NO3 (aq) + Ag2O (s)

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Para disolver el precipitado anterior, se van añadiendo gotas de disolución de NH4OH agitando hasta que se disuelva totalmente, obteniéndose el complejo soluble hidróxido de diaminoplata (I) [Ag(NH3)2](OH) llamado reactivo de Tollens.

4 NH4OH + Ag2O → 2 [Ag(NH3)2]OH + 3 H2O

Reducción con glucosa:

Se añade solución de glucosa a la disolución amoniacal de plata se agita y se pone el tubo de ensayo en el baño termostático (60 - 70 ºC). Se deja en reposo durante unos 30 min. De todas formas, al cabo de 15 a 20 s la plata precipita en las paredes del tubo formando un espejo.

R-CHO(ac)+ [Ag(NH3)2](OH)(ac)  Ag(s) + R-COONH4+ NH3+ H2O

3.- conclusiones:

- Los espejos de superficie se obtienen depositando una delgada capa de un metal o una aleación sobre vidrio u otro material transparente.

- En esta práctica se hará la deposición de plata metálica en un tubo de ensayo por reducción de la disolución amoniacal de plata empleando como reductora glucosa. (La misma reducción la dan otros alcoholes o aldehídos).

- La reacción es catalizada por el propio vidrio y se requiere que la superficie a platear esté perfectamente limpia.

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EXPERIMENTO 6: REACCIÓN DEL HIERRO CON LOS ÁCIDOS 1.- materiales y reactivos:

Tubos de ensayo Solución de HCl

Solución de HNO3 Solución de H2SO4

- Colocar hierro en polvo en 5 tubos de ensayos distintos.

- En uno de los tubos de ensayo se añade H2SO4 diluido produciéndose la reacción de desplazamiento con liberación de H2:

Fe (s) + H2SO4 → FeSO4 + H2(g)

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- En otro tubo de ensayo se añade HCl diluido produciéndose la reacción de desplazamiento con liberación de H2:

Fe (s) + 2 HCl → FeCl2 + H2(g)

- En otro tubo de ensayo se añade HNO3 diluido, en este caso no produce una reacción de desplazamiento ya que el HNO3 oxida al hierro produciéndose la liberación de NO:

Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

- En otro tubo de ensayo se añade HNO3 concentrado, en este caso es necesario calentar el tubo de ensayo ya que no se produce la reacción en frio, tampoco hay un desplazamiento del hidrógeno y se produce la liberación del gas NO2 que tiene un color pardo rojizo.

Fe + 6HNO3 → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

- En otro tubo de ensayo se añade H2SO4 concentrado, en este caso es necesario calentar el tubo de ensayo ya que no se produce la reacción en frio, tampoco hay un desplazamiento del hidrógeno y se produce la liberación del gas SO2.

2Fe + 6H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

3.- conclusión:

- El hierro no reacciona en frio con los ácidos concentrados H2SO4 y HNO3, es necesario añadir calor para que se produzca la reacción.

- Al añadir ácidos diluidos como el HCl y H2SO4 sobre hierro metálico se produce una reacción en frio y se libera H2(g).

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EXPERIMENTO 7: RECONOCIMIENTO DE LOS CATIONES FERROSO Y FÉRRICO

Tubos de ensayo Sulfato ferroso Cloruro férrico

- Disponer de 4 tubos de ensayo limpios y secos.

- Añadir en 2 tubos de ensayo solución de sulfato ferroso; y en otros 2 tubos de ensayo, cloruro férrico.

- Para reconocer el catión ferroso añadir K3[Fe(CN)6] Y (NH4)2S y para reconocer catión férrico añadir K4[Fe(CN)6] Y KSCN.

3 FeSO4 (ac) + 2 K3[Fe(CN)6] + H2SO4 (ac) → Fe3[Fe(CN)6]2

En esta ecuación podemos observar que 3 mol de sulfato de hierro reaccionan con 2 mol de hexacianoferrato (III) de potasio y 1 mol de ácido sulfúrico generando así 1 mol de ferrocianuro ferroso.

