Química Experimental Inorgânica II

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
INSTITUTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL II
EXPERIMENTO I
REAÇÕES ENVOLVENDO COMPOSTOS DE
COORDENAÇÃO
ARTUR DE AQUINO OLIVEIRA
JULIA ANDRADE LOPES
LARISSA SILVA GLAVINA
NATAL - RN
1
1. INTRODUÇÃO
Os compostos de coordenação são uma classe de substâncias complexas que
contém um átomo ou íon central rodeado por um grupo de moléculas, íons ou
radicais ligados ao elemento central por forças que variam segundo as
características e a estequiometria das espécies envolvidas.
O estudo desses compostos se deu no final do século XIX e início do século
XX, pelos seguintes cientistas: Sophus M. Jorgesen e Christian W. Blonstrand que
propuseram a teoria das cadeias em 1871, como tentativa de explicação de como
são formadas as ligações nos compostos de coordenação, porém essa teoria não
teve grande relevância por não possuir sustentação experimental e pelo fato de ser
fundamentada em suposições incorretas.
Então, em 1893, Alfred Werner propôs a teoria de Werner que considerava
que um composto de coordenação seria formado de um centro metálico cercado
por grupos, que hoje são chamados de ligantes. Ademais, que a maior parte dos
elementos possuiria duas valências, que Werner chamou de valência primária e
valência secundária. A valência primária relacionava-se ao estado de oxidação e a
segunda ao número de coordenação, que é o número de átomos doadores.
Para desenvolver sua teoria, Werner estudou compostos que são
relativamente lentos para reagir em solução. Ele sintetizou compostos que são
cineticamente inertes como Co (III), Pt (II), Pt (IV) e Rh (III).
2
Co3+
(aq)+ 6NH3(aq) [Co(NH3)6]3+(aq)
Pt4+(aq)+ 4Cl(aq) [PtCl4](aq)
Com esses compostos, Werner foi capaz de perceber que havia uma ligação
primária, na qual a carga positiva do íon metálico era equilibrada por íons negativos,
e a ligação secundária na qual as moléculas ou íons ligantes estavam ligados ao íon
metálico central, e essa segunda ligação foi chamada de esfera de coordenação ou
íon complexo. E os íons que estavam fora da esfera de coordenação, foram
chamados de contra-íons.
Os contra-íons poderiam ser cátions ou ânions que posteriormente foram
utilizados para neutralizar um íon complexo, formando assim sais complexos.
Com a teoria e os postulados de Werner, os estudos dos compostos de
coordenação foram aprofundados, pois a teoria de Werner não explicava de forma
empírica como as ligações eram formadas nos compostos de coordenação. Então,
foram desenvolvidas algumas explicações: a regra dos 18 elétrons por Irving
Langmuir, a teoria de valência de Linus Pauling, a teoria do orbital molecular, a
teoria do campo cristalino de Bethe e Van Vleck, e por fim a teoria do campo ligante
de Griffith e Orgel.
A motivação para o estudo desses compostos deveu-se ao fato de que
naquela época pensava-se que esses compostos teriam características
semelhantes aos sais duplos. Entretanto, ao serem analisadas algumas
propriedades simples como solubilidade se viu que uma grande diferença entre as
duas espécies, pelo fato de que os sais duplos se dissociam por completo em meio
aquoso, e os compostos de coordenação não se dissociam completamente pois,
não há quebra de ligação do átomo central com os grupos ligantes.
Um exemplo de dissociação nos dois compostos:
· Sal duplo: KAl(SO4)2(aq) K+
(aq) + Al3+(aq) + SO4
2-
(aq)
3
· Composto de coordenação: CoCl3.6NH3(s) [Co(NH3)6]3+(aq) + 3Cl-
Pode-se ver também que o sal duplo produz mais espécies em solução dos
que os compostos complexos.
