Relatorio 3 - Complexos em solucao

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Universidade Federal do Espírito Santo
Relatório Disciplina Inorgânica III Experimental
Ciências Exatas
Complexos em Solução
	Docente da disciplina:
	Tiago Araújo Matias
	Integrantes do grupo:
	Emyllaine Sá, Junia Zorzanelli e Sarah Trindade
Resumo
Compostos de coordenação, conhecidos como adutos ou complexos, contém uma espécie central cercado por moléculas ou íons que são conhecidos como ligantes. A formação de complexos pode ser identificada na mudança de cor da solução, aumento da solubilidade, estabilidade. O estudo da natureza e estabilidade dos complexos é importante para compreender complexos em soluções. Os experimentos feitos vão permitir com que seja possível visualizar os fatores que contribuem com a estabilidade dos complexos metálicos como a constante de formação, fatores termodinâmicos, inércia, labilidade e efeito dos ligantes no complexo. A partir dos experimentos foi possível constatar conceitos teóricos das propriedades dos complexos por meio de mudanças visíveis como alteração de cor, mudança no desdobramento do campo ligante, alteração no padrão espectral e propriedades ópticas dos complexos.
Palavras-chave: Inércia. Labilidade. Termodinâmica. Série espectroquímica. Constante de formação. Regras de seleção.
1 Introdução
Complexos são compostos que contêm um átomo ou íon central que geralmente é um metal, rodeado por ligantes e sua formação decorre de diferentes fatores. A química dos compostos de coordenação é um campo de conhecimento importante para o desenvolvimento de novos materiais, dispositivos para armazenamento de energia, novos fármacos, nanociência e nanotecnologia. Por conseguinte, ter a compreensão de suas propriedades é essencial para melhor entendimento e desenvolvimento de novas tecnologias a partir dos compostos de coordenação. Suas propriedades são determinadas conjuntamente pelo íon metálico e pelos ligantes. Muitos complexos apresentam-se lábeis em solução, trocando rapidamente os ligantes coordenados pelas moléculas do solvente ou por outros ligantes. Esses complexos sempre se apresentam na forma termodinamicamente mais estável em solução. De outro modo, complexos denominados inertes devem sua existência à lentidão com que se dissocia, só trocando lentamente os ligantes em solução. A dinâmica das reações químicas é controlada por fatores termodinâmicos e cinéticos. O fator termodinâmica refere-se a possibilidade das reações acontecerem, enquanto o fator cinético relaciona-se ao mecanismo e as velocidades com que tais reações acontecem.[1,2]
Desta forma, o estudo a partir dos experimentos, permitiu o melhor entendimento das diferentes propriedades que os complexos demonstram em solução observando as propriedades termodinâmicas, labilidade, inércia, reatividades dos complexos, a constante de formação atribuída aos compostos de coordenação.
2 Objetivos
2.1. Objetivo geral
O experimento tem como objetivo geral o estudo sobre as propriedades de complexos em solução.
2.2. Objetivo específico
A prática tem por objetivo específico ilustrar os conceitos importantes acerca das propriedades dos complexos em solução, como, a formação dos compostos, estabilidade termodinâmica, labilidade, inércia e reatividade dos compostos de coordenação.
3 Embasamento Teórico
3.1 Formação de Compostos em etapas
As reações de complexação com ligantes monodentados ocorrem em etapas, havendo tantas estas quanto forem os ligantes adicionados, o que é determinado pelo número de coordenação do íon metálico.
Quando um ligante monodentado é adicionado a uma solução de um íon metálico de número de coordenação n, formando um complexo mononuclear, vários equilíbrios são estabelecidos em solução aquosa, de forma que, cada etapa forneça uma constante de formação ou de estabilidade do complexo (Kf) (Oliveira; Silva; Tófani., 2019). De forma geral, a formação de um complexo metálico mononuclear pode ser genericamente representada pela equação:
M + nL ⇌ MLn
Equação genérica de formação de um complexo metálico mononuclear.
Sendo que, quanto maior for n nos reagentes, mais etapas serão necessárias para a completa formação do complexo metálico almejado. Sendo assim, para cada etapa é possível determinar uma constante de formação:
M + L ⇌ ML 
ML + L ⇌ ML2 
.
.
.
MLn-1 + L ⇌ MLn 
Constantes de formação relativa a cada uma das etapas.
onde, K1, K2,... Kn são as sucessivas constantes de estabilidade da reação de complexação. Em geral, K1 > K2 > Kn.
Às vezes, pode ser conveniente usar o produto das sucessivas constantes de estabilidade, também chamada de formação global:
M + nL ⇌ MLn 
Constante de formação global.
onde, .