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(Se produce un precipitado de azul de turnbull)

FeSO4 (ac) + Na2S (ac) → FeS ↓ + Na2SO4 (ac)

En esta ecuación se puede observar que 1 mol de sulfato de hierro reacciona con 1 mol de sulfuro de sodio generando así 1 mol de sulfato

de hierro (II) y también 1 mol de sulfato de sodio.

(Se produce un precipitado de negro por el sulfuro metalico).

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4 FeCl3 (ac) +3 K4[Fe(CN)6] + H2SO4 (ac) → Fe4[Fe(CN)6]3

En esta ecuación se puede observar que 1 mol de cloruro de hierro reacciona con 1 mol de ferrocianuro de potasio y con 1 mol de ácido

sulfúrico generando así 1 mol de ferrocianuro de hierro.

(Se produce una coloración rojo intenso)

EXPERIMENTO 8: FORMACIÓN DE LOS COMPLEJOS DE COBALTO Y NÍQUEL

Solución de cobalto Solución de níquel Amoniaco

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- Tener la solución de cobre en un recipiente y la solución de níquel en otro recipiente.

- Agregar amoniaco a ambas soluciones.

CASO 1:

- En el primer recipiente tenemos a la solución de cobre y lo que se

desea es identificar el color del complejo, para esto tomamos tres puntos en cuenta: la identidad del catión metalico, la oxidación del catión

metalico y el ligando unido al catión metalico.

-Después de saber eso pasamos a agregar amoniaco a la solución de cobalto empezando a tornarse de una coloración naranja intensa, esto por la formación del hexaaminocobalto [Co(NH3)6]⁺².

CASO 2:

- En el segundo recipiente tenemos a la solución de níquel y lo que se desea es identificar el color del complejo, para esto tomamos tres puntos en cuenta: la identidad del catión metalico, la oxidación del catión

metalico y el ligando unido al catión metalico.

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- Después de saber eso pasamos a agregar amoniaco a la solución de níquel empezando a tornarse de una coloración azul intensa, esto por la formación del hexaammineníquel (II) [Ni(NH3)6]⁺².

EXPERIMENTO N° 9: RECONOCIMIENTO DE CROMATOS Y DICROMATOS

Dicromato de potasio Cromato de potasio Nitrato de bario Cuentagotas

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Hidróxido de sodio Ácido clorhídrico Tubo de ensayo

Empleando los conocimientos del equilibrio químico, realizaremos unos experimentos para obtener cromato de potasio del dicromato y

viceversa.

a. Colocamos un poco de cromato de potasio (K2CrO4) en un tubo de ensayo vacío, luego añadimos unas gotas de ácido clorhídrico (HCl), agitamos un poco y después de unos segundos se logra observar que el amarillo inicial va cambiando, toma un color anaranjado.

2 CrO42- + 2 H⁺ ⇆ Cr2O72- + H2O

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b. Agregamos un poco de dicromato de potasio (K2Cr2O7) a un tubo de ensayo vacío, luego añadimos unas gotas de hidróxido de sodio (NaOH), agitamos el tubo de ensayo y pocos segundos después observaremos un cambio de color, el anaranjado inicial se va aclarando, adquiriendo una coloración amarilla.

Cr2O72- + 2 OH^- ⇆ 2 CrO42- + H2O

c. Colocamos un poco de cromato de potasio (K2CrO4) en un tubo de ensayo vacío, luego añadimos unas gotas de hidróxido de sodio (NaOH), después añadimos un poco de nitrato de bario [Ba(NO3)2]. Se puede observar la formación de un precipitado en el tubo de ensayo.

K2CrO4 + Ba(NO3)2 + 2 NaOH → BaCrO4 + 2 KOH + 2 NaNO3

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d. Agregamos un poco de dicromato de potasio (K2Cr2O7) a un tubo de ensayo vacío, luego añadimos unas gotas de ácido clorhídrico (HCl), después añadimos un poco de nitrato de bario [Ba(NO3)2]. Podemos observar la formación de un precipitado en el tubo de ensayo.