Outrossim, algumas aplicações dos conceitos de compostos de coordenação
são na área biológica, na qual há moléculas como a hemoglobina que é um
composto fundamental para sobrevivência dos vertebrados, tem o Fe (II) como
átomo central do grupo heme, a cianocobalamina ou vitamina B12 que é um
micronutriente que atua no metabolismo dos aminoácidos e dos ácidos nucleicos
tendo o cobalto como átomo central, e também a clorofila, na qual é o pigmento
responsável pela fotossíntese, cujo elemento central de coordenação é o magnésio.
2. OBJETIVO
Observar experimentalmente as reações que envolvem os compostos de
coordenação, e distinguir os sais complexos dos sais duplos.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1) MATERIAIS E REAGENTES
Para a execução do experimento foram utilizados os seguintes reagentes e
vidrarias listados abaixo:
● Tubos de ensaio;
● Pipetas graduadas;
● Conta gotas;
● Solução de NaOH;
● Solução de BaCl2;
● Solução de ácido tartárico;
● Solução de FeCl3;
● Solução de NH4OH;
● Solução de KSCN;
● Solução de K3[Fe(CN)6];
● Solução de AgNO3;
● Solução de KI;
● Solução de CuSO4;
● Solução de H2O2;
● Solução de KOH;
● Solução de K4[Fe(CN)6];
● Solução de FeSO4;
4
3.2) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Para realizar o experimento de forma eficaz, foi necessário obedecer aos
seguintes passos de forma sucinta:
➔ ETAPA I: ÍONS EM SOLUÇÃO DE UM SAL DUPLO
Nessa etapa, foram numerados três tubos de ensaio e com o auxílio de uma
pipeta graduada foi adicionado 2 mL de solução de KAl(SO4)2 em cada um dos tubos
de ensaio. No tubo de ensaio 1, com o auxílio de um conta gotas, foram adicionadas
algumas gotas de solução de NaOH. Em seguida, no tubo de ensaio 2, foi posto 0,5
mL de solução de BaCl2, por fim, ao tubo de ensaio 3, foi adicionado 2 mL de
solução de ácido tartárico.
Tubo 1:
2 𝐾𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑎𝑞)
 + 6 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 3 𝑁𝑎
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
 + 2 𝐴𝑙(𝑂𝐻)
3 (𝑆) 
+ 𝐾
2
𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
Tubo 2:
 𝐾𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑎𝑞)
 + 2 𝐵𝑎𝐶𝑙
2 (𝑎𝑞)
 → 2 𝐵𝑎𝑆𝑂
4 (𝑠)
 + 𝐴𝑙𝐶𝑙
3 (𝑎𝑞) 
+ 𝐾𝐶𝑙
 (𝑎𝑞)
Tubo 3:
 𝐾𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑎𝑞)
 + 𝐶
4
𝐻
6
𝑂
6 (𝑎𝑞) 
→ 𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑆)
+ 𝐶
4
𝐻
6
𝑂
6
𝐾
 (𝑎𝑞)
 
Todas as misturas foram levemente agitadas com o fito de observar se houve algum
tipo de reação e formação de precipitado.
➔ - ETAPA II: ÍONS EM SOLUÇÃO DE SAL SIMPLES E DE SAL COMPLEXO
Nessa etapa, foram enumerados dois tubos de ensaio e em cada um deles,
com o auxílio de uma pipeta, foram adicionados 2 mL de solução de FeCl3. No tubo
de ensaio 1 adicione um pouco da solução de NH4OH, e ao segundo, adicione uma
solução de KSCN. Em seguida, será usado um sal complexo, foram numerados dois
tubos de ensaio e novamente, com o auxílio de uma pipeta graduada, adicione 2 mL
de K3[Fe(CN)6] e repita o mesmo procedimento que foi realizado no passo anterior,
adicionando os mesmos reagentes. Todos os tubos devem ser agitados e observar
se houve algum tipo de reação química.
