Pues bien, los colores en la química no solo son fascinantes sino también informativos, pues nos permiten estimar en base a nuestra percepción la estructura que adquiere determinado compuesto. Y un grupo interesante de compuestos que son muy coloridos los constituyen los complejos de los metales de transición, pues algunos compuestos de estos metales pueden cambiar de color con tan solo cambiar la molécula a la cual están unidos. Quédense a explorar en este post la explicación química detrás de este particular hecho, tomando como ejemplo algunos complejos formados con el cobre cuando se une a ligandos como el amonio, el cloruro y el bromuro. ¡Y aprovechemos este particular fenómeno para hacer un interesante truco!

Compuestos empleados para proporcionar ligandos. Fuente: @emiliomoron, imagen editada en Microsoft Power Point.

Complejos

Comencemos por aclarar a que nos referimos en química con el término complejo, ya que de forma general solemos utilizar el término haciendo alusión a tareas que nos resultan difíciles; pero en química, un complejo se puede definir como el conjunto formado por un átomo o ión metálico unido a un grupo de moléculas o iones mediante enlaces de coordinación, en la cual, el átomo o ión metálico ocupa la posición central y las otras moléculas lo rodean, usualmente estos enlaces de coordinación son más débiles que los enlaces covalentes^[1]. A los compuestos metálicos de este tipo se les denominan como compuestos de coordinación, y entre estos, los metales de transición forman compuestos de coordinación con mucha facilidad.

Estructura del complejo [Ag(NH₃)₂]⁺

imagen elaborada en Microsoft Power Point por @emiliomoron.

Ligandos

Por otro lado, con el nombre de ligando se denotan a las moléculas o iones que rodean al átomo o ión metálico para formar el complejo. Por lo general, los ligandos son moléculas polares que poseen al menos un par de electrones no enlazados en su estructura. Algunos ligandos comunes se muestran en la siguiente tabla.

Estructura y nombres de algunos ligandos comunes

Como los iones metálicos, particularmente los iones de los metales de transición, contienen orbitales de valencias desocupados, por lo que pueden actuar como especies aceptores de electrones, es decir, estos puedes comportarse como ácidos de Lewis; mientras que, como los ligandos poseen pares de electrones libres pueden comportarse como bases de Lewis, es decir, pueden actuar como especies donadores de electrones. Tomemos como ejemplo el catión complejo [Ag(NH₃)₂]⁺, en el cual hay dos ligandos amino unidos al ión plata, al observar su estructura podremos notar que el complejo resulta de compartir el par de electrones del ligando.

De esta forma, un complejo metálico constituye una especie química que posee propiedades y características diferentes a las del ión central o a la de los ligandos que lo conforman, ejemplo de ello es el color que exhiben; los complejos suelen tener un color muy diferente al del ión metálico o ligandos que lo rodean.

Complejos con cobre (II)

Veamos algunos interesantes ejemplos, utilizando para esta demostración una solución acuosa de sulfato de cúprico. Como les había mencionado en otra publicación (reacciones con sulfato cúprico), el sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO₄.5H₂O) corresponde a una molécula compleja, donde el ión cobre se rodea de cuatro ligandos acuo, enlazándose la quinta molécula de agua al grupo sulfato mediante puentes de hidrogeno^[2]. Se podría considerar como una coordinación tetraédrica en la cual, los cuatro ligandos acuo que rodean al cobre se ubican en el mismo plano; pero se ubican formando un tetraedro distorsionado producto del efecto Janh-Teller asociado a la deformación de los poliedros de coordinación.

Como el cobre (II) tiene una configuración electrónica que termina en 3d⁹, dispone esos nueve electrones en dos niveles de energía, según el teorema de Jahn-Teller este sistema experimenta una distorsión al no estar los niveles de energía igualmente ocupados, desestabilizándose los más vacios y adquiriendo el sistema una ganancia de energía^[3]. Esta se produce para disminuir la repulsión entre los electrones del ligando y los electrones que ocupan los orbitales del metal, por lo que la distorsión es una forma de estabilizar todo el sistema. En el caso del cobre la distorsión de la simetría octaédrica por un octaedro elongado de forma axial desestabiliza el orbital dz² ocupado por un solo electrón. Producto de las distorsiones los niveles de energía se desdoblan como se muestra en la siguiente figura.

Distorsión en la configuración electrónica producto del efecto Jahn-Teller. Fuente: Wikimedia Commons, imagen con licencia CC-BY-SA-3.0 de Ccoil

El color observado en estos compuestos se debe a las distorsiones y a la ganancia neta de energía para producir la elongación, producto de la interacción eléctrica que generan los ligandos con sus pares electrónicos. Por lo cual, resulta muy sencillo provocar cambios de color en estos compuestos con tan solo sustituir al ligando.

¡Pongamos a prueba esta teoría!

Comencemos la experiencia agregando un poco de sal de mesa (NaCl) a un tubo de ensayo, seguidamente vertimos algunas gotas de una disolución de sulfato cúprico, notaremos que al disolver la sal el color azul de la solución de sulfato cúprico cambia a un tono verdoso.

Color de la solución de sulfato cúprico (izquierda) y de la solución al agregar NaCl (derecha). Fuente: @emiliomoron.

En la disolución, al disociarse los iones cloro se produce el ión complejo tetraclorocuprato (II), CuCl₄^2-. La sustitución de los ligandos acuo por ligandos cloro, que generan campos menos intensos producen absorción de energía en la región azul del espectro, con lo cual el compuesto toma tonos amarillos; pero, por combinación con el azul del complejo acuo, se observa ese tono verdoso en la solución^[4]. De forma general la reacción se ilustra como sigue:

Si ahora, colocamos en el tubo de ensayo un poco de bromuro de sodio (NaBr) al añadir la solución de sulfato cúprico observaremos otro interesante cambio de color. En este caso al disolver el NaBr, se produce la sustitución de los ligandos acuo por ligandos bromo, que aunque son de campos eléctricos menos intensos, produce mayores distorsiones por el efecto estérico producido por la acomodación de un ligando más voluminoso que el cloro^[2]. De este modo se produce una absorción de energía por el orden de los 500 nm, con lo cual se exhibe este interesante tono rojo oscuro.

Color de la solución de sulfato cúprico (izquierda) y la solución al añadir NaBr (derecha). Fuente: @emiliomoron.

Si ahora tratamos el sulfato cúprico con solución de amoniaco, observaremos que primeramente se forma un precipitado de color azul verdoso o turquesa, producto de la reacción:

Pero al continuar agregando solución de amoniaco, este precipitado se irá disolviendo y la solución va adquiriendo un tono azul más intenso. Este cambio de color se produce por la incorporación del ligando amino, de campos eléctricos más intensos, lo que produce mayor absorción de energía. La reacción produce el compuesto de coordinación denominado sulfato de tetraamín cobre (II)^[5], de acuerdo a la siguiente reacción global:

En las siguientes imágenes se destacan los cambios de color al añadir el amoniaco a la solución.

Color de la solución de sulfato cúprico (izquierda), aparición del precipitado al añadir amoniaco (centro) y color al añadir exceso de amoniaco a la solución (derecha). Fuente: @emiliomoron.

Veamos todos estos efectos en el siguente video.