Aula VI - A Química dos Compostos de Coordenação e a Espectroscopia Visível

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Universidade Estadual de Maringá 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
 
 
 
 
6° Prática 
A QUÍMICA DOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO E A 
ESPECTROSCOPIA VISÍVEL 
 
 
 
 
Aluna: Adrielle Ávila – R.A: 109.370 
 
 
Docente: Prof° Dra. Hágata Cremasco 
 
 
 
 
 
Maringá, novembro de 2021 
1. Introdução 
Os compostos de coordenação são formados por um átomo metálico e 
um ou mais ligantes (átomos, íons ou moléculas) que doam elétrons para o 
metal. Esta definição inclui compostos com ligações metal-carbono, ou 
compostos organometálicos. O composto de coordenação provém de uma 
ligação covalente coordenada, que historicamente considerava-se que era 
formada por doação de um par de elétrons de um átomo para o outro. Nos 
compostos de coordenação, os doadores são geralmente os ligantes, e os 
aceptores são os metais. Compostos de coordenação são exemplos de adutos 
ácido-base, frequentemente chamados de complexos ou, se carregados, íons 
complexos. (MIESSLER, 2014) 
O complexo tende a manter a sua identidade mesmo em solução, mas 
neste caso, pode haver dissociação parcial. A carga elétrica do complexo 
depende das cargas do átomo central e dos íons e moléculas que o rodeiam e 
pode resultar num cátion, um ânion ou não-iônico. (BASOLO, 1967) 
Os compostos de coordenação desempenham um papel essencial na 
indústria química e mesmo na vida. O prêmio Nobel de química do ano de 1963 
foi ganho pelo Dr. Ziegler, do Instituto Max Planck, da Alemanha, e o professor 
G. Natta da Universidade de Milão, na Itália. Suas investigações possibilitaram 
o desenvolvimento do processo da polimerização do etileno a baixas pressões. 
Como consequência direta, existem agora milhares de artigo de polietileno que 
são de uso comum. O catalizador Ziegler-Natta para esta polimerização é um 
complexo dos metais alumínio e titânio. Também adverte sobre a importância 
dos complexos metálicos quando se pensa em clorofila, que é vital para a 
fotossíntese das plantas, é um complexo de magnésio, e que a hemoglobina, 
que leva oxigênio para as células dos animais, é um complexo de ferro. 
(BASOLO, 1967) 
Os compostos de coordenação são utilizados extensivamente em química 
analítica qualitativa para a separação de certos íons metálicos e também para a 
identificação segura de certos íons. Frequentemente, a formação de complexos 
metálicos está acompanhada por mudanças marcantes na cor. (BASOLO, 1967) 
Os espectros eletrônicos de íons e complexos de metais de transição são 
observados nas regiões do visível e do ultravioleta. Os espectros de absorção 
trazem informações sobre o comprimento de onda da luz absorvida, isto é, sobre 
a energia necessária para promover um elétron de um determinado nível de 
energia para um nível mais elevado. Por outro lado, os espectros de emissão 
trazem informações sobre a energia emitida quando um elétron retorna do nível 
excitado para o estado fundamental. Geralmente, as transições envolvendo os 
elétrons do nível mais externo são observadas na faixa de números de onda de 
100.000 cm-1 a 10.000 cm-1, mas a maioria das ocorre na faixa de 50.000 a 
10.000 cm-1, (200 a 1.000 nm). A interpretação dos espectros se constitui numa 
ferramenta muito útil para descrever e compreender os níveis de energia de 
átomos e moléculas. (LEE, 1999) 
As bandas observadas nos espectros eletrônico são decorrentes das 
absorção da luz, associada à promoção de elétrons de um nível energético para 
outro de maior energia. Tais transições eletrônicas são de alta energia, de modo 
que outras transições envolvendo energias bem menores, como as transições 
vibracionais e rotacionais, ocorrem simultaneamente. As energias dos níveis 
vibracionais e rotacionais são muito semelhantes, para que possam ser 
resolvidas em bandas de absorção distintas, mas provocam um considerável 
alargamento das bandas de absorção associadas as transições d-d. As larguras 
de banda determinadas experimentalmente normalmente variam na faixa de 
1.000 a 3.000 cm-1. (LEE, 1999) 
O espectro de uma solução colorida pode ser obtida facilmente com o 
auxílio de um espectrofotômetro. Um feixe de luz monocromática, obtido 
utilizando um prisma e uma fenda estreita, é passado através da solução e, 
depois sua intensidade é medida com uma célula fotoelétrica. (LEE, 1999) 
Figura 1 – Esquema de um espectrofotômetro 
Assim é possível determinar a quantidade de luz absorvida numa 
determinada frequência; ou então pode-se determinar a variação da quantidade 
de luz absorvida num intervalo de frequências, e registrar num gráfico a 
absorbância, A, em função do comprimento de onda ou da frequência. A 
absorbância era antigamente denominada densidade óptica. (LEE, 1999) 
2. Objetivo 
 Verificar o comportamento de diversos complexos metálicos em solução 
aquosa e na presença de diferentes ligantes. 
 3. Parte Experimental 
Quadro 1 – Materiais e reagentes utilizados 
Materiais Reagentes 
- Tubos de ensaio 
- Solução aquosa de cloreto de 
cobalto (1,5 mol/L) 
- Suporte para tubos de ensaio 
- Solução aquosa de cloreto de 
níquel (0,2 mol/L) 
- Pipetas graduadas 
- Solução aquosa de sulfato de cobre 
(1,00 mol/L) 
- Pipetas volumétricas 
- Solução aquosa de sulfato de zinco 
(0,1 mol/L) 
- Balança - NH4OH (3,00 mol/L) 
- Espátula - Etilenodiamina (0,50 mol/L) 
- Espetrofotômetro UV-Vis - EDTA (0,1 mol/L) 
 
