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COMPLEJOS I: Nomenclatura y T.E.V. 
 
ACTIVIDAD 1 
 
Dadas las siguientes especies químicas: 
 H 
a) Cr(H2O)63+ k) [(NH3)5Cr-O-Cr(NH3)5] Cl5 
 
b) Cr(NH3)63+ l) [Co(NH3)5(H2O)]Cl3 
 
c) [Cr(NH3)6](SCN)3 m) [Co(H2O)6]Cl2 
 
d) [Cr(NH3)3(SCN)3] ñ) Na[Co(CO)4] 
 
e) NH4[Cr(NH3)2(SCN)4] o) [Co(NH3)6][Cr(CN)6] 
 
f) [Cr(en)3]Cl3 p) [Cr(en)3][FeCl4]3 
 OH 
g) [CoCl4]2- q) [(NH3)4 Co Co(en)2]Cl4 
 NH2 
h) [Ni(CN)4]2- 
 
 i) [CuCl2]– 
 
 j) [Cu(NH3)2]+ 
 
Determinar: a) índice de coordinación, b) nombres c) ¿existe entre ellos alguna sustancia 
molecular? 
 
 
 
Nombre Indice de coordinación 
 
a) Ion exacuocromo III 6 
b) Ion examin cromo III 6 
c) Tiocianato de examín cromo III 6 
d) Tritiocianato triamín cromo III 6 
e) Tetratiocianato diamín cromato III de amonio 6 
f) Cloruro de tris etilendiamina cromo III 6 
g) Ion tetracloro cobaltato (II) 4 
h) Ion tetraciano niquelato (II) 4 
i) Ion dicloro cuprato (I) 2 
j) Ion diamín cobre (I) 2 
k) Cloruro de decamín –µ hidroxo dicromo (III) 6 
l) Cloruro de monoacuo pentamín Co III 6 
m) Cloruro de exacuo Co II 6 
ñ) Tetracarbonil Cobaltato (-I) de Na 4 
o) Hexaciano Cromato III de examín Co III 6 
p) Tetracloro ferrato III de tris etilendiamina Cr III 6 
q) Cloruro de tetramín bis etilendiamina- µ-amido- µ 
 hidroxo dicobalto (III) 6 
 
d) Tritiocianato triamín cromo III. Sustancia molecular 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 2 
 
Determinar configuración electrónica y estructura espacial de: 
a) Ión Exaciano ferrato II (diamagnético) 
b) Ión Exaciano ferrato III (paramagnético, n=1) 
 
 
 
 
a) [Fe(CN)6]4- Diamagnético 
 
Feº 3d6 4s2 
 
 Fe2+ 3d6 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 
Puesto que el complejo es diamagnético; µ = 0 y debe tener todos sus electrones apareados. 
 
 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 d
2 s p3 
 
b) [Fe(CN)6]3- (Paramagnético, n=1) 
 
Feº 3d6 4s2 
 
Fe3+ 3d5 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
µ = √n (n+2) 
 
µ = 1,73 n = 1 electrón desapareado hibridación d2sp3 ----- Octaédrico 
 
__ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 d2 s p3 
 
 
ACTIVIDAD 3 
 
a) A 10 gotas de solución de nitrato férrico adicionar 2-3 gotas de solución de hexaciano 
ferrato (II) de potasio. Interpretar el cambio mediante una ecuación química. ¿cuál es la 
denominación común de este precipitado? 
 
b) En un tubo de vidrio adicionar 20 gotas de una disolución de sal ferrosa y gotas de 
hexaciano ferrato (III) de potasio. Interpretar el cambio observado. ¿Cuál es la 
designación de este precipitado? 
 
 
 
 III II 
a) [Fe(CN)6] 4- + K + + Fe 3+  KFe[Fe(CN)6]  
 Azul de Prusia 
 
 
 
 II III 
 
 
 
b) [Fe(CN)6] 3- + K + + Fe 2+  KFe[Fe(CN)6]  
 Azul de Turnbull 
 
 
 
ACTIVIDAD 4 
Nombrar los siguientes iones complejos y determinar la configuración electrónica del primero 
sabiendo que tiene cinco electrones desapareados: 
 
[Fe(H2O)6]3+ ; [Fe(H2O)5SCN]2+; Fe(H2O)5Cl]2+; [Fe(H2O)5OH]2+ 
 
 
- ión exacuo hierro III (incoloro) 
 
- ión tiocianato pentacuohierro III (rojo) 
 
- ión cloropentacuo hierro III (amarillo) 
 
- ión hidroxopentacuo hierro III (amarillo) 
 
 
[Fe(H2O)6]3+ 
 
Feº 3d6 4s2 5 electrones desapareados 
 
Fe3+ 3d5 
 
__ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ __hibridación sp3d2 --- Octaédrico 
 s p3 d2 
 
 
ACTIVIDAD 5 
 
a) A 20 gotas de una solución de nitrato férrico agregue 2-3 gotas de ácido clorhídrico 
concentrado. Interpretar con reacciones adecuadas. 
 
b) A 20 gotas de una solución de nitrato férrico agregue gotas de hidróxido de sodio 
concentrado. Interpretar con reacciones adecuadas. 
 
c) A 10 gotas de una solución de sal férrica (FeCl3) adicionar una o dos gotas de disolución 
diluida de tiocianato de potasio. Observar y justificar el cambio. Repetir el ensayo pero 
usando sal ferrosa. Explicar. 
 
 
 
a) Fe(H2O)6 3+ + Cl -  [Fe(H2O)5Cl] 2+ + H2O 
 Incoloro Amarillo 
 
b) Fe(H2O)6 3+ + OH -  [Fe(H2O)5OH] 2+ + H2O 
 Incoloro Amarillo 
 
c) Dato: [FeSCN] 2+  Fe 3+ + SCN - K = 8 .10-3 (no figura en el apéndice de datos 
 FeCl3  FeCl2 + + Cl - K = 10 
 FeCl2 +  FeCl 2+ + Cl - K = 0,22 
 
 
 
 FeCl 2+  Fe 3+ + Cl - K = 0,22 
 SCN - + Fe 3+  FeSCN 2+ K = 125 
 -------------------------------------------------- 
 FeCl3 + SCN -  FeSCN 2+ + 3 Cl - KT = 60,5 
 Ión tiocianato hierro (III) 
 Amarillo Rojo sangre 
Las soluciones ferrosas dan esta reacción pues siempre hay algo de Fe 3+, producto 
de oxidación por el aire. 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 6 
 
A partir de la configuración de los iones correspondientes demuestre que los complejos de 
índice de coordinación 4 de Niº; Cu1+; y Zn2+ serán tetraédricos. 
 
 
Niº d8 s2 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 __ __ __ __ __ __ __ __ __ sp3 
 
 
Cuº d10 s1 Cu+ d10 __ __ __ __ __ __ __ __ __ sp3 
 
Znº d10 s2 Zn2+ d10 __ __ __ __ __ __ __ __ __ sp3 
 
Los complejos de índice de coordinación 4 podrán ser coordinados planos dsp2 o tetraédricos 
sp3. Es evidente con las estructuras electrónicas antes descriptas que los únicos complejos 
tetracoordinados que pueden formar estas especies son tetraédricos puesto que para formar una 
hibrid. dsp2 : 
 
1) el níquel debe desaparear 2e- (los 2e- s) y promoverlos a un nivel superior; 
 
2) aparear los 2e- desap. de los orb. d para liberar al último orb. d; 
 
3) Cu+ y Zn2+ deben desaparear y ubicar en un nivel superior 2 electrones. 
 