5
Tubo 1: 𝐹𝑒𝐶𝑙
3 (𝑎𝑞)
+ 3 𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 𝐹𝑒(𝑂𝐻)
3 (𝑎𝑞) 
+ 3 𝑁𝐻
4
𝐶𝑙 
(𝑎𝑞)
 
Tubo 2: 𝐹𝑒𝐶𝑙
3 (𝑎𝑞) 
+ 3 𝐾𝑆𝐶𝑁
 (𝑎𝑞) 
 → 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)
3 (𝑎𝑞) 
+ 3 𝐾𝐶𝑙
 (𝑎𝑞) 
Tubo 3: 𝐾
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝐻4𝑂𝐻 → 𝑛ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑟𝑒𝑎çã𝑜
Tubo 4: 𝐾
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
(𝑎𝑞)
 + 3 𝐾𝑆𝐶𝑁
 (𝑎𝑞) 
 → 𝑛ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 
➔ ETAPA III: ÍONS COMPLEXOS ANIÔNICOS
Em um tubo de ensaio, com auxílio de um conta gotas, foram adicionadas
quatro gotas de nitrato de prata (AgNO3) junto com uma solução concentrada de
iodeto de potássio (KI) até o momento que o precipitado formado seja dissolvido.
Tubo 1: 3 𝐴𝑔𝑁𝑂
3 (𝑎𝑞)
 + 3 𝐾𝐼
(𝑎𝑞)
 → 𝐾𝑁𝑂
3
+ 3 𝐴𝑔𝐼
(𝑠)
 ⇒
+ 2⇒ 𝐴𝑔
(𝑎𝑞)
+ 𝐼
(𝑎𝑞)
− → 𝐴𝑔(𝐼)
2[ ]
(𝑎𝑞)
−1
➔ - ETAPA IV: ÍONS COMPLEXOS CATIÔNICOS
Nessa etapa, deve-se adicionar 0,5 mL de solução de sulfato de cobre
(CuSO4) e 0,5 mL de solução de hidróxido de amônio (NH4OH) em um mesmo tubo
de ensaio. Em seguida, é preciso deixar a mistura em repouso por um certo período
e se possível, decantar a fase líquida, por fim, deve-se continuar adicionando a
solução de NH4OH de concentração 1,0 Mol/L a fase sólida até observar algum tipo
de mudança.
Tubo 1: 𝐶𝑢𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 + 4 𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞) 
→ 𝐶𝑢(𝑁𝐻
3
)
4[ ]2+
(𝑎𝑞)
+ 𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
2− + 4𝐻
2
𝑂
(𝑙)
➔ - ETAPA V: REAÇÕES DEOXIRREDUÇÃO ENVOLVENDO COMPLEXOS
6
Nessa etapa final, com o auxílio de uma pipeta graduada, serão adicionados
1,0 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) 1,0 mL de hidróxido de potássio (KOH) e
1,0 mL de ferrocianeto de potássio em um único tubo de ensaio e observar se houve
algum tipo de reação química. Por fim, em um tubo de ensaio, adicione 1,0 mL de
K3[Fe(CN)6] e 1,0 mL de K4[Fe(CN)6], por fim, em cada um dos tubos, ponha 0,5 mL
de solução de sulfato de ferro (II) recém-preparada.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
➔ ETAPA I: ÍONS EM SOLUÇÃO DE UM SAL DUPLO
Nessa etapa após colocarmos (Alúmen de potássio) em três tubos, 𝐾𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2
observamos a reação do sal com NaOH (Hidróxido de sódio), (Cloreto de 𝐵𝑎𝐶𝑙
2
Bário) e (Ácido tartárico), contendo as seguintes reações: 𝐶
4
𝐻
6
𝑂
6 
Tubo 1:
2 𝐾𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑎𝑞)
 + 6 𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 3 𝑁𝑎
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
 + 2 𝐴𝑙(𝑂𝐻)
3 (𝑆) 
+ 𝐾
2
𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
Tubo 2:
 𝐾𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑎𝑞)
 + 2 𝐵𝑎𝐶𝑙
2 (𝑎𝑞)
 → 2 𝐵𝑎𝑆𝑂
4 (𝑠)
 + 𝐴𝑙𝐶𝑙
3 (𝑎𝑞) 
+ 𝐾𝐶𝑙
 (𝑎𝑞)
Tubo 3: 𝐾𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑎𝑞)
 + 𝐶
4
𝐻
6
𝑂
6 (𝑎𝑞) 
→ 𝐴𝑙(𝑆𝑂
4
)
2 (𝑆)
+ 𝐶
4
𝐻
6
𝑂
6
𝐾
 (𝑎𝑞)
 + 𝐻
2
𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
7
É perceptível a facilidade com que o sal duplo tem em se dissolver nos reagentes,
essa propriedade é favorecida, já que o sal é iônico, e a força da ligação é menor,
permitindo a formação dos produtos.