 3.1 Procedimentos 
 3.1.1 Estudo da natureza do íon metálico 
 Para o início da primeira parte deste experimento, separou-se 4 tubos de 
ensaio devidamente limpos em um suporte para tubos de ensaio. Em seguida 
com o auxílio de uma pipeta volumétrica mediu-se uma alíquota de 1 mL de 
solução aquosa (1,5 mol/L) de cloreto de cobalto e a transferiu para um dos tubos 
de ensaio vazios. Depois com o auxílio de outra pipeta volumétrica, mediu-se 
uma alíquota de 1 mL de solução aquosa de cloreto de níquel (0,2 mol/L) e a 
transferiu para um dos tubos de ensaio vazio. Em seguida, foi a vez da solução 
aquosa de sulfato de cobre (1,00 mol/L) ser transferida com o auxílio de uma 
pipeta volumétrica em uma alíquota de 1 mL para um dos tubos de ensaio vazios. 
E por último a solução aquosa de sulfato de zinco (0,1 mol/L) também foi 
transferida com o auxílio de uma pipeta volumétrica uma alíquota de 1 mL para 
o último tubo de ensaio vazio. 
 A seguir foram feitas as leituras de espectroscopia eletrônica. Mas antes 
de se realizar as leituras das soluções aquosas, primeiro deve ser feita a leitura 
do padrão branco, pois assim eliminam-se as interferências. A leitura do padrão 
branco consiste em colocar uma pequena quantidade de água destilada em uma 
cubeta, e realizar a análise no espectrofotômetro. 
 Em seguida, depois da leitura do padrão branco, se iniciou as leituras das 
soluções aquosas dos íons metálicos (Co2+, Ni2+, Cu2+ e Zn2+), que consiste em 
transferir a solução aquosa que se encontra no tubo de ensaio para a cubeta, e 
colocar no espectrofotômetro, para que seja realizada a análise. Sendo realizada 
cada análise separadamente. 
 E para finalizar essa parte do experimento, anotou-se todas as cores 
observadas na solução e no espectro eletrônico. 
 3.1.2. Estudo da natureza dos ligantes 
 Para o início a segunda parte deste experimento, separou-se 4 tubos de 
ensaio em um suporte para tubos de ensaio e, com o auxílio de uma pipeta 
graduada, mediu-se o volume de 1 mL de solução aquosa de cloreto de níquel 
(0,2 mol/L) e transferiu-o para um dos tubos de ensaio, e repetindo esse 
processo também para os outros três tubos de ensaio. 
 Em seguida, anotou-se a coloração do primeiro tubo de ensaio. No 
segundo tubo de ensaio, já com a solução aquosa de cloreto de níquel, com o 
auxílio de uma pipeta graduada, também foram adicionados 2,5 mL de NaOH 
(3,0 mol/L) e anotou-se a coloração que a solução adquiriu. No terceiro tubo de 
ensaio, já com a solução aquosa de cloreto de níquel, com o auxílio deuma 
pipeta graduada, também foram adicionados 2,5 mL de etilenodiamina (0,5 
mol/L), e anotou-se a coloração que a solução adquiriu. E no último tubo de 
ensaio com a solução aquosa de cloreto de níquel, com o auxílio de uma pipeta 
graduada, também foram adicionados 2,5 mL de EDTA (0,1 mol/L), e anotou-se 
a coloração que a solução adquiriu. 
 E para finalização do experimento, foram realizadas as leituras de 
espectroscopia das soluções que foram preparadas acima. 
 4. Resultados e discussões 
 4.1 Estudo da natureza do íon metálico 
 Para a determinação da natureza do íon metálico é necessário realizar a 
comparação entre a coloração observada (transmitida) pelas soluções que 
contêm o íon metálico, com a coloração correspondente (absorvida) ao 
comprimento de onda indicado pelo espectrofotômetro. Conforme é indicado na 
Tabela 1. 
Tabela 1 – Comprimento de onda das cores do espectro visível. 
Região de comprimento 
de onda absorvido (nm) 
Cor absorvida Cor complementar 
380 – 435 Violeta Amarelo-verde 
435 – 480 Azul Amarelo 
480 – 490 Azul esverdeado Laranja 
490 – 500 Verde azulado Vermelho 
500 – 560 Verde Vermelho-púrpura 
560 – 595 Amarelo-verde Roxo 
595 – 650 Laranja Azul esverdeado 
650 – 780 Vermelho Azul-verde 
 Para os íons [Co(H2O)6]2+, [Ni(H2O)6]2+, [Cu(H2O)6]2+, [Zn(H2O)6]2+ as 
cores observadas, seu comprimento de onda indicado pela literatura, a cor 
absorvida e o comprimento de onda indicado pelo espectrofotômetro 
correspondente estão relacionados na Tabela 2 (Obs: como não tinha disponível 
o espectro do cobre, então só colocou-se os dados da parte de observação). 
Figura 2 – Tubos de ensaio com as soluções aquosas dos íons. 
Tabela 2 – Estudo da natureza do íon metálico 
 [Co(H2O)6]2+ [Ni(H2O)6]2+ [Cu(H2O)6]2+ [Zn(H2O)6]2+ 
Cor observada Vermelho Verde-água Azul claro (ciano) Incolor 
Comprimento de 
onda (nm) 
650 – 780 490 – 500 485 – 500 – 
Cor absorvida Verde Vermelho – – 
Comprimento de 
onda (nm) 
511 671 – 286 
 Os espectros correspondentes aos íons [Co(H2O)6]2+, [Ni(H2O)6]2+ e 
[Zn(H2O)6]2+ podem ser observados nos gráficos abaixo: 
 