 
ACTIVIDAD 7 
 
Nombrar y determinar configuración espacial y estructura electrónica, sabiendo que en 
ambos casos el momento magnético es nulo, de: 
a) Fe(CO)5 
b) Ni(CO)4 
 
 
a) Fe(CO)5 penta carbonil Fe(0) o hierro pentacarbonilo 
 
Fe0: d6s2 
 Indice de coord.: 5 
 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 
 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 hibridación dsp3 ---- bipirámide trigonal 
 
 
 
 
se forman en este caso 5 orb. Híbridos dsp3 dirigidos en el espacio a partir del ión central hacia los 
vértices de una bipirámide de base triangular. 
 
 
b) Ni(CO)4 tetracarbonil níquel (0) o Níquel tetracarbonilo 
 
 
 
 I.C: 4 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 
 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 
 hibridación sp3 ---- tetraédrico 
 
 Ni0: d8s2 por lo dicho en el problema 5 será tetraédrico (hacer resolver a los alumnos). 
 Estas especies serán moleculares. 
 
 
ACTIVIDAD 8 
 
Partiendo de la configuración electrónica del ión Cu(II) determine: 
 
a) ¿Cuántos electrones desapareados tendrá un complejo cuadrado plano del Cu2+? 
b) ¿Cuántos electrones desapareados tendrá un complejo tetraédrico del Cu2+? 
 
 
Cuº d10 s1 
 
 Cu2+ d9 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 
 
 a) Cuadrado plano b) Tetraédrico 
 
 Debe promocionar el e- desapareado 
 al primer nivel sup. Desocupado __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 s p3 
 
 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 d s p2 
 
n = 1 n = 1 
 
µ = √n (n+2) = 1,73 µ = √n (n+2) = 1,73 
 
Como puede observarse en este caso no puede determinarse la hibridación con el dato de 
magnetismo. 
 
 
ACTIVIDAD 9 
 
A 10 gotas de solución de sulfato de cobre agregue gotas de amoníaco diluido hasta 
formación de un ppdo, luego agregue amoniaco concentrado hasta disolución del mismo. 
Del producto obtenido tome una pequeña porción y agregue gotas de ácido sulfúrico 
concentrado hasta cambio de color. 
 
 
 
 
El amoníaco es una base y en una primera etapa predomina tal conducta: 
 2 (NH3(dis) + H2O  NH4 + + OH -)K = (1,8 .10-5)2 
 Cu 2+ + 2 OH -  Cu(OH)2(s) K = 6,25 .1018 
 ------------------------------------------------------------------- 
 Cu 2+ + 2 H2O + 2 NH3(dis)  Cu(OH)2(s) + 2 NH4 + K = 2,02 .109 
 Celeste Celeste 
Un exceso de amoníaco da lugar a la formación del complejo: 
 
 Cu(OH)2(s) +  Cu 2+ + 2 OH - K = 1,6 .10-19 
 2 (NH4 + + OH -  NH3(dis) + H2O) K = (5,5 .104)2 
 Cu 2+ + 4 NH3  [Cu(NH3)4] 2+ K = 2,5 .1013 
 -------------------------------------------------------------------------- 
 2 NH4 + + 2 NH3 + Cu(OH)2(s)  [Cu(NH3)4] 2+ + 2 H2O K = 1,2 .104 
 Ión tetramín Cu (II) 
 Celeste Azul intenso 
El agregado de ácido influye sobre la estabilidad del complejo: 
 
 [Cu(NH3)4] 2+  Cu 2+ + 4 NH3 K = 4 .10-14 
 4 (NH3(dis) + H2O  NH4 + + OH -) K = 1,05 .10-19 
 4 (H + + OH -  H2O) K = (1 .1014)4 
 --------------------------------------------------------- 
 [Cu(NH3)4] 2+ + 4 H +  Cu 2+ + 4 NH4 + K = 4.2 .1023 
 Azul intenso Celeste 
 
 
ACTIVIDAD 10 
 
Nombrar los siguientes complejos: 
[Ag(NH3)2]+ ; Ag(CN)2]- ; Au(CN)2]- ; [Ag(S2O3)2]3- ; y determinar estructura electrónica y 
configuración espacial del primero 
 
 
 
ión diamín plata (I) IC = 2 
 
ión diciano argentato (I) IC = 2 
 
ión diciano aurato (I) IC = 2 
 
ión ditiosulfato argentato (I) IC = 2 
 
Agº d10 s1 
 
Ag+ d10 __ __ __ __ __ __ __ __ __ 
 
 __ __ __ __ __ __ __ 
 s p 
 
 
[NH3 Ag NH3 ]+ lineal------ hib. sp 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 11 
 
a) A 10 gotas de cloruro de sodio agregar 2 gotas de nitrato de plata. A una pequeña 
porción del precipitado agregar amoniaco concentrado agitando fuertemente hasta la 
disolución del mismo. Agregar gotas de yoduro de potasio y observar el precipitado. 
Plantee las ecuaciones correspondientes y justifique. 
 
b) Obtención del espejo de plata: 
Colocar en un tubo HACH, bien limpio, 30 gotas de disolución de nitrato de plata. 
Agregar lentamente amoníaco concentrado hasta conseguir la precipitación del 
catión Ag (I). Seguir adicionando amoníaco concentrado gota a gota hasta disolución del 
precipitado con el mínimo de reactivo. Agregar 15 gotas de Hidróxido de Sodio diluido y 
luego agregar Amoníaco concentrado hasta disolución nuevamente del precipitado. 
Agregar 3 ml de Solución de Glucosa, tapar el tubo y girarlo lentamente de costado, 
de manera que la solución moje las paredes. 
Desechar el contenido y agregar Ácido Nítrico comercial para disolver el espejo. 
Explique e interprete lo ocurrido con reacciones y datos termodinámicos adecuados. 
 
 
a) 
1- Cl - + Ag +  AgCl(s) K = 5,5 .109 
 Blanco 
 
 
2- AgCl(s)  Cl - + Ag + K = 1,8 .10-10 
 Ag + + 2 NH3  [Ag(NH3)2] + K = 1,6 .107 
 ---------------------------------------------- 
 AgCl(s) + 2 NH3  Cl - + [Ag(NH3)2] + KT = 2,9 .10-3 
 Ión diamín plata (I) 
 Blanco Incoloro 
 
 
3- [Ag(NH3)2] +  Ag + + 2 NH3 K = 6 .10-8 
 I - + Ag +  AgI(s) K = 1,15 .1016 
 -------------------------------------------- 
 I - + [Ag(NH3)2] +  AgI(s) + 2 NH3 KT = 6,9 .108 
 Incoloro Amarillo 
 
