Roteiro 11 Aluno Cu_gly - Quimica

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ROTEIRO 11 - QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL - 2022 
 
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Roteiro 11 
Síntese do [Cu(gly)2]H2O e 
Introdução à Espectroscopia 
UV/Vis 
Professor: 
 
Turma: 
Aluno: 
 
Data: 
Pré-Laboratório 
 
1. Após ler o Roteiro do Experimento, elaborar um Fluxograma indicando todas as etapas a serem 
realizadas para a preparação do composto [Cu(gly)2]H2O. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. Escreva a equação química balanceada para a síntese do [Cu(gly)2]H2O. 
 
 
3. Complete a Tabela abaixo com as quantidades de reagentes que serão utilizados e produtos previstos: 
Composto 
Massa 
Molar 
Quantidade 
Usada 
Quantidade 
Prevista 
Quantidade Excedente 
g.mol-1 g mmol g mmol g mmol 
Cu(CH3COO)2H2O 199,649 XXXX XXXX 
H2NCH2COOH 75,067 XXXX XXXX 
[Cu(H2NCH2COO)2]H2O 229,679 XXXX XXXX XXXX XXXX 
 
4. Desenhe as estruturas do ânion glicinato e dos isômeros cis e trans do [Cu(H2NCH2COO)2.]: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. Desenhe o desdobramento dos orbitais d em um campo ligante octaédrico, tetraédrico e quadrado 
planar, indicando todos os níveis de energia e o 10Dq. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Roteiro Experimental 
 
Objetivos 
Realizar a síntese e caracterização de [Cu(gly)2]H2O 
 
Introdução 
A glicina (NH2CH2COOH = HGly) é um dos 20 aminoácidos de ocorrência natural, sendo o 
menor aminoácido dos usados como blocos de construção das proteínas em sistemas biológicos. A 
glicina é um sólido incolor que em meio aquoso forma um composto iônico contendo carga positiva e 
negativa na mesma molécula. Este tipo de composto é também conhecido como zwitterion. 
 
 
Figura 1 - Glicina, fórmula molecular (esquerda) e zwiteriônica (direita) 
 
A glicina pode se apresentar tanto protonada quanto desprotonada, conforme o equilíbrio 
químico: 
 
 
H2Gly
+ comporta-se, portanto, como um ácido diprótico com pKa1 = 2,35 e pKa2 = 9,78. Sua 
forma desprotonada, o ânion glicinato (Gly-), funciona como um ligante bidentado, visto que os grupos 
NH2 e COO
- são doadores de pares de elétrons. 
Muitas proteínas e enzimas têm um ou mais íons metálicos e isto é muitas vezes essencial para 
a sua atividade. Entender as interações entre aminoácidos e íons metálicos é de importância 
fundamental para entender a função das metaloproteínas. Assim, esta prática relaciona-se com um 
importante campo de estudos dentro da química inorgânica: a Química Bioinorgânica. 
O produto que será obtido da reação entre Cu2+ e glicina apresenta-se na forma de cristais azuis, 
solúvel em água quente. O composto é pouco solúvel na maioria dos solventes orgânicos comuns, 
como acetona, clorofórmio, etanol e metanol. 
A reação de formação do complexo de Cu(II) pode ser descrita pela equação: 
 
Cu(CH3COO)2(aq) + 2 Hgly (aq) + H2O(l) → [Cu(gly)2]H2O(s) + 2CH3COOH(aq) 
 
HOOCCH2NH3
+ - OOCCH2NH3
+ - OOCCH2NH2
Ka1 Ka2
H2Gly
+
HGly Gly-
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f0/Betain-Glycine.png
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Como se observa nesta equação, para formar o complexo cada molécula de glicina perde um 
próton formando o glicinato (não confundir com o zwiteríon mostrado na Figura 1). O próton da glicina 
que é transferido para o acetato, antes ligado ao íon Cu2+, e que atua como base de Brönsted neste 
contexto. 
O complexo [Cu(gly)2] tem geometria quadrática e o glicinato coordena-se como um quelato 
através do átomo de oxigênio e do nitrogênio. Portanto, neste complexo é possível a isomeria cis/trans. 
O isômero cis é o que será obtido e ele pode ser convertido no isômero trans após um longo 
aquecimento. 
Além de preparar o complexo [Cu(gly)2], será realizada neste experimento a avaliação 
qualitativa da influência de diferentes ligantes sobre as cores observadas em complexos análogos de 
Cu(II) e será feita uma correlação das cores com os espectros Ultravioleta/Visível desses complexos. 
 