K2Cr2O7 + 2 HCl + Ba(NO3)2 → BaCr2O7 + 2 HNO3 + 2 KCl

3.- conclusiones:

- En la primera reacción el cambio de color se debe a la formación del dicromato de potasio, al añadirle hidróxido de sodio, este se vuelve amarillo por la presencia del cromato de potasio.

- En la segunda reacción pasa algo similar a la primera, esto evidencia que la variación en la acidez del equilibrio permitirá la formación de K2CrO4 (menor acidez) o K2Cr2O7 (mayor acidez).

- En la tercera y cuarta reacción se forma un precipitado, esto es por la aparición del BaCrO4 y BaCr2O7 respectivamente. El primer compuesto se caracteriza por presentar un color amarillo y el segundo por poseer una coloración anaranjada.

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EXPERIMENTO N° 10: RECONOCIMIENTO DE CROMATOS Y DICROMATOS

Permanganato Agua destilada Hidróxido de sodio

Sacarosa de potasio Recipiente Agitador magnético

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a. Se agrega agua a un recipiente de laboratorio, se coloca el agitador magnético dentro del recipiente, se añade hidróxido de sodio, después se agrega un poco de sacarosa y por último se vierte un poco de

permanganato de potasio.

Los cambios de colores que se observan se da por el cambio de los estados de oxidación del manganeso.

3.- conclusión:

Permite comprender la variedad de colores que puede presentar un elemento al cambiar de un estado de oxidación a otro. En este caso el permanganato al pasar de morado (MnO4-) a verde (MnO42-), el color azul se puede dar por la combinación de ambos o por la formación de MnO4-3. Cambia al color naranja al pasar a MnO2.

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RESULTADOS Y DISCUSION

En esta sesión aprendimos sobre las propiedades físicas y químicas de los metales de transición, en cómo pueden formar compuestos de

diferentes colores debido a los estados de oxidación y la formación de complejos.

Al explicarnos la formulación y nomenclatura de los complejos, nos

brindan las herramientas para la elaboración de nuevos compuestos, así como nuevos saberes de la química inorgánica. La clase experimental nos mostró este nuevo conocimiento al crear complejos y diluir

precipitados. Evidenciando de esta forma la relación de las características químicas con las físicas.

Recordar también que a lo largo de la sesión vimos una explicación

centrada en la teoría del campo cristalino, la teoría del orbital molecular y la teoría del campo ligando. En esta explicación se mostró en que

consistían las teorías, la clasificación que tenían, su nomenclatura y su importancia en la química. Además de como afectaba de diversas maneras a los distintos grupos de la tabla periódica.

En la parte teórica se nos explicó porque ocurría los distintos cambios en la coloración de los algunos compuestos al agregarles ciertas sustancias y en como afectaba este cambio a los estados de oxidación entre otras variables. Además, vimos la importancia que tiene la complejidad geométrica de cada compuesto ya que este afecta directamente a las propiedades que este puede tener, y también el funcionamiento que tendrá en la naturaleza o en el uso humano se da en gran parte por su geometría.

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CUESTIONARIO

1. Grafique los siguientes complejos (geometría molecular más probable)

- K3[Fe(CN)6]

- K2[PtCl6]

- NH4[Cr(SO4)2]

- [Ag(NH3)2]Cl

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2. Indique las diferencias entre sales dobles y sales complejas Sales dobles

- Pueden ser muy variadas, dependiendo de su composición.

- Se trata de compuestos cristalinos, con estructura iónica.

- Su estructura les confiere altos puntos de fusión y propiedades dieléctricas en estado sólido.

- son solubles en agua.

- Suelen tener colores diferentes.

-Sus sabores oscilan entre el salado, dulce, agrio y amargo. Despiden poco olor o ninguno.