 
 
b) 
 Ag + + OH -  ½ Ag2O(s) + ½ H2O K = 3,85 .107 
 NH3(dis) + H2O  NH4 + + OH - K = 1,8 .10-5 
 -------------------------------------------------- 
 Ag + + NH3(dis) + ½ H2O  ½ Ag2O(s) + NH4 + KT = 6,93 .102 
 
 
Adicionando un pequeño exceso de amoníaco: 
 
 
 
 
 
 ½ Ag2O(s) + ½ H2O  Ag + + OH - K = 2,6 .10-8 
 Ag + + 2 NH3(dis)  [Ag(NH3)2] + K = 1,67 .107 
 NH4 + + OH -  NH3(dis) + H2O K = 5,5 .104 
 ------------------------------------------------------------------------- 
 ½ Ag2O(s) + NH3(dis) + NH4 +  [Ag(NH3)2] + + ½ H2O KT = 2,4 .104 
 
 
Al adicionar glucosa y calentar ocurre la siguiente reacción: 
 
 
 2 ([Ag(NH3)2] + + e-  Ag(s) + NH3(dis)) 
 
... (+1) (+3) 
... H-C=O - O-C=O 
... | | 
... H-C-OH H-C-OH 
... | | 
... OH-C-H + 3 OH -  OH-C-H + 2 e- + 2 H2O 
... | | 
... H-C-OH H-C-OH 
... | | 
... H-C-OH H-C-OH 
... | | 
... H2-C-OH H2-C-OH 
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
....Glucosa + 2 [Ag(NH3)2] + + 3 OH  Gluconato + 2 Ag(s) + 4 NH3(dis) + 2 H2O 
 
 
La Ag(s) se deposita en las paredes formando el espejo de plata. 
 
Al agregar el ácido nítrico diluido y agitar se disuelve el espejo de plata según: 
 
 
 NO3 - + 2 H + + e-  NO2 (g) + H2O E°C = 0,803 
 3 (Ag(s)  Ag + + e-) E°A = 0,7996 
 -------------------------------------------------------------------- 
 NO3 - + 4 H + + 3 Ag(s)  NO(g) + 3 Ag + + 2 H2O E°T = 0,01 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 12 
 
Mediante un esquema muestre los isómeros cis-trans de los siguientes complejos: 
1) Ión Dicloro tetramín cobalto (III) (Cis violeta- trans verde) 
2) Dibromo diamín paladio (II) 
3) Ión Dicloro bis etilendiamina cobalto (III) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPLEJOS II: T.C.C. 
 
ACTIVIDAD 1 
 
En un tubo de ensayo colocar 1 ml de disolución de sulfato de cobre (II) y adicionar gotas de 
disolución de yoduro de potasio hasta la formación de un precipitado. Adicionar gotas de 
ácido sulfúrico diluido y disolución de sulfito de sodio. Calentar sin llegar a ebullición, dejar 
enfriar y desechar el sobrenadante. 
Observar los cambios ocurridos considerando especialmente el color de la sal precipitada y 
el de la solución sobrenadante y justificar adecuadamente. 
Dividir el precipitado anteriormente obtenido, en dos tubos de vidrio. Adicionar a uno de ellos 
gotas de amoniaco concentrado y agitar hasta disolver el precipitado. Adicionar al restante 
gotas de disolución de cianuro de potasio y agitar. Observar los cambios experimentados e 
interpretar mediante reacciones adecuadas y justificar. 
 
 
Obtención de yoduro cuproso: 
 
 2 Cu 2+ + 5 I -  I3- + 2 ICu(s) ET = ? 
 Pardo rojizo Blanco 
 
Para conocer este dato es necesario realizar los siguientes cálculos: 
 
1- 2 (Cu 2+ + I - + e-  ICu(s)) E°C = 0,86 
2- 3 I -  I3- + 2 e- E°A = 0,54 
 ---------------------------------------- 
 2 Cu 2+ + 5 I -  I3- + 2 ICu(s) ET = E°C - E°A = 0,32 
 
Cálculo de Ered de la semirreacción 1-: 
 
 Cu 2+ + e-  Cu + Ered = 0,159 
 I - + Cu +  ICu(s) K = 9,09 .1011 
 ---------------------------------------- 
 Cu 2+ + I - + e-  ICu(s) Ered = ? 
 
 
Ered Log Q K 
0,159 2,69 
 11,96 9,09 .1011 
0,86 14,65 
 
Con lo cual en nuestro caso el valor de la ET es de 0,32. 
 
El color pardo se elimina mediante el agregado de sulfito en medio ácido y se 
visualiza bien el precipitado blanco de ICu. 
 
 
 I3- + 2 e-  3 I - E°C = 0,54 
 SO2(dis) + 2 H2O  2 e- + HSO4 - + 3 H + E°A = 0,16 
 -------------------------------------------------------------- 
 
 
 
 SO2(dis) + 2 H2O + I3-  3 I - + HSO4 - + 3 H + ET = E°C - E°A = 0,38 
 Pardo Incoloro 
 rojizo 
 
Formación de complejos de Cu (I): 
 
1) Disolución de ICu(s) por adición de amoníaco concentrado: 
 
 ICu(s)  I - + Cu + K = 1,1 .10-12 
 Cu + + 2 NH3  [Cu(NH3)2] + K = 1 .1011 
 ---------------------------------------- 
 ICu(s) + 2 NH3  I - + [Cu(NH3)2] + KT = 0,11 
 Incoloro 
 
Estabilidad del [Cu(NH3)2] + a la desproporción: 
 
1- Cu(NH3)2 + + e-  Cu(s) + 2 NH3 E°C = - 0,130 
2- Cu(NH3)2 + + 2 NH3  Cu(NH3)4 2+ + e- E°A = 0,017 
 ------------------------------------------------------------ 
 2 Cu(NH3)2 +  Cu(s) + Cu(NH3)4 2+ E°T = - 0,15 < 0  ESTABLE 
 Azul intenso 
 
Cálculo del Eredde la semirreacción 1-: 
 
 Cu(NH3)2 +  Cu + + 2 NH3 K = 1 .10-11 
 Cu + + e-  Cu(s) Ered = 0,520 
 ----------------------------------------------- 
 Cu(NH3)2 + + e-  Cu(s) + 2 NH3 ET = ? 
 
Ered Log Q K 
 - 11 10-11 
0,520 8,8 
- 0,130 - 2,2 
 
Cálculo del Ered de la semirreacción 2-: 
 
 Cu(NH3)4 2+  Cu 2+ + 4 NH3 K = 4 .10-14 
 Cu 2+ + e-  Cu + Ered = 0,159 
 Cu + + 2 NH3  Cu(NH3)2 + K = 1 .1011 
 ----------------------------------------------- 
 Cu(NH3)4 2+ + e-  Cu(NH3)2 + + 2 NH3 Ered = ? 
 