 
Cores nos complexos de metais de transição e Espectroscopia UV/Vis 
 
Uma das principais características dos complexos de metais de transição é o fato de serem 
geralmente coloridos, ou seja, possuem bandas de absorção da radiação eletromagnética na região do 
visível. A região do visível constitui uma pequena parte do espectro eletromagnético, indo desde 370 
a 750 nm (por simplificação, costuma-se dizer de 400 a 700 nm). A absorção de radiação visível pelos 
complexos de metais de transição depende da presença de elétrons d no íon metálico (no mínimo 1 e 
no máximo 9 elétrons) e da existência de grupos ou ligantes que provoquem o desdobramento dos 
orbitais d em pelo menos dois conjuntos de orbitais de energia diferente. O exemplo mais simples é o 
do [Ti(H2O)6]
3+, de geometria octaédrica. Os orbitais d são desdobrados em dois conjuntos de energia 
diferente pelos elétrons dos ligantes: o conjunto rotulado como t2g de menor energia e o conjunto 
rotulado como eg, de maior energia. A passagem do único elétron d do nível t2g para o nível eg ocorre 
com a absorção de luz na faixa do visível. Para outros complexos, a absorção poderá ocorrer no visível, 
mas em comprimentos de onda distintos. A região em que a absorção ocorre será influenciada pelo 
metal central, seu estado de oxidação, seus ligantes e sua geometria. Portanto, os espectros de absorção 
na região do ultravioleta e visível são uma ferramenta importante para se conhecer a geometria 
(simetria) ao redor do íon metálico nos compostos de coordenação. Um estudo detalhado da 
Espectroscopia Ultravioleta/Visível (UV/Vis) em complexos de metais de transição está fora do escopo 
desta disciplina e será tratado em disciplinas mais avançadas de Química Inorgânica. Entretanto, neste 
experimento, trataremos dos fundamentos desta técnica. 
A luz branca é constituída de três cores primárias (vermelho, amarelo e azul). Estas cores 
primárias podem ser misturadas para fazer três cores secundárias (laranja, verde e violeta). Laranja é 
uma mistura de vermelho com amarelo, verde é a mistura de amarelo com azul e violeta resulta de azul 
com vermelho. Quando a radiação da luz visível incide sobre a solução de um complexo de metal de 
transição, parte desta radiação é absorvida. A cor desta solução é dada então pela radiação que não é 
absorvida (chamada de radiação complementar), que passa pela solução e chega aos olhos do 
observador. 
A Tabela 1 mostra mais detalhadamente a relação entre radiações absorvidas e as cores que são 
percebidas pelo olho humano. 
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Tabela 1. Cores absorvidas e observadas 
Faixa de radiação 
absorvida (em nm) 
Cor da radiação 
absorvida 
Cor observada 
(cor complementar) 
400 - 435 violeta esverdeado amarelo esverdeado 
435 - 480 azul amarelo 
480 - 490 verde-azul alaranjado 
490 - 500 azul-verde vermelho 
500 - 560 verde púrpura (verm.+ violeta) 
560 - 575 amarelo-verde violeta 
575 - 590 amarelo azul 
590 - 605 alaranjado azul esverdeado 
605 - 730 vermelho verde azulado 
730 - 760 púrpura verde 
 
O diagrama mostrado na Figura 2 é conhecido como disco de Newton e relaciona a cor 
absorvida pelo composto com sua cor complementar (que está diametralmente oposta no disco), a qual 
é a percebida como tal pelos seres humanos sem anomalia na visão. 
 