➔ ETAPA II: ÍONS EM SOLUÇÃO DE SAL SIMPLES E DE SAL COMPLEXO
Nessa etapa iremos comparar reações de mesmo reagentes com um sal simples de
ferro ( ) e um sal complexo de ferro , logo, teremos as seguintes𝐹𝑒𝐶𝑙
3 
𝐾
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
reações:
Tubo 1: 𝐹𝑒𝐶𝑙
3 (𝑎𝑞)
+ 3 𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → 𝐹𝑒(𝑂𝐻)
3 (𝑎𝑞) 
+ 3 𝑁𝐻
4
𝐶𝑙 
(𝑎𝑞)
 
Tubo 2: 𝐹𝑒𝐶𝑙
3 (𝑎𝑞) 
+ 3 𝐾𝑆𝐶𝑁
 (𝑎𝑞) 
 → 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)
3 (𝑎𝑞) 
+ 3 𝐾𝐶𝑙
 (𝑎𝑞) 
Tubo 3: 𝐾
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝐻4𝑂𝐻 → 𝑛ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑟𝑒𝑎çã𝑜
Tubo 4: 𝐾
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
(𝑎𝑞)
 + 𝐾𝑆𝐶𝑁
 (𝑎𝑞) 
 → 𝑛ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 
Tubos 1 e 2 (sal simples) Tubos 3 e 4 (sal complexo)
8
Após a adição de ( Hidróxido de amônia) e (Tiocianato de Potássio)𝑁𝐻4𝑂𝐻 𝐾𝑆𝐶𝑁
 
no sal complexo, é notório que não há evidências de reação, se fazendo necessário
ter ciência que comparado a um sal simples, o sal complexo é mais estável,
possuindo ligações fortes o suficiente para não haver dissociação sem fontes de
energias maiores, capazes de causar uma quebra, outro detalhe que chama
atenção, é que, o mesmo não é iônico como o sal simples. Os íons são o principal
motivo pelo qual os sais simples têm uma maior solubilidade e conseguem se
dissolver completamente.
➔ ETAPA III: ÍONS COMPLEXOS ANIÔNICOS
Nessa etapa observamos que após a reação de (Nitrato de prata) com o𝐴𝑔𝑁𝑂
3
𝐾𝐼
(Iodeto de potássio) um precipitado é formado, mas logo ele é dissolvido após
agitação, representado na referida equação:
Tubo 1: 3 𝐴𝑔𝑁𝑂
3 (𝑎𝑞)
 + 3 𝐾𝐼
(𝑎𝑞)
 → 𝐾𝑁𝑂
3
+ 3 𝐴𝑔𝐼
(𝑠)
 ⇒
+ 2⇒ 𝐴𝑔
(𝑎𝑞)
+ 𝐼
(𝑎𝑞)
− → 𝐴𝑔(𝐼)
2[ ]
(𝑎𝑞)
−1
A solubilidade e formação do complexo se dá pelo íon de .𝐼−
9
➔ - ETAPA IV: ÍONS COMPLEXOS CATIÔNICOS
Nessa etapa é possível notar que após a reação do (Sulfato de cobre) com o𝐶𝑢𝑆𝑂
4
(Hidróxido de amônia), a solução toma uma cor azul intensa pela formação𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
 
do complexo tetraminocuprato, representado na equação:
Tubo 1: 𝐶𝑢𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 + 4 𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞) 
→ 𝐶𝑢(𝑁𝐻
3
)
4[ ]2+
(𝑎𝑞)
+ 𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
2− + 4𝐻
2
𝑂
(𝑙)
A formação do complexo ocorre porque o metal está com deficiência eletrônica,
logo, o mesmo é um íon em solução.