Sales complejas

- son materiales cristalinos con estructura iónica.

-Poseenestructuras dimensionales amónicos y fragmentos de estos con cationes en las cavidades.

-Tienen altos puntos de fusión

- En estado sólido son dieléctricos.

-Tienen la apariencia de ser claras y transparentes

3. Nombrar los siguientes complejos - [Co(H2O)2(NH3)4]Cl3

Nombre: Cloruro de tretraamindiaquocobalto(III)

- [Ni(NH3)6](OH)2

Nombre: Hidróxido de hexaaminniquel(II)

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- Na2[FeNO(CN)5]

Nombre: Pentacianonitrosilferrato(III) de sodio

- Na3[Ag(S2O3)2]

Nombre: Diotiosulfatoangentato(I) de sodio

- [Pt(NH3)5Cl]Cl3

Nombre: Cloruro de cloropentaaminplatino(IV)

- [Ni(NH3)6](OH)2

Nombre: Hidróxido de hexaaminniquel(II)

4. ¿Cuál es la base más fuerte? Fundamente su respuesta

- Cu(OH)2 o [Cu(NH3)4](OH)2 = [hidróxido de Tetraamincobre (II)]

- Ni(NH3)6(OH)2 = [hidróxido de tetraaminníquel (II)]

Según la teoría de Arrhenius, ‘‘una base es fuerte cuando se encuentra totalmente disociado en disolución acuosa’’.

La mayor basicidad se puede determinar por la constante de disociación (Kd). Por ello se concluye que el dihidroxido de Tetraamincobre (II)

([Cu(NH3)4](OH)2) es más fuerte.

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5. ¿En qué consiste la disociación electrolítica de un complejo de coordinación?

La teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius, propuso que ciertas sustancias, al ponerse en contacto con el agua, forman iones positivos y negativos que pueden conducir la corriente eléctrica (electrolitos). En el caso de una sustancia hipotética AB ocurre que: De manera que la carga total sobre los cationes es igual a la carga sobre los aniones. La

disolución en su conjunto es neutra. Esta disociación se realiza sin necesidad que circule corriente eléctrica, ya que los iones son preexistentes.

6. En qué consiste la regla de los 18 electrones y por qué es seguida por los elementos de transición.

La regla de los 18 electrones es una regla química que se utiliza

principalmente para predecir y racionalizar fórmulas para complejos de metales de transición estables, especialmente compuestos

organometálicos. La regla se basa en el hecho de que los orbitales de valencia de los metales de transición constan de cinco orbitales “d”, un orbital “s” y tres orbitales “p” que pueden acomodar colectivamente 18 electrones como pares de electrones enlazados o no enlazados. Esto significa que la combinación de estos nueve orbitales atómicos con

orbitales ligandos crea nueve orbitales moleculares que están enlazados o no enlazados metal-ligando. Cuando un complejo metálico tiene 18 electrones de valencia, se dice que ha alcanzado la misma configuración electrónica que el gas noble en el período. La regla no es útil para

complejos de metales que no son metales de transición, y los complejos de metales de transición interesantes o útiles violarán la regla debido a las consecuencias que la desviación de la regla tiene sobre la

reactividad. La regla fue propuesta por primera vez por el químico estadounidense Irving Langmuir en 1921.

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REFERENCIAS

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Disponible en:

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2. (Coordination Chemistry I: Structure and isomers, 2015). Disponible en:

https://www.chem.uci.edu/~lawm/11-13.pdf

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http://asesorias.cuautitlan2.unam.mx/inorganica/profes/asp/apuntes/QC-7.pdf 4. Aproximación a la química de los compuestos de coordinación y su enseñanza en educación media [Internet]. [citado 28 de enero de 2021]. Disponible en:

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9. Los elementos de transición [Internet]. [citado 28 de enero de 2021]. Disponible en:

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10. Química de los Elementos de Transición [Internet]. [citado 28 de enero de 2021].

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