Figura 2: Disco de Newton 
 
 
Espectrofotômetro UV/Vis 
Para um estudo mais preciso e quantitativo da absorção de luz, pode-se utilizar um 
espectrofotômetro UV/Vis. Tal instrumento faz passar um feixe de luz monocromática (radiação com 
faixa estreita de comprimentos de onda) através de uma solução contendo a substância estudada e mede 
a quantidade de luz absorvida em relação à luz incidente. Essa absorção é registrada em função do 
comprimento de onda da luz incidente e esse registro chama-se Espectro UV/Vis. 
Para se obter o feixe de luz monocromática,pode-se utilizar um prisma, que separa a luz em 
feixes com diferentes comprimentos de onda. Nos espectrofotômetros modernos utiliza-se uma grade 
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de difração, que tem a função equivalente a do prisma. Na Figura 1 há um esquema de um 
espectrofotômetro de feixe simples: uma fonte de luz emite radiação policromática, a qual passa por 
uma grade de difração e é separada em regiões no espaço contendo luz monocromática (tal como 
acontece no arco-íris com a separação das cores da luz branca em faixas de luz colorida). O anteparo 
com a fenda faz com que apenas parte dessa radiação incida sobre a amostra: uma radiação 
aproximadamente monocromática (pouca variação do comprimento de onda - ). Pela rotação da grade 
de difração é possível variar o comprimento de onda da luz que passa pela fenda. O detector é um 
dispositivo eletrônico (um diodo) que gera um sinal elétrico proporcional à luz incidente. Se a luz 
incidente for total ou parcialmente absorvida pela amostra, isto gerará uma variação de sinal no 
detector cuja intensidade é proporcional à luz que chega até ele. A rotação da grade de difração e o 
sinal do detector são sincronizados de modo que é possível registrar a absorção em função do 
comprimento de onda da luz incidente em um computador, que além disso, armazena os dados. 
 
 
Figura 2: Espectrofotômetro UV/Vis de feixe simples 
(http://www.c2o.pro.br/automacao/x2033.html) 
 
Na realidade, é feita uma comparação entre a radiação que incide na amostra (Io) e a radiação 
que a atravessa ou é transmitida (I). Inicialmente registra-se a radiação absorvida pelo solvente e o 
registro é armazenado no computador (Io). Um solvente adequado, além de dissolver a amostra, deve 
ter uma absorção desprezível na região de interesse. Em seguida registra-se a radiação (I) absorvida 
pela solução (solvente + substância a ser analisada). Em um determinado valor de , se I < Io, significa 
que a substância absorveu parte da radiação que incidiu na amostra. É definido então, para cada , 
𝐴 = 𝑙𝑜𝑔10 (
𝐼𝑜
𝐼
), onde A = absorbância (uma quantidade adimensional) 
Um espectro de UV/Vis corresponde ao registro da absorbância em função do comprimento de 
onda e caracteriza-se por possuir valores máximos em determinados valores de , que são então 
denominados max, em geral apresentados em nm (10
-9 m ou 10-7 cm). Os comprimentos de onda dos 
máximos de absorção das bandas observadas podem ainda ser convertidos para “número de onda” (𝜈), 
usando-se a relação: 𝜈 = 
1 𝑥 107
𝜆 (𝑛𝑚)
, sendo o número de onda 𝜈 expresso em cm-1. 
A conveniência de se usar o 𝜈 é que esta grandeza é diretamente proporcional à energia da 
radiação, ao contrário de , que é inversamente proporcional à energia da radiação. 
 
 
http://www.c2o.pro.br/automacao/x2033.html
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Na Figura 3 são mostrados os espectros de soluções do seguintes íons hexa-hidratados, ou seja 
[M(H2O)6]
n+: Ti3+, íon d1; V4+ (na realidade íon VO2
+), íon d2, Cr3+, íon d4; Mn2+, íon d5; Fe2+, íon d6; 
Co2+, íon d7; Ni2+, íon d8; Cu2+, íon d9. Todas as soluções são 0,020 mol.L-1, exceto as de Mn2+ (1,000 
mol.L-1) e de Fe2+ (0,100 mol.L-1) que são muito mais concentradas que as demais. Essas duas soluções 
precisam ser mais concentradas porque são muito menos coloridas. 
Outro ponto a ser observado é que alguns destes íons hidratados, como o Cr3+, possuem mais 
de uma absorção na região do visível, enquanto outros não possuem nenhuma (caso do Fe2+). Embora 
todos sejam hexa-hidratados e provavelmente tenham geometria octaédrica, a diferença nos espectros 
é devida às diferentes configurações eletrônicas. 
 