Ered Log Q K 
 - 13,40 4 .10-14 
0,159 2,69 
 11 1011 
0,017 0,29 
 
Entonces el ET de la reacción será: 
 
 
 
 
 ET = E°C - E°A = - 0,130 - 0,017 = - 0,15 
 
Conclusión: El Cu(NH3)2 + es estable a la desproporción redox. 
Estabilidad del Cu(NH3)2 + frente al H2O como OXIDANTE: 
 
 2 H2O + 2 e-  H2(g) + 2 OH - E°C = - 0,828 
 2 (Cu(NH3)2 + + 2 NH3  Cu(NH3)4 2+ + e-) E°A = 0,017 
------------------------------------------------------------------------------------- 
2 H2O + 2 Cu(NH3)2 + + 4 NH3  H2(g) + 2 OH - + 2 Cu(NH3)4 2+ EºT =- 0,845 ESTABLE 
 
 
Estabilidad del Cu(NH3)2 + frente al H2O como REDUCTOR: 
 
 2 (Cu(NH3)2 + + e-  Cu(s) + 2 NH3) E°C = - 0,13 
 2 OH -  ½ O2(g) + 2 e- + H2O E°A = 0,40 
------------------------------------------------------------------------------------- 
2 Cu(NH3)2 + + 2 OH -  2 Cu(s) + 4 NH3 + ½ O2(g) + H2O EºT = - 0,53 ESTABLE 
 
 
Estabilidad del Cu(NH3)2 + frente al oxígeno del aire: 
 
 H2O + ½ O2(g) + 2 e-  2 OH - E°C = 0,40 
 2 (Cu(NH3)2 + + 2 NH3  Cu(NH3)4 2+ + e-) E°A = 0,017 
------------------------------------------------------------------------------------- 
4 NH3 + ½ O2(g) + H2O + 2 Cu(NH3)2 +  Cu(NH3)4 2+ + 2 OH - EºT = 0,38 INESTABLE 
 Incoloro Azul intenso 
 
- La reacción ocurre. 
 
Nota: El potencial de la segunda reacción es igual al calculado en la semirreacción 2- 
del punto anterior. 
 
Conclusión: El Cu(NH3)2 + es inestable frente al oxígeno del aire; oxidándose 
rápidamente a Cu(NH3)4 2+ de color azul intenso. 
 
 
2) Disolución de ICu(s) con disolución de KCN: 
 
 ICu(s)  I - + Cu + K = 1,1 .10-12 
 Cu + + 2 CN -  [Cu(CN)2] - K = 1 .1016 
 ---------------------------------------- 
 ICu(s) + 2 CN -  I - + [Cu(CN)2] - KT = 1,1 .104 
 Incoloro 
 
 
 
Estabilidad del [Cu(CN)2] - a la desproporción y frente al oxígeno del aire: 
 
Conclusión experimental: el Cu + se estabiliza por formación de [Cu(CN)2] -, ya que no 
aparece el color del Cu 2+ acomplejado. 
 
 
 
ACTIVIDAD 2 
 
Calcular cuanto se disuelve de un precipitado de hidróxido de cobre (II) al ser tratado con 
medio litro de solución amoniacal 1M. 
 
 
El hidróxido cúprico se disuelve en presencia de una disolución amoniacal por formación del ión complejo 
Cu(NH3)42+ según la siguiente reacción: 
 
Cu(OH)2(s) + NH3(dis)  Cu(NH3)42+ + 2OH– K = 4x10-6 
 
 
 Cu(OH)2(s)  Cu2+ + 2OH- K = 1,6 10-19 
 
 Cu2+ + 4 NH3  Cu(NH3)42+ K = 2,5 1013 
 
 Cu(OH)2(s) + 4 NH3  Cu(NH3)42+ + 2OH- K = 4 10-6 
 (1 – 4x) x 2x 
 
 Kt = x (2x)2 = 4 10-6 x = 10-2 M 
 (1 – 4x)4 
 
 10-2 x 0,5 l = 5 x 10-3 moles. 
 
ACTIVIDAD 3 
 
 
Dibuje un esquema de escinción de orbitales d para un complejo de geometría octaédrica y 
centro metálico de configuración d4 de bajo spin y d7 de alto spin. Calcular la E.E.C.C. y el 
número de electrones desapareados 
 
 
d4 de bajo spin d7 de alto spin. 
 
 
 eg 
 
 dz2 dx2-y2 dz2 dx2-y2 
 
 
 t2g 
 dxy dxz dyz dxy dxz dyz 
 
 t2g4 t2g5 eg2 
 e- desap.: 2 e- desap.: 3 
 
E.E.C.C. = [ -4Dq . e-t2g + 6Dq . e-eg ] + [ e-apareados ]. A 
 
 -16Dq+A -8Dq + 2A 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 4 
 
Los complejos de hierro, tal como Fe(H2O)6Cl2, presenta un momento magnético de  = 4,9 
magnetones de Borh, mientras que el complejo K4[Fe(CN)6presenta un momento 
magnético = 0. Justifique este comportamiento empleando T.C.C. 
 
Fe(H2O)6Cl2 
 
Complejo de alto spin y centro metálico 3d6. Diagrama de distribución Oh es t2g4 eg2. Al 
tener cuatro electrones desapareados el  = 4,9 magnetones de Borh 
 
K4[Fe(CN)6 
 
Diagrama de distribución Oh t2g6 eg0. No hay electrones desapareados y el = 0. 
 
ACTIVIDAD 5 
 
a) Analice si será posible oxidar plata y oro con oxigeno del aire en presencia de 
cianuro. 
b) Analice quien podrá disolver el platino: 1) Acido clorhídrico; 2) Acido nítrico 3) Una 
mezcla de ambos en proporción 3:1 (agua regia) 
c) Analice la disolución del oro con agua regia. 
 
 
a) Oxidación de Ag: 
 
 H2O + ½ O2(g) + 2 e-  2 OH - E°C = 0,40 
 2 (Ag(s) + 2 CN -  [Ag(CN)2] - + e- ) E°A = - 0,29 
------------------------------------------------------------------------------ 
H2O + ½ O2(g) + 2 Ag(s) + 4 CN -  2[Ag(CN)2] - + 2 OH - ET = E°C - E°A = 0,69 
 
- La reacción sucede. 
 
Cálculo de potenciales: 
 
 Ag + + e-  Ag(s) Ered = 0,799 
 [Ag(CN)2] -  Ag + + 2 CN - K = 4 .10-19 
 ------------------------------------------------ 
 [Ag(CN)2] - + e-  Ag(s) + 2 CN - Ered = ? 
 
Ered Log Q K 
0,799 13,52 
 - 18,40 4 .10-19 
- 0,29 - 4,88 
 
Oxidación de Au: 
 
 H2O + ½ O2(g) + 2 e-  2 OH - E°C = 0,40 
 2 (Au(s) + 2 CN -  [Au(CN)2] - + e- ) E°A = - 0,47 
------------------------------------------------------------------------------ 
 
 
 
H2O + ½ O2(g) + 2 Au(s) + 2 CN -  [Au(CN)2] - + 2 OH - ET = E°C - E°A = 0,87 
 
- La reacción sucede. 
 
 
Cálculo de potenciales: 
 
 Au + + e- → Au(s) Ered = 1,83 
 [Au(CN)2] -  Au + + 2 CN - K = 1 .10-39 
 ------------------------------------------------ 
 [Au(CN)2] - + e-  Au(s) + 2 CN - Ered = ? 
 
