Complejos de cobalto
Complejos de cobalto(II) y principio de Le Chatelier

Objetivo: Comprender el principio de Le Chatelier a través de la observación de los efectos de las perturbaciones introducidas en un sistema en equilibrio de complejos de cobalto(II). Informaciones previas: El ión cobalto(II) no existe en soluciones acuosas como ión libro sino que se encuentra formando un ión complejo con 6 moléculas de agua. Estas actúan como bases de Lewis cediendo pares de electrones a los orbitales vacíos del cobalto(II). Ello da lugar a un ión de color rosado: Co(H2O)6+2 En presencia de iones cloruro, el cobalto(II) forma otro ión complejo distinto: CoCl4-2 de color azul. Se usan sus distintos colores para mostrar las concetraciones en equilibrio para la siguiente reacción: Co(H2O)6+2 + 4Cl- <==> CoCl4-2 + 6H2O En esta simulación, podrás observar los equilibrios a través de los colores y también leer directamente las concentraciones de los iones complejos. Tarea: Usa las concentraciones en equilibrio después de cada paso para determinar la constante de equilibrio(K) para la reacción anterior. 1. Añade 25 mL of [Co(H2O)6]+2 a un Erlenmeyer vacío. Ahora añade HCl 12M en incrementos de 1 mL hasta que el color de equilibrio haya cambiado. (Pista: Escribe 1 para el volume a tranvasar y pulsa repetidamente el botón añadir hasta que observes un cambio de color, el número de pulsaciones realizadas es el número de mililitros transferidos. 2. Predice el efecto de eliminar los iones cloruro de la solución. Ahora añade solución de nitrato de plata para precipitar los iones cloruro (Pista: realiza sucesivas adiciones de 1 mL de nitrato de plata hasta que el equilibrio se haya desplazado en lugar de añadir una cantidad mayor de una sola vez.)
AgNO3(aq) | <==> | Ag+ + NO3-
Ag+ + Cl- | <==> | AgCl(s)
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AgNO3(aq) + Cl- | <==> | AgCl(s) + NO3-
Nota en las reacciones anteriores como Ag+ elimina iones cloruro libres para formar un precipitado de cloruro de plata. 3. Predice ahora el efecto de añadir HCl al sistema. A continuación, hazlo añadiendo pequeñas cantidades hasta que el equilibrio se haya desplazado. 4. Es la reacción (tal y como se halla escrita) endotérmica o exotérmica? Pulsa el botón secundario del ratón sobre el Erlenmeyer y selecciona la opción Propiedades térmicas. Ahora puedes cambiar la temperatura entre 0 y 100ºC. Calienta o enfría la muestra para perturbar el equilibrio. Ahora aplica el principio de Le Chatelier para determinar si es endotérmica o exotérmica. 5. Establece la temperatura del sistema a 25ºC. Usa los valores de concentración para determinar el valor de K. Ahora, cambia la temperatura y determina de nuevo K a esta nueva temperatura. A partir de estos dos valores de K, determina si la reacción es endotérmica o exotérmica.