➔ - ETAPA V: REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO ENVOLVENDO COMPLEXOS
Nessa etapa observamos a oxirredução após as reações nos complexos de ferro,
onde observamos os estados de oxidação 2+ e 3+, captando a diferença que um
elétron a mais ou a menos pode causar,representado nas seguintes equações:
10
Tubo 1: 2𝐾𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 + 2𝐾
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
(𝑎𝑞)
→
2𝐻
2
𝑂
(𝑙)
+ 𝑂
2
 + 2𝐾
4
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ](𝑎𝑞)
Tubo 2: 2𝐾
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
(𝑎𝑞)
+ 3𝐹𝑒𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 → 𝐹𝑒
3
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
2 (𝑆)
 + 3𝐾
2
𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
Tubo 3: (2𝐹𝑒
2
𝑆𝑂
4
)
3 (𝑎𝑞)
 + 3𝐾
4
𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
(𝑎𝑞)
 → 𝐹𝑒
4
 𝐹𝑒(𝐶𝑁)
6[ ]
3 (𝑆)
+ 6𝐾
2
𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
Tubo 1 Tubo 2 ( e 3 (𝐹𝑒2+ 𝐹𝑒2+) 𝐹𝑒3+)
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Por fim, em virtude dos experimentos realizados e dos dados obtidos, é
possível afirmar que alguns ligantes dos compostos de coordenação não se
dissociam em solução devido ao fato de alguns deles estarem ligados ao átomo
metálico através da valência secundária, que fica dentro da esfera de coordenação,
diferentemente dos sais duplos que tem todos os seus íons dissociados em solução.
A mudança de cor e a formação de precipitados são ótimos parâmetros para realizar
11
esse estudo. Assim, conclui-se que os objetivos foram alcançados com sucesso e
obtivemos êxito na realização dos experimentos.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] Química Inorgânica, G.L. Miessler; P. J. Fischer; D.A. Tarr; 5a Edição, 2014.
[2] Química Inorgânica, Peter W. Atkins, D.F. Shriver, Editora Bookman.
[3] Vogel, A.; Química Analítica qualitativa; Editora Mestre Jou, São Paulo – SP,
1981
[4] Introdução a Química Experimental – R.R. SILVA, N. BOCCHI e R.C. R. FILHO.
12
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
INSTITUTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL II
EXPERIMENTO II
INFLUÊNCIA DO CENTRO METÁLICO E DOS LIGANTES
NAS REAÇÕES ENVOLVENDO METAIS DE TRANSIÇÃO
ARTUR DE AQUINO OLIVEIRA
JULIA ANDRADE LOPES
LARISSA SILVA GLAVINA
Natal - RN
13
1. INTRODUÇÃO
Muitos metais de transição são utilizados nas indústrias modernas devido
algumas propriedades específicas deles. A localização desses metais na tabela
periódica está determinada pela ocupação do bloco d e do bloco f, os elementos que
possuem o subnível d incompletos são chamados de metais de transição interna,
enquanto aqueles com o subnível f incompletos são chamados de metais de
transição interna (actinídeos e lantanídeos). Um exemplo de metal de transição
interno é o ferro de número atômico 26 (Z=26) que possui a seguinte configuração
eletrônica: 1s22s22p63s23p63d64s2. Ao ser oxidado, esse metal, assim como todos os
de transição interna perderão elétrons de seu subnível mais externo, nesse caso o
subnível “s”, ficando em forma de cátion Fe2+, para a formação do íon Fe3+, ele
perderá os dois elétrons do orbital s assim como um elétron do orbital d, ficando com
a seguinte configuração eletrônica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵. A grande maioria dos
metais de transição possuem o orbital d parcialmente preenchido, podendo ter
elétrons desemparelhados. Por conta disto, é possível observar algumas
características em relação a esses elementos metálicos:
● Existência de mais de um estado de oxidação estável;
● A maioria dos complexos formados por esses metais são coloridos;
● Apresentam propriedades magnéticas.