 
Ered Log Q K 
1,83 30,96 
 - 39 1 .10-39 
- 0,47 - 8,04 
 
b) Disolución del Pt: 
 
1- Frente al HCl: 
 2 H + + 2 e- → H2(g) E°C = 0,00 
 Pt(s) + 4 Cl -  PtCl4 2- + 2 e- E°A = 0,73 
 ------------------------------------------------------- 
 Pt(s) + 4 Cl - + 2 H +  PtCl4 2- + H2(g) ET = E°C - E°A = - 0,73 
 
- La reacción no se produce. 
 
Cálculo de potenciales: 
 
 Pt 2+ + 2 e-  Pt(s) Ered = 1,18 
 PtCl4 2-  Pt 2+ + 4 Cl - K = 8,9 .10-16 
 ------------------------------------------------ 
 PtCl4 2- + 2 e-  Pt(s) + 4 Cl - Ered = ? 
 
 
Ered Log Q K 
1,18 39,93 
 - 15,05 8,9 .10-16 
0,73 24,88 
 
 
2- Frente al ácido nítrico: 
 
 2 (NO3 - + 2 H + + e-  NO2(g) + H2O) E°C = 0,803 
 Pt(s)  Pt 2+ + 2 e- E°A = 1,188 
 ------------------------------------------------------- 
 Pt(s) + 2 NO3 - + 4 H +  Pt 2+ + 2 NO2(g) + 2 H2O E°T = - 0,385 
 
- La reacción no se produce. 
 
 
 
 
 
3- Agua regia (3 partes de ácido clorhídrico y 1 parte de ácido nítrico): 
 
 2 (NO3 - + 2 H + + e-  NO2(g) + H2O) E°C = 0,803 
 Pt(s) + 4 Cl -  PtCl4 2- + 2 e- E°A = 0,73 
 ---------------------------------------------------------- 
 2 NO3 - + 4 H + + Pt(s) + 4 Cl -  2 NO2(g) + 2 H2O + PtCl4 2- E°T = 0,073 
 
- La reacción se produce. 
 
 
ACTIVIDAD 6 
 
Describa el efecto Jahn-Teller tomando como modelo la distribución electrónica del Cu2+ en 
un entorno octaédrico. Como se denomina comúnmente a este tipo de distorsión? De 
ejemplosde otras distribuciones electrónicas donde es posible encontrar este efecto. 
 
 
Este fenómeno implica la pérdida de la simetría regular del complejo, provocando 
distorsiones que tienen por finalidad disminuir la Energía total del sistema. 
Se puede afirmar que presentarán este efecto aquellos iones de metales de transición cuyos 
orbitales eg este ocupados por un número impar de electrones (asimétricamente 
ocupados) 
Consideremos un ión con 9 electrones d. La configuración indistintamente sea de campo 
ligando débil o fuerte, será (t2g)6 (eg)3, siendo las distribuciones posibles: 
 
 eg 
 
 dz2 dx2-y2 dz2 dx2-y2 
 
 
 t2g 
 dxy dxz dyz dxy dxz dyz 
 
 
 
DIAGRAMA IZQ.: se observa una mayor densidad de carga sobre los ejes x e y y los 
ligando ubicados en esa dirección están repelidos, por lo que el complejo se verá como 
si hubiese sido aplanado (compresión tegragonal). 
 
 
DIAG DER.: existe una densidad de carga mayor sobre el eje Z que sobre el X e Y, por lo 
que es de esperarse que los ligandos que se encuentren en esta dirección resulten 
repelidos, provocando el alejamiento de los mismos (elongación tegragonal) 
 
 
 
 
 
 
 
 Compresión tetragonal J-T Oh Elongación tegragonal J-T 
 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 7 
 
a) A 20 gotas de ácido clorhídrico comercial adicionar gota a gota disolución de sulfato de 
cobre (II). Observar los cambios ocurridos con el agregado de la solución de cobre (II) y 
agitar. Justificar con reacciones químicas los cambios observados y analice con los 
datos termodinamicos suministrados. 
b) A 20 gotas de amoniaco concentrado agregue 10 gotas de sulfato de níquel (II). Observe 
y agregue cuidadosamente gotas solución de sulfato de cobre. 
 
 
a) Cu(H2O)6 2+ + 4 Cl -  [Cu(H2O)2Cl4] 2- + 4 H2O 
 Ión hexacuo Cu (II) Ión tetracloro diacuo cuprato (II) 
 Celeste Amarillo 
 Octaédrico Tetraédrico 
 
Efecto Jahn Teller: [Cu(H2O)2Cl4] 2- es un octaedro distorsionado que pasa a cuadrado 
plano, debido a que los vértices del octaedro (H2O) están muy alejados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Configuración Ión Spín
d4 (t2g)3 (eg)1 Cr2+, Mn3+ alto
d7 (t2g)6 (eg)1 Co2+ bajo
d9 (t2g)6 (eg)3 Cu2+ ----
Cl Cl 
Cl Cl 
Cu 
H2O 
H2O 
 
 
 
 
El agregado de solución de CuSO4 gota a gota origina un cambio de color de amarillo 
a celeste verdoso debido al paso por sucesivos complejos del tipo: 
 
 1,9.10-1 3,2.10-1 2,5.10-2 1,58.10-3 
[Cu(H2O)2Cl4] 2-  [Cu(H2O)3Cl3] -  [Cu(H2O)4Cl2]  [Cu(H2O)5Cl] + [Cu(H2O)6]2+ 
 Amarillo Verde amarillento Verde Celeste verdoso Celeste 
 
 
b) Ni 2+ + 6 NH3  [Ni(NH3)6] 2+ K = 5,5 .108 
 Ión hexamin Ni (II) 
 Verde Azul tenue 
 
 2 ([Ni(NH3)6] 2+  Ni 2+ + 6 NH3) K = (1,8 .10-9)2 
 3 (Cu 2+ + 4 NH3  [Cu(NH3)4] 2+) K = (2,5 .1013)3 
 -------------------------------------------------- 
 2 [Ni(NH3)6] 2+ + 3 Cu 2+  2 Ni 2+ + 3 [Cu(NH3)4] 2+ KT = 5,06 .1022 
 Ión hexamin Ni (II) Ión tetramín Cu (II) 
 Azul tenue Azul intenso 
 
No hay liberación de amoníaco porque se pasa de hexacoordinado a un 
tetracoordinado, es decir solo hay cambio de cationes centrales. El complejo 
[Cu(NH3)4] 2+ es más estable que el [Ni(NH3)6] 2+. 
 
ACTIVIDAD 8 
 
El ion complejo tetracianoniquelato (II) es diamagnético pero el tetracloroniquelato (II) es 
paramagnético con dos electrones desapareados. De modo semejante, el hexacianoferrato 
(II) presenta solo un electrón no apareado, en tanto que el hexacuohierro (III) tiene cinco. 
Explique estas observaciones experimentales empleando la T.C.C. 
 
ion tetracianoniquelato (II) es diamagnético 
 
Complejo de bajo spin y centro metálico 3d8. Diagrama de distribución podría ser 
correspondiente a una geometría tetraédrica o cuadrado planar. Para el caso de Td la 
configuración eg4 t2g4 deja dos electrones desapareados y el complejo seria paramagnetico, 
no estando acorde con la observación experimental. El desdoblamiento cuadrado planar (la 
explicación de cómo se origina, será explicada en la actividad 1 de la semana) si es 
coinicidente con el dimagnetismo 
 
 
 dx2-y2 
 
 
 
 dxy 
 
 
 
 dz2 
 
 
 
 dxz dyz 
 
 
 
Ion tetracloroniquelato (II) es paramagnético con dos electrones desapareados. 
 