 
 
 
 
 -0.2
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
1.4
0 200 400 600 800 1000
A
b
s
Comprimento de onda (nm)
Espectro Uv-Vis [Co(H2O)6]
2+
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diagrama de desdobramento 
 As propriedades magnéticas e as cores dos complexos dos metais de 
transição estão relacionadas à presença de elétrons nos orbitais d do metal 
 A energia molar do desdobramento do campo cristalino pode ser 
determinada pelo comprimento de onda absorvida pelo complexo. 
𝛥𝑜 =
𝑁𝑎. ℎ. 𝑐
𝜆
 
-0.2
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
1.4
0 200 400 600 800 1000
A
b
s
Comprimento de onda (nm)
Espectro UV-Vis [Ni(H2O)6]
2+
-1
-0.8
-0.6
-0.4
-0.2
0
0.2
0 200 400 600 800 1000
A
b
s
Comprimento de onda (nm)
Espectro UV-Vis [Zn(H2O)6]
2+
Onde: 
Na – Constante de Avogrado = 6,22x1023 mol-1 
h – Constante de Planck = 6,626x10-34 J.s 
c – Velocidade da luz = 2,998x108 m.s-1 
λ – Comprimento de onda (m) 
 Sendo assim, depois de realizados os cálculos, obtivemos os seguintes 
valores: 
Tabela 3 – Energias molares de desdobramento 
Íon 
Energia molar de 
desdobramento (kJ) 
Comprimento de onda (nm) 
[Co(H2O)6]2+ 241 511 
[Ni(H2O)6]2+ 184 671 
[Zn(H2O)6]2+ 432 286 
 
 Considerando o íon central Co2+, com 25 elétrons e configuração: 1s2, 2s2, 
2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d5, temos os diagramas de desdobramento de energia 
apresentados nas Figuras 3 e 4, configuração para campo fraco e para campo 
forte. 
 
 
 
 
 
 
Figura 3 – Diagrama de desdobramento de energia do íon Co2+(campo fraco) 
 
 
 
 
 
Figura 4 – Diagrama de desdobramento de energia do íon Co2+(campo forte) 
Considerando o íon central Ni2+, com 26 elétrons e configuração: 1s2, 2s2, 
2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6, temos os diagramas de desdobramento de energia 
apresentados nas Figuras 5 e 6, configuração para campo fraco e para campo 
forte. 
 