Devido à característica desses metais em apresentar cor, muitos deles são
utilizados como componentes de pigmentos de tintas, ou contribuindo na coloração
de vidros e pedras preciosas.
A formação de um composto de coordenação é recorrente de uma reação
ácido/base de Lewis, onde os ligantes funcionam como base de Lewis doando pares
de elétrons para o átomo central, e este centro metálico atua como um ácido de
Lewis, que são receptores desses elétrons doados pelos ligantes, ocorrendo uma
ligação covalente coordenada.
O parâmetro do desdobramento do campo cristalino varia sistematicamente de
acordo com a identidade do ligante. A evidência empírica para esta tendência foi a
observação, pelo químico japonês R.Tsuchida, que há certas regularidades no
espectro de absorção à medida que os ligantes de um composto de coordenação
14
variam. Por exemplo, nas séries de complexos [CoX(NH3)5]n+ sendoX= I- , Br-, Cl-,
H2O e NH3, as cores variam de púrpura intenso para rosa e para amarelo. Essa
observação informa que há um aumento na energia de transição eletrônica à medida
que os ligantes variam ao longo da série.
Baseado nestas observações, Tsuchida propôs que os ligantes poderiam ser
arranjados em uma série espectroquímica, onde esses ligantes estão organizados
em ordem crescente de energia das transições que ocorrem quando eles estão
presentes no complexo:
I- < Br- < SCN - < Cl- < NO3
- < F-< OH- < Ox2- < H2O < NCS- < CH3CN < NH3 <
en<bpy < phen < NO2
-< CN-< CO.
Por meio dessa série espectroquímica é possível dissertar sobre a coloração de
certos complexos de coordenação, a cor dos compostos diz respeito à força do
ligante, ao estado de oxidação do metal assim como se o complexo é catiônico ou
aniônico. Ligantes como a fenantrolina ligado ao Níquel por exemplo, como o
complexo: [Ni(C12H8N2)3]SO4 apresentará uma cor lilás devido ao fato de que é um
ligante básico e causará um maior desdobramento no campo cristalino. O cianeto
por exemplo, é um ligante forte muito básico por ser proveniente de um ácido fraco.
Em relação ao estado de oxidação do metal, também influencia na coloração do
composto, os metais de transição por terem mais de um estado de oxidação estável
podem apresentar mais um uma cor, por exemplo, o ferro 3+ apresentará uma
coloração diferente do ferro 2+.
2. OBJETIVO
Esse experimento tem o fito de observar a complexação de um mesmo metal de
transição com vários ligantes e estudar as reações envolvendo compostos de
coordenação, é possível realizar esses estudos tendo como base a identidade dos
ligantes e o número de oxidação dos metais, que são mostrados mediante sua
coloração
15
3. METODOLOGIA
3.1) MATERIAIS E REAGENTES:
Nesse experimento foram utilizadas as seguintes vidrarias e reagentes:
· Pipetas graduadas de 2 ml;
· Perâ;
· Tubos de ensaio;
· Estante do tubo de ensaio;
· Solução de NiSO4, (0,1 Mol/L);
· Solução de NH4OH, (3,0 Mol/L);
· Solução de etinodiamina (en), (0,3
Mol/L);
· Solução de fenantrolina (phen), (0,1
Mol/L);
· Solução de CoCl2, (0,1 Mol/L);
· Solução de HCl, concentrado;
· Solução de KMnO4, (0,1 Mol/L);
· Solução de Na2C2O4, (0,1 Mol/L);
· Solução de H2SO4, (3,0 Mol/L);
3.2) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Nesse experimento foram realizadas duas etapas:
➔ I – ETAPA: COMPLEXAÇÃO DO METAL DE TRANSIÇÃO COM VÁRIOS
LIGANTES.