Complejo de bajo spin y centro metálico 3d8. Diagrama de distribución podría ser 
correspondiente a una geometría tetraédrica o cuadrado planar. Para el caso de Td la 
configuración eg4 t2g4 deja dos electrones desapareados y el complejo seria paramagnetico, 
estando acorde con la observación experimental. 
 
 
 
 t2g 
 dxy dxz dyz 
 
 eg 
 
 dz2 dzx2-y2 
 
Ion hexacianoferrato (III) presenta solo un electrón no apareado 
 
Complejo de bajo spin y centro metálico 3d5. Diagrama de distribución Oh es t2g5 eg0. Tiene 
en consecuencia un electrón desapareado. 
 
Ion hexacuohierro (III) tiene cinco electrones desapareados 
 
Complejo de alta spin y centro metálico 3d5. Diagrama de distribución Oh es t2g3 eg2. Tiene 
en consecuencia cinco electrones desapareados. 
 
ACTIVIDAD 9 
 
Se dispone de cinc como agente reductor. Cuál de los siguientes medios será el más 
apropiado para efectuar la reacción? 
a) Solución amoniacal 
b) Solución de cianuro de potasio 
c) Medio fuertemente alcalino 
 
Efectuar los cálculos correspondientes. Realizar un análisis similar para la utilización del 
cadmio como reductor. 
 
 
a) Solución Amoniacal 
 
 Zn2+ + 4NH3  Zn(NH3)42+ 
 
 Zn(s)  Zn2+ + 2e– 
 
 Zn(s) + 4NH3  Zn(NH3)42+ + 2e- 
 E log K K 
 
 Zn(NH3)42+  Zn2+ + 4NH3 -9,47 3,4 10-10 
 
 Zn2+ + 2e–  Zn(s) -0,762 -25,79 
 
 Zn(NH3)42+ + 2e-  Zn(s) + 4NH3 E = - 1,042 -35,26 
 
 
 
 
 
 
 
 Cd(s)  Cd2+ + 2e- 
 
 Cd2+ + 4NH3  Cd(NH3)42+ 
 
 Cd(s) + 4NH3  Cd(NH3)42+ + 2e- 
 E log K K 
 
 Cd2+ + 2e-  Cd(s) -0,402 -13,60 
 
 Cd(NH3)42+  Cd2+ + 4NH3 -6,6 2,5 10-7 
 
 Cd(NH3)42+ + 2e-  Cd(s) + 4NH3 E = - 0,59 -20,20 
 
 
b) Solución de Cianuro de Potasio 
 
 Zn(s)  Zn2+ + 2e– 
 
 Zn2+ + 4CN-  Zn(CN)42- 
 
 Zn(s) + 4CN-  Zn(CN)42- + 2e- 
 E log K K 
 
Zn2+ + 2e–  Zn(s) -0,762 -25,79 
 
Zn(CN)42-  Zn2+ + 4CN- -26,76 1,74 10-27 
 
 Zn(CN)42-  Zn2+ + 4CN- E = - 1,55 -52,55 
 
 Cd(s)  Cd2+ + 2e- 
 
 Cd2+ + 4CN-  Cd(CN)42- 
 
 Cd(s) + 4CN-  Cd(CN)42- + 2e- 
 E log K K 
 
 Cd2+ + 2e-  Cd(s)-0,402 -13,60 
 
 Cd(CN)42-  Cd2+ + 4CN- -17,92 1,2 10-18 
 
 Cd(CN)42- + 2e-  Cd(s) + 2e- E = - 0,93 -31,52 
 
c) Medio Fuertemente Alcalino 
 
 Zn(s) + 4OH-  Zn(OH)42- + 2e- 
 
 Zn(OH)42- + 2e-  Zn(s) + 4OH- E = - 1,199 
 
 
 Cd(s) + 2OH-  Cd(OH)2(s) + 2e- 
 
 Cd(OH)2(s) + 2e-  Cd(s) + 2OH- E = - 0,824 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 10 
 
Justifique porque la longitud de onda de máxima absorción en el espectro del complejo 
Co(H2O)62+ se desplaza a valores mas altos, cuando se pone en contacto con iones Cl- en 
exceso. Que color esperaría para el complejo formado? 
 
 
La sustitución de moléculas de agua por el Cl-, introduce un cambio en el E producido en el 
campo Oh, siendo ahora menor debido a que el ligando cloruro produce un campo mas 
débil. Al ser el E menor, la banda de absorción en el espectro visible se correra a zonas de 
mayores longitudes de ondas (región del naranja-amarillo). Como el color observado es el 
complementario, el complejo emitirá en consecuencia energía de longitud de onda más baja 
(color azul-violeta). 
 
 
 
ACTIVIDAD 11 
 
En un tubo de ensayo agregar gota a gota ácido clorhídrico comercial a una solución de 
sulfato de cobalto (II) hasta ligero cambio de color. Calentar luego el tubo y finalmente dejar 
enfriar. Una vez frío realizar algunos trazos sobre un papel absorbente, dejar secar al aire y 
una vez seco calentar suavemente el papel con la llama de un mechero. Interpretar. 
 
 [Co(H2O)6] 2+ + 2 Cl -  [Co(H2O)6]Cl2(aq) 
 
  
 2 [Co(H2O)6]Cl2(aq)  Co[CoCl4](s) + 12 H2O 
 Rosado Azul 
 
Según la bibliografía pasa directamente de un complejo hexacoordinado a 
tetracoordinado. 
El calentamiento favorece el desplazamiento del equilibrio hacia la derecha. Al enfriar 
la solución se vuelve rosada. 
Si con esta solución (prácticamente incolora) hacemos unos trazos sobre un papel y 
acercamos el mismo a la llama de un mechero (sin quemar el papel), aparecerán los 
trazos de color azul por desplazamiento del equilibrio hacia la derecha (eliminamos el 
agua). 
Una vez formado el [CoCl4] 2-, la presencia de humedad puede favorecer la reacción a 
la inversa (total o parcialmente), pasándose así por todas las tonalidades intermedias 
entre azul y rosado. Este es el fundamento de algunos indicadores de humedad. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPLEJOS III: REACCIONES DE 
COMPUESTOS COMPLEJOS 
 
 
ACTIVIDAD 1 
 
Tomando el siguiente complejo de platino como sustrato de partida, [PtCl4]2–, plantee un 
esquema de síntesis de isomeros cis y trans de [Pt(NH3)(NO2)Cl2]–, teniendo en cuenta que 
el efecto trans de los sustituyentes esta en el orden NO2– > Cl– > NH3. (nota: indicar solo 
ligando entrante) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 2 
 