 
Figura 3 - Espectros eletrônicos de íons da primeira série de transição hidratados. 
 
A lei de Beer 
Existe uma relação linear entre a absorbância medida (A, eixo y) em um determinado  e a 
concentração de soluções, dada pela equação de Lambert-Beer: 
 
A =  . l . C 
Onde: 
ε é chamado de coeficiente de absorção ou absortividade molar e é característico da substância; 
l é o caminho óptico da luz através da solução (na prática os reservatórios de amostra ou cubetas 
são geralmente construídos para ter 1,0 cm de caminho óptico) que contém a solução; 
C é concentração da solução (em mol.L-1). 
 
O coeficiente de absorção (ou absortividade molar) pode ser determinado construindo-se um 
gráfico da absorbância em função da concentração da substância. Portanto, conhecidos o caminho 
óptico e o coeficiente de absorção é possível determinar a concentração desconhecida de uma 
substância analisada pela medida da absorbância da solução em um espectrofotômetro e interpolação 
na reta do gráfico A versus C. 
 
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Parte Experimental 
Materiais: Conjunto básico, conjunto para síntese, conjunto para filtração à vácuo, conjunto de 
agitação/aquecimento. 
Reagentes: Conjunto de soluções de teste, soluções de amônia 1,0 mol.L-1; etilenodiamina 1,0 
mol.L-1; glicinato de sódio 1,0 mol.L-1; citrato de sódio 1,0 mol.L-1 ; oxalato de potássio 0,2 
mol.L-1 ; cloreto de sódio (solução saturada); nitrito de sódio 1,0 mol.L-1; acetato de cobre(II) 
monoidratado, glicina, etanol, éter etílico. 
 
1. Procedimento para a Síntese do [Cu(gly)2] 
Observação: Anote os resultados e justificativas no Cad-Lab 
 
1. Transferir 1,60 g de glicina para um béquer de 100 mL, adicionar 20 mL de água destilada, 
agite e aqueça no banho de água à temperatura de 80oC até que ocorra a completa dissolução 
da glicina; 
2. Preparar uma solução aquosa contendo 2,00g de acetato de cobre(II) monoidratado 
(Cu(OOCCH3)2H2O) e 20 mL de água em um béquer de 250 mL, Agitar e aquecer a mistura 
em um banho de água à temperatura de 80oC até formar uma solução azul clara. Aquecer 
previamente 20 mL de etanol 95% e adicionar à solução; 
3. Adicionar a solução de glicina à solução do acetato de cobre, lentamente e com agitação 
constante. Manter ambas as soluções aquecidas durante todo o processo; 
4. Deixar a solução esfriar e colocar o béquer contendo a mistura em um banho de gelo para 
completar a cristalização; 
5. Antes de iniciar a filtração, em tubos de ensaio distintos, colocar 5 mL de água, 5 mL de etanol 
e 5 mL de éter etílico. Colocar os tubos em um béquer com água e gelo e aguardar pelo menos 
5 minutos; 
6. Separar o produto por filtração usando um funil de Büchner; 
7. Lavar o produto, gotejando sobre o sólido com uma pipeta-pasteur, 5 mL dos seguintes 
solventes: água gelada, etanol gelado e éter etílico gelado. 
8. Descartar o conteúdo do Kitasato e deixar o sólido secar por 5 minutos sob fluxo de ar da 
bomba de vácuo. 
9. Anotar as massas dos reagentes utilizados e do produto no Cad-Lab. 
10. Guardar o composto obtido em frasco apropriado e rotulado. 
 