 
 
 
 
Figura 5 – Diagrama de desdobramento de energia do íon Ni2+(campo fraco) 
 
 
 
 
 
Figura 6 – Diagrama de desdobramento de energia do íon Ni2+(campo forte) 
Considerando o íon central Cu2+, com 27 elétrons e configuração: 1s2, 2s2, 
2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7, temos os diagramas de desdobramento de energia 
apresentados nas Figuras 7 e 8, configuração para campo fraco e para campo 
forte. 
 
 
 
 
 
Figura 7 – Diagrama de desdobramento de energia do íon Cu2+(campo fraco) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 8 – Diagrama de desdobramento de energia do íon Cu2+(campo forte) 
 4.2 Estudo da natureza do ligante 
 Para os ligantes testados com o íon Ni2+: água, NH4OH, etilenodiamina e 
EDTA, as cores observadas, seu comprimento de onda indicado pela literatura, 
a cor absorvida e o comprimento de onda indicado pelo espectrofotômetro, estão 
relacionados abaixo, na Tabela 4. 
Figura 9 – Tubos de ensaio com os diferentes ligantes. 
 
 
Tabela 4 – Estudo da natureza do ligante 
Ligante H2O NH3 Etilenodiamina EDTA 
Cor observada Verde-água Lilás Roxo-claro Azul 
Comprimento 
de onda (nm) 
490 – 500 380 – 435 380 – 435 435 – 480 
Cor absorvida Vermelho Amarelo-verde Verde Laranja 
Comprimento 
de onda (nm) 
671 579 551 598 
 
Os espectros correspondentes aos ligantes: H2O, NH3, etilenodiamina e 
EDTA, podem ser vistos nos gráficos abaixo (com a parte que seria visível 
destacada (400 – 750 nm)): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
-0.2
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
1.4
0 200 400 600 800 1000
A
b
s
Comprimento de onda (nm)
Espectro UV-Vis Ni2+em H2O
-1
-0.8
-0.6
-0.4
-0.2
0
0.2
0.4
0.6
0.8
0 200 400 600 800 1000A
b
s
Comprimento de onda (nm)
Espectro UV-Vis Ni2+em NH3
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Série Espectroquímica 
 Os ligantes são arranjados na série espectroquímica do seguinte modo: 
I- < Br- < S2- < Cl- < NO3- < F- < OH- < EtOH < oxalato < H2O < EDTA < 
(NH3 e piridina) < etilenodiamina < bipiridina < o-fenantrolina < NO2- < CN- < CO. 
Os primeiros são ditos ligantes de campo fraco, enquanto que os últimos 
são de campo forte. Quanto maior a força do ligante, mais intensa será a 
coloração observada. A energia molar de desdobramento, Δo, está diretamente 
ligada com a força dos ligantes, visto que isso varia com a força dos campos. 
(BROWN, 2005; LEE, 1999) 
-0.2
-0.1
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0 200 400 600 800 1000
A
b
s
Comprimento de onda (nm)
Espectro UV-Vis Ni2+em Etilenodiamina
-1
-0.5
0
0.5
1
1.5
0 200 400 600 800 1000
A
b
s
Comprimento de onda (nm)
Espectro UV-Vis Ni2+em EDTA
De acordo com a série espectroquímica, o ligante etilenodiamina 
apresentaria o maior desdobramento do campo cristalino seguido de NH3, EDTA 
e H2O. 
Tabela 3 – Energias molares de desdobramento 
Ligante 
Energia molar de 
desdobramento (kJ) 
Comprimento de onda (nm) 
Etilenodiamina 224 551 
NH3 213 579 
EDTA 206 598 
H2O 184 671 
 
5. Conclusão 
Com a finalização desta prática, pode-se concluir que o método analítico 
para a determinação da coloração dos íons e dos complexos mostrou-se 
efetiva para o método de absorção, houve apenas uma pequena diferença 
entre os valores experimentais e os valores dos comprimentos de onda 
observados, que pode ser resultado de em erro no momento da observação 
das colorações. 
Já para a parte dos ligantes, obteve-se resultados coerentes com a 
literatura para a série espectroquímica, ou seja, o complexo do ligante com 
maior desdobramento de campo cristalino (etilenodiamina) apresentou maior 
energia molar de desdobramento. 
 6. Referências 
 MIESSLER, Gary L. Química Inorgânica. 5° Ed. Editora Pearson. São 
Paulo, 2014. 
 BASOLO, Fred. Química de los compuestos de coodinación. 1° Ed. 
Editorial Reverté, S.A, Barcelona, 1967. 
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. Tradução da 5° Ed. 
Inglesa. Editora Edgar Blucher, São Paulo,1999. 
BROWN, T.L., et. al. Química a ciência central. 9ª Ed. São Paulo. 
Pearson, 2007.