Prediga los productos de la reacción, teniendo en cuenta 
(i) una mol y (ii) dos moles de los siguientes nucleófilos (nota: indicar solo ligando entrante): 
(I) [Pt(PPh3)4]2+ con Br– 
(II) [PtBr4]2– con PPh3 
(III) [Pt(NH3)4]2+ con Cl– 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 3 
Colocar en el orden de velocidades de sustitución crecientes para el intercambio de H2O, en 
los siguientes complejos: 
 
(i) [V(H2O)6]2+, (ii) [Cr(H2O)6]3+, (iii) [Mg(H2O)6]2+, (iv) [Al(H2O)6]3+ 
 
 
(i) V2+ : ion clase III. Intercambio de agua lento, en comparación con iones clase I y II. Presenta 
constante de velocidad de primer orden de 1-104 s-1. 
(ii) Cr3+ : ion clase IV. Intercambio de agua muy lento. Son los únicos complejos inertes. La constante 
de velocidad de primer orden se encuentra entre 10-1 y 10-9 s-1. 
(iii) Mg2+: ion clase II. El intercambio de agua es rápido. La constante de velocidad de reacción de 
primer orden para el intercambio de agua se encuentra en un intervalo entre 105 y 108 s-1. 
(iv) Al3+ ion clase III. Intercambio de agua lento, en comparación con iones clase I y II. Presenta 
constante de velocidad de primer orden de 1-104 s-1. 
 
Al ser V2+ y Al3+ sus velocidades de intercambio de agua similares, se debe tener en cuenta que la mayor carga y 
pequeño tamaño de este último provoca una ligera disminución de la velocidad de sustitución de las moléculas 
de agua. 
 
 
RESULTADO 
[Cr(H2O)6]3+ < [Al(H2O)6]3+< [V(H2O)6]2+ < [Mg(H2O)6]2+ 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 4 
 
Caliente una solución de alumbre de cromo. Interpretar con reacciones adecuadas. 
 
 
La solución de alumbre de cromo debe su color al ión Cr 3+. La solución en frío es 
violeta, debido al ión hexacuo cromo (III). 
 
 Cr(H2O)6 3+ + SO4 2-  [Cr(H2O)4SO4] + + 2 H2O 
 Violeta Verde 
 
 
ACTIVIDAD 5 
 
Las constantes de velocidad de formación de los complejos [Co(NH3)5Y]2+ a partir de 
[Co(NH3)5(H2O)]2+ siendo Y= Cl-, Br-, N3- y SCN- son muy similares. ¿Cual es el mecanismo 
de la reacción de sustitución? Justifique su respuesta. 
 
 
Mecanismo disociativo. Por ser IC=6 pierde ligando para lograr el intermediario IC=5 mas 
instable y es el paso determinante de la velocidad, estando condicionado la formación del 
mismo por la naturaleza del ligando saliente. En cambio, la naturaleza del entrante no 
afecta la velocidad, por eso las K similares. 
 
Algunos datos de constantes de velocidad que ilustran este efecto son: 
 
 
Grupo saliente Grupo entrante 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 6 
 
Reacción de obtención de la Sal de Fischer: A 20 gotas de una solución de sal de cobalto 
(II) añadir 25 gotas de solución de nitrito de potasio (conc.) y 10 gotas de ácido acético. 
Agitar, esperar unos minutos y observar. Interpretar y justificar. 
 
 
 
 
 
 
Co 2+ + 6 NO2 -  [Co(NO2)6] 4- 
 
 En medio ácido: NO2 - + H +  HNO2 
 
Reactivos: [Co(NO2)6] 4-; HNO2; K + 
 
 HNO2 + e- + H +  NO(g) + H2O 
 [Co(NO2)6] 4-  [Co(NO2)6] 3- + e- 
 [Co(NO2)6] 3- + 3 K +  K3[Co(NO2)6](s) 
-------------------------------------------------------------------------------------------- 
[Co(NO2)6] 4- + HNO2 + H + + 3 K +  K3[Co(NO2)6](s) + NO(g) + H2O 
 Sal de Fischer 
 Ppdo. Amarillo 
 
ACTIVIDAD 7 
 
Para la siguiente reacción: 
 
[Co(NH3)5OH]2+ + [Cr(H2O)6]2+  [Co(H2O)6]2+ + [Cr(H2O)5OH]2+ 
 
Que sugiere este resultado sobre el mecanismo implicado? Plantee el mismo teniendo en 
cuenta la formación del intermediario: [(NH3)5Co--OH-----Cr(H2O)5]4+ 
 
 
Al existir transferencia de ligando de un complejo a otro se concluye que el mecanismo 
involucrado corresponde a una transferencia electrónica por esfera interna intermolecular 
Intermediario propuesto para el mecanismo implicado [(NH3)5Co--OH-----Cr(H2O)5]4+ 
 
Los complejos de Co3+ y Cr3+ son inertes y los complejos de Co2+ y Cr2+ son lábiles. En estas 
circunstancias el OH- fuertemente unido al Co3+ puede desplazar una molécula de agua del 
complejo lábil de Cr2+ y producir el intermediario. 
 
 
Antes de la transferencia electrónica 
[Co(NH3)5OH]2+ + [Cr(H2O)6]2+  [(NH3)5CoIII--OH-----CrII(H2O)5]4+ + H2O 
 
La reacción redox se lleva a cabo entonces dentro de este complejo dinuclear. Al formarse 
Co2+ y al estar labilizado, el intermediario se disocia y el grupo OH- permanece unido al Cr3+. 
 
Transferencia electrónica 
[(NH3)5CoIII--OH-----CrII(H2O)5]4+  [(NH3)5CoII-----OH--CrIII(H2O)5]4+ 
 
Luego de la transferencia electrónica 
[(NH3)5CoII-----OH--CrIII(H2O)5]4+  [Co(NH3)5]2+ + [Cr(H2O)5OH]2+ 
 
La especie pentacoordinada de Co2+ supuestamente captura de inmediato una molécula de 
agua con el fin de completar la sexta posición de coordinación y ante su labilidad se produce 
con rapidez el ingreso y sustitución de todo el NH3 por el agua dando [Co(H2O)6]2+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ACTIVIDAD 8 
 
Reacción de identificación de nitratos: En un tubo de ensayo colocar disolución de nitrato de 
potasio, agregar 1-2 ml de ácido sulfúrico comercial.Adicionar luego por las paredes del 
tubo, y lentamente, disolución de sulfato ferroso hasta formas dos fases. Interpretar con 
reacciones adecuadas. 
 