Para realização da primeira etapa, foram preparados quatro tubos de ensaio
com 1,0 mL de sulfato de níquel (II), NiSO4(aq). Em seguida, foi adicionado ao
primeiro tubo 1,0 mL de hidróxido de amônio, NH4OH(aq). No segundo tubo, foi
acrescentado 1,0 mL de etilenodiamina, C2H8N2(aq) e no terceiro tubo foi adicionado
1,0 mL de fenantrolina, C12H8N2(aq).O quarto tubo de ensaio, serviu de referencial da
coloração inicial. Por fim, é necessário observar as modificações e organizar por
ordem de cor, verde, azul, violeta e lilás.
1º TUBO: 𝑁𝑖𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → [𝑁𝑖(𝑁𝐻
3
)
6
]𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
2º TUBO: 𝑁𝑖𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 3𝐶
2
𝐻
8
𝑁
2 (𝑎𝑞)
→ [𝑁𝑖(𝐶
2
𝐻
8
𝑁
2
)
3
]𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 
16
3º TUBO: 𝑁𝑖𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 + 3𝐶
12
𝐻
8
𝑁
2 (𝑎𝑞)
 → [𝑁𝑖(𝐶
12
𝐻
8
𝑁
2
)
3
]𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 
➔ II – ETAPA: REATIVIDADE DOS METAIS DE TRANSIÇÃO
- Parte 1: Na segunda etapa, foi colocado com o auxílio de uma pipeta 1,0 mL de
uma solução de cloreto de cobalto (II), CoCl2(aq), e foram anotadas suas
características. Em seguida, foi adicionada gota a gota 2,0 ml de uma solução de
ácido clorídrico concentrado na capela por ser um ácido forte e volátil. Depois, foi
colocado no mesmo tubo de ensaio 2,0 ml de água destilada e foram observadas
as mudanças.
1º TUBO: [𝐶𝑜(𝐻
2 
𝑂)
6
]
(𝑎𝑞)
2+ + 4 𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
− → [𝐶𝑜𝐶𝑙
4
]2−
(𝑎𝑞)
+ 6 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 
- Parte 2: Em um tubo de ensaio foi colocado 1,0 mL de permanganato de
potássio, KMnO4(aq), e foi observado sua coloração. Logo depois, adicionou-se 1,0
mL de oxalato de sódio, Na2C2O4(aq) e 1,0 mL de ácido sulfúrico, H2SO4(aq), e foram
observadas as mudanças.
2º TUBO:
𝐾𝑀𝑛𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝑎
2
𝐶
2
𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
 → 𝑁𝑎
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝑀𝑛𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝐾
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑂
2(𝑔)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑎𝑞)
4. DISCUSSÕES E RESULTADOS
➔ I – ETAPA: COMPLEXAÇÃO DO METAL DE TRANSIÇÃO COM VÁRIOS
LIGANTES.
Nessa etapa iremos observar a influência dos ligantes acerca do centro metálico
do composto complexo de acordo com a série espectroquímica. Para início colocamos
em um tubo o (Sulfato de níquel), usando sua cor como comparativo. No tubo 1𝑁𝑖𝑆𝑂
4
temos (Sulfato de níquel) e NH4OH (Hidróxido de amônio) na seguinte reação:𝑁𝑖𝑆𝑂
4
Tubo 1 : 𝑁𝑖𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
 → [𝑁𝑖(𝑁𝐻
3
)
6
]𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 + 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
17
O complexo formado toma a cor de azul anil, porém, translúcido. Essa tonalidade
se dá pela posição da amônia na série espectroquímica, há um desdobramento
significativo do campo cristalino, mas, ainda sim, pequeno.
No tubo 2 temos (Sulfato de níquel) e C2H8N2 (Etilenodiamina) na seguinte𝑁𝑖𝑆𝑂
4
reação:
Tubo 2: 𝑁𝑖𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 3𝐶
2
𝐻
8
𝑁
2 (𝑎𝑞)
→ [𝑁𝑖(𝐶
2
𝐻
8
𝑁
2
)
3
]𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 
O complexo formado toma a cor de violeta em um tom pastel. Essa tonalidade se
dá pela posição da etilenodiamina na série espectroquímica, há um
desdobramento significativo do campo cristalino, maior em relação ao
desdobramento com a amônia.