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2. Avaliações qualitativas da influência dos ligantes sobre os espectros 
de absorção de complexos de Cu2+. 
As soluções de muitos complexos de transição contendo cobre(II) são azuis. No caso do 
complexo [Cu(H2O6]
2+, o seu espectro mostrado na Figura 4, tem max em cerca de 800 nm (região do 
infravermelho próximo), mas estende-se até a região do visível, ou seja, ele absorve parte da luz na 
porção vermelho-laranja-amarelo da radiação visível, e transmite integralmente na porção verde-azul-
violeta. Segue daí o fato da solução ser azulada. O íon cobre(II) será complexado com vários tipos de 
ligantes e a mudança na coloração dos complexos formados será analisada. 
 
Procedimento Experimental 
Preparar 8 tubos de ensaio de mesmo tamanho e colocar em cada um deles 20 gotas (equivalentes a 1 mL) 
das seguintes soluções: 
• Tubo 1: água destilada 
• Tubo 2: amônia 1 mol.L-1 
• Tubo 3: etilenodiamina 1 mol.L-1 
• Tubo 4: glicinato de sódio 1 mol.L-1 
• Tubo 5: citrato de sódio1 mol.L-1 
• Tubo 6: oxalato de potássio 0,2 mol.L-1 
• Tubo 7: cloreto de sódio (solução saturada) 
• Tubo 8: nitrito de sódio 1 mol.L-1 
Em cada tubo adicionar 2 gotas da solução de sulfato de cobre 1 mol.L-1, exceto para o tubo 6, 
onde devem ser adicionadas 3 gotas da solução de sulfato de cobre 0,1 mol.L-1 
Observar a cor de cada solução e anotar na Tabela 2 do Cad-Lab. 
 
 
 
 
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1. Calcular os rendimentos teórico e experimental da preparação do [Cu(gly)2]H2O 
 
Massa (g) de [Cu(H3CCOO)2].H2O 
Massa (g) de glicina 
Massa (g) do excesso de reagente 
Porcentagem de excesso de eeagente 
Massa (g) de [Cu(gly)2].H2O - Calculado 
Massa (g) [Cu(gly)2].H2O - Experimental 
Porcentagem de rendimento do [Cu(gly)2].H2O 
 
2. A Figura 4 mostra os espectros de absorção na região do visível e do infravermelho próximo das 
soluções que foram preparadas neste experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4. Espectros de absorção das diversas soluções de Cu2+obtidas na prática, 
(Concentração 0,25 mol.L-1 e caminho óptico = 1,0 cm) 
 
Cad- Lab 
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Com as cores observadas experimentalmente e as Figuras 2 e 4, complete a Tabela abaixo. 
 
Tabela 2. Correlação entre cores e comprimentos de onda absorvidos 
Tubo Cor observada 
Faixa de 
comprimentos de 
onda esperada(nm)a 
 max 
(nm)b 
Possível fórmula do 
complexo 
1 [Cu(H2O)6]2+ 
2 [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ 
3 [Cu(en)3]2+ 
4 [Cu(gly)2(H2O)2] 
5 [Cu(cit)(H2O)3]- 
6 [Cu(ox)3]3- 
7 [Cu(Cl)4(H2O)2]2- 
8 [Cu(NO2)4(H2O)6]2- 
a para a radiação absorvida (consulte a Tabela da Figura 2); b obtidos da Figura 4 
 
3. Se for o caso, explique a diferença da cor esperada pelo max e a cor efetivamente observada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Com base nos dados experimentais, ordene os ligantes: água, amônia, citrato, cloreto, 
etilenodiamina, glicinato, nitrito e oxalato, na ordem crescente de energia do desdobramento do 
campo cristalino. 
 
 
 
5. Com base na série espectroquímica, qual a ordem crescente de força destes ligantes? 
 
 
 
Bibliografia 
1. POLTS, R.A. J. Chem. Ed. 51 (1974) 539-540. 
2. VOGEL, A.I.; BASSETT, J. Análise Inorgânica Quantitativa: incluindo análise instrumental 
elementar. 4a ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 1981. 690p.