 NO3 - + 4 H + + 3 e-  NO(g) + 2 H2O E°C = 0,958 
 3 (Fe 2+  Fe 3+ + e-) E°A = 0,771 
--------------------------------------------------------------------- 
NO3 - + 4 H + + 3 Fe 2+  3 Fe 3+ + NO(g) + 2 H2O EºT = E°C - E°A = 0,187 
 
Si la reacción se produce en la interfase, el NO(g) se disuelve en la solución que 
contiene Fe 2+ dando un color café. Este es un ensayo que se usa para determinar la 
presencia de Nitrato. 
A la sustancia bajo estudio (carnes, embutidos, etc.) se la solubiliza y a la solución se 
la trata como en la experiencia. 
El color café se debe a la formación de un complejo: 
 
 [Fe(H2O)6] 2+ + NO(g)  [Fe(H2O)5NO] 2+ + H2O 
 Ión nitrosilo 
 Pentacuo hierro (II) 
 
Reacción reversible. El NO(g) puede ser eliminado fácilmente por calentamiento. 
Al alumno se le puede demostrar que el color se debe a la presencia de iones Fe 2+ y 
NO(g) de la siguiente manera: 
 
1- En un tubo de ensayo a una pequeña cantidad de sulfato ferroso se le agrega 
ácido nítrico concentrado hasta la desaparición del color café (el exceso de ácido 
nítrico oxida todo el Fe 2+ a Fe 3+ y no se puede formar complejo). 
2- En un tubo de ensayo agregar una pequeña cantidad de ácido nítrico concentrado 
a 2 ml de sulfato ferroso. Calentar suavemente la solución oscura obtenida 
tapando la boca del tubo. El color desaparece por la volatilización del NO(g) que 
con el O2 del aire pasa a NO2(g) (Observar el tubo tapado contra un fondo blanco). 
 
ACTIVIDAD 9 
 
a) Reacción de identificación de niquel: a 5 gotas de una solución de níquel (II) agregar 
4-5 gotas de hidróxido de sodio, luego acidificar con gotas de ácido acético y 
finalmente agregar gotas de dimetilglioxima. Interpretar. 
b) Reacción de obtención y estabilidad del yoduro mercurioso: a 5 gotas de nitrato 
mercurioso 0,2 M añadir 2 a 3 gotas de yoduro de potasio. Seguir agregando 
solución de ioduro de potasio hasta que desaparezca el precipitado amarillo formado 
inicialmente y quede una suspensión grisácea. Describir lo observado e interpretar 
mediante reacciones adecuadas y justificar con los datos correspondientes. 
c) Reacción de obtención del Reactivo de Nessler: El tetrayodomercuriato en medio 
alcalino es el reactivo de Nessler que se utiliza para identificar amoniaco ya que 
reacciona con éste formando un compuesto complejo poco soluble, color castaño 
anaranjado: Tratar 20 gotas de disolución de cloruro mercúrico con gotas de 
disolución de yoduro de potasio hasta lograr exceso de reactivo. Alcalinizar la 
solución obtenida con gotas de hidróxido de sodio 6M; agregar al reactivo así 
preparado una gota de disolución de amoniaco diluido. Describir lo ocurrido y 
justificar adecuadamente. 
 
 
 
a) La dimetilglioxima da con las soluciones de níquel un precipitado voluminoso 
de color rojo, de níquel-dimetilglioxima: 
 
 
 
 
Este es un quelato. Se observará que el par de electrones libres de cada átomo de 
nitrógeno de los grupos forman con el Ni un enlace covalente coordinado. Este 
ensayo fue propuesto por Tchugajeff, quien probó que es capaz de mostrar una parte 
de Ni en 400000 partes de agua. No perjudican cantidades medianamente grandes de 
Co. Pero una concentración grande de iones hidronio haría que la reacción se 
verificase en sentido contrario, porque la dimetilglioxima es un ácido débil. Por esta 
razón, las soluciones ácidas de Ni 2+ no dan esta reacción y es costumbre 
alcalinizarlas con amoníaco antes de añadir la glioxima. Sin embargo, debe evitarse 
un exceso de amoníaco, porque el Ni 2+ tiene gran tendencia a formar un complejo 
amoniacal. Es preferible acidificar la solución con ácido acético y regularla con 
muchos iones acetato. De esta manera la acidez de la solución puede mantenerse con 
una concentración pequeña que permita la precipitación cuantitativa de Ni. 
 
 
b ) Obtención de yoduro mercurioso y desproporción. 
Al poner en contacto la sal mercuriosa con los yoduros ocurre la precipitación del 
yoduro mercurioso (sólido amarillo) según: 
 
 Hg2 2+ + 2 I -  Hg2I2(s) K = 1,92 .1028 
 Amarillo 
 
 
Ante el agregado de exceso de yoduro, el yoduro mercurioso desproporciona en 
mercurio y tetrayodomercuriato (II) (incoloro): 
 
 
 Hg2I2(s) + 2 I -  HgI4 2- + Hg(l) EºT = 0,003 
 Incoloro Negro 
 
Cálculos: 
 
1- Hg2I2(s) + 2 e-  2 Hg(l) + 2 I - E°C = - 0,04 
2- Hg2I2(s) + 6 I -  2 HgI4 2- + 2 e- E°A = - 0,043 
 ----------------------------------------------------- 
 2 Hg2I2(s) + 4 I -  2 HgI4 2- + 2 Hg(l) E°T = 0,003 
Cálculo del Ered de la semirreacción 1-: 
 
 
 
 
 Hg2I2(s)  Hg2 2+ + 2 I - K = 5,2 .10-29 
 2 e- + Hg2 2+  2 Hg(l) Ered = 0,796 
 ----------------------------------------------- 
 Hg2I2(s) + 2 e-  2 Hg(l) + 2 I - Ered = ? 
 
 
Ered Log Q K 
 - 28,28 5,2 .10-29 
0,796 26,93 
- 0,04 - 1,35 
 
Cálculo del Ered de la semirreacción 2-: 
 
 
 2 (HgI4 2-  Hg 2+ + 4 I -) K = (5,3 .10-31)2 
 2 e- + 2 Hg 2+  Hg2 2+ Ered = 0,911 
 Hg2 2+ + 2 I -  Hg2I2(s) K = 1,92 .1028 
 ----------------------------------------------- 
 2 HgI4 2- + 2 e-  Hg2I2(s) + 6 I - Ered = ? 
 
Ered Log Q K 
 28,28 1,92 .1028 
 - 60,55 (5,3 .10-31)2 
0,911 30,83 
- 0,043 - 1,44 
 
 
En nuestro caso el potencial sería de 3 .10-3. 
Aunque el potencial es menor que cero, la reacción ocurre por ser un potencial muy 
cercano a cero y por haber exceso de yoduro. 
 
c) Obtención del Reactivo de Nessler: 
 
El HgI4 2- en medio alcalino es el reactivo de Nessler que se lo utiliza para identificar 
amoníaco ya que reacciona con este formando un compuesto poco soluble, color 
castaño anaranjado. 
 
a) HgCl2(dis) + 2 I -  HgI2(s) + 2 Cl - 
 Incoloro Naranja 
 
 b) Al agregar exceso de KI se forma el HgI4 2- : 
 
 HgCl2(dis) + 4 I -  HgI4 2- + 2 Cl - K = ? 
 Incoloro 
 HgCl2(dis)  HgCl + + Cl - K = 3,3 .10-7 
 HgCl +  Hg 2+ + Cl - K = 1,8 .10-7 
 Hg 2+ + 4 I -  HgI4 2- K = 1,89 .1030 
 -------------------------------------------------- 
 HgCl2(dis) + 4 I -  HgI4 2- + 2 Cl - K = 1,12 .1017 
 
 
 
 
El HgI42- en medio alcalino es el reactivo de Nessler que reacciona con el amoníaco 
según: 
 
 2 HgI4 2- + 3 OH - + NH3  I-Hg-O-Hg-NH2 + 2 H2O + 7 I - 
 Ppdo color 
 Castaño-anaranjado