18
No tubo 3 temos (Sulfato de níquel) e (Fenantrolina) na seguinte𝑁𝑖𝑆𝑂
4
𝐶
12
𝐻
8
𝑁
2
reação:
Tubo 3: 𝑁𝑖𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 + 3𝐶
12
𝐻
8
𝑁
2 (𝑎𝑞)
 → [𝑁𝑖(𝐶
12
𝐻
8
𝑁
2
)
3
]𝑆𝑂
4 (𝑎𝑞)
 
O complexo formado toma a cor de lilás em um tom pastel. Essa tonalidade se dá
pela posição da fenantrolina, que está mais à esquerda na série espectroquímica,
há um desdobramento significativo do campo cristalino, maior em relação ao
desdobramento com a amônia e etilenodiamina.
Tubos 1,2,3 e comparativo respectivamente
19
➔ II – ETAPA: REATIVIDADE DOS METAIS DE TRANSIÇÃO
Nessa etapa podemos observar a seletividade de reação dos compostos, onde no
tubo 1 onde havia (Cloreto de cobalto), adicionamos concentrado, onde o𝐶𝑜𝐶𝑙
2
𝐻𝐶𝑙
mesmo formou um composto de cor azul intenso, em seguida, para deslocar o
equilibrio sentido reagente, foi adicionado água, demonstrado na seguinte reação:
Tubo 1: [𝐶𝑜(𝐻
2 
𝑂)
6
]
(𝑎𝑞)
2+ + 4 𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
− → [𝐶𝑜𝐶𝑙
4
]2−
(𝑎𝑞)
+ 6 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
 
Sendo perceptível um degradê entre azul e uma solução avermelhada/rosada,
derivada do cloreto de cobalto
Tubo 1 com HCl Tubo 1 com HCl e água Tubo 1 homogênizado
No tubo 2 foi adicionado, KMnO4 (permanganato de potássio), em seguida,
Na2C2O4 (Oxalato de sódio) e H2SO4 (Ácido sulfúrico) posibilitando observar uma
mudança de cores em poucos segundos, expresso na equação:
Tubo 2:
𝐾𝑀𝑛𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝑁𝑎
2
𝐶
2
𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
 → 𝑁𝑎
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝑀𝑛𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝐾
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 𝐶𝑂
2(𝑔)
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑎𝑞)
20
A primeira cor foi o roxo intenso do permanganato, após ela vieram o rosa,
vermelho, laranja, amarelo, e por fim, a solução ficou incolor, indicativo esse que, o
metal está ganhando elétrons.
5. CONCLUSÃO
Dessarte, com os resultados obtidos na prática foi possível comprovar a relação
das cores observadas com o estados de oxidação do centro metálico dos compostos
de coordenação. Como foi visto no tubo dois da etapa II, onde o manganês reduziu do
nox +7 para +2, e a evidência desta redução foi a mudança de cor de roxo, para
vermelho, laranja, amarelo e por fim incolor. Ademais, foi possível relacionar as cores
observadas com o ligante, que quanto mais forte o ligante, mais ele consegue
desdobrar o campo cristalino, gerando uma maior energia e mostrando que a cora ser
observada será aquela com menor comprimento de onda, como visto no caso do
níquel, que com a amônia ficou azul, com o etilenodiamina ficou violeta e com a
fenantrolina lilas, sendo a fenantrolina o ligante mais forte como visto na série
espectroquímica de Tsuchida. Assim, os objetivos a prática foram alcançados e os
resultados foram obtidos com êxito.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] Lee, J. D., “Química Inorgânica”, Edgar Blucher, São Paulo, SP, 1980.
21
[2] Cotton, F. A e Wilkin Son, G., Química Inorgânica Concisa, Editora Livros
Técnicos e Cientificos, São Paulo, 1996.
[3] Huhey, J. E., “Inorganic Chemistry”, Harper & Row, New York, NY, Si Unite
Edition, 1965.