No caso das reações em solução aquosa, as constantes de estabilidade maiores indicam que a ligação dos íons metálicos com os ligantes de entrada é muito mais favorável do que a ligação com a água, mesmo que a água esteja presente em grande excesso.[1]
Quanto aos ligantes com mais de um sítio doador, toma-se como exemplo a etilenodiamina. Depois que um nitrogênio da amina se liga a um íon metálico, a proximidade do segundo nitrogênio facilita sua interação simultânea com o metal. A fixação de vários sítios doadores do mesmo ligante (quelação) geralmente aumenta as constantes de formação em relação àquelas para complexos do mesmo íon metálico contendo ligantes monodentados eletronicamente semelhantes, por dificultar a dissociação do ligante. De forma geral, é mais difícil separar um ligante de um metal se existirem vários sítios de fixação.[1]
3.2 Estabilidade Termodinâmica
Parâmetros termodinâmicos como , e a dependência de K (constante de estabilidade) com T (temperatura) são úteis para comparar as reações de diferentes íons metálicos reagindo com o mesmo ligante ou uma série de ligantes diferentes , reagindo com o mesmo íon metálico. (Miessler)
A grandeza da constante de formação é um reflexo direto do sinal e da magnitude da energia de Gibbs padrão de formação (pois ). Normalmente, observa-se que as constantes de formação sequenciais encontram-se na ordem . Essa tendência geral pode ser explicada simplesmente considerando-se a diminuição do número de moléculas do ligante H2O disponíveis para a substituição na etapa de formação.
O decréscimo nas constantes de formação sequenciais reflete na diminuição do fator estatístico à medida que os ligantes são substituídos, juntamente ao fato de que o aumento de ligantes no complexo aumenta a probabilidade da reação reversa.[16]
Tomando-se como exemplo a complexação de Cd2+ com metilamina e com etilenodiamina, tem-se:
[Cd(H2O)6]2+ + 4 CH3NH2 ⟶ [Cd(CH3NH2)4(H2O)2]2+ + 4 H2O
Sem alteração no número de moléculas.
[Cd(H2O)6]2+ + 2 en ⟶ [Cd(en)2(H2O)2]2+ + 4 H2O
Aumento de duas moléculas.
Reagentes	Produto	 (kJ/mol)	 (J.mol/K)	 (kJ/mol)		K
[Cd(H2O)6]2+					
4 CH3NH2	[Cd(CH3NH2)4(H2O)2]2+	-57,3	-67,3	-37,2	3,3106
2 en	[Cd(en)2(H2O)2]2+	-56,5	+14,1	-60,7	4,01010
Tabela 1. Dados termodinâmicos para reações de substituição de ligante monodentado vs. bidentado a 25 °C.[1]
Como dessas reações é similar, a grande diferença nas constantes de equilíbrio (mais de quatro vezes!) é uma consequência da grande diferença de : a segunda reação tem positivo que acompanha um aumento líquido de dois mols na reação, em comparação com a primeira reação, na qual o número de mols fica inalterado. Neste caso, a quelação da etilenodiamina, com um ligante, ocupando dois sítios de coordenação que anteriormente era ocupados por duas moléculas de água, é o fator dominante para tornar mais positivo, levando a um mais negativo, isto é, a reação se processa mais espontaneamente, e a constante de formação mais positiva.
3.3 Inércia e Labilidade
A velocidade com que um complexo converte-se em outro é governada pelo tamanho da barreira de energia de ativação que existe entre eles. Os complexos termodinamicamente instáveis que sobrevivem por longos períodos (por convenção, no mínimo por um minuto) são frequentemente chamados de “inertes”. Os complexos que sofrem um equilíbrio mais rápido são chamados de lábeis. Um exemplo de um complexolábil é o [Ni(OH2)6]2+, que possui uma meia-vida da ordem de milissegundos antes que o H2O seja deslocado por outro H2O ou uma base mais forte, e um exemplo de um complexo não lábil é o [Co(NH3)5(OH2)]3+, no qual o H2O permanece por várias horas como ligante antes de ser deslocado por uma base mais forte.
A figura 1 mostra os tempos de vida característicos de importantes aquacomplexos de íons metálicos:
Figura 1 - Tempos de vida característicos para a troca de moléculas de água nos aquacomplexos.[16]
Desta forma, há duas generalizações que influenciam a labilidade de um determinado complexo. A primeira é que os complexos de metais que não possuem um fator adicional para lhes fornecer estabilidade extra (por exemplo a energia de estabilização do campo ligante, a EECL, e o efeito quelato) estão entre os mais lábeis. Qualquer estabilidade adicional de um complexo resulta em um aumento da energia de ativação para a reação de deslocamento de um ligante e, consequentemente, diminui a labilidade do complexo. A segunda generalização é que os íons muito pequenos são frequentemente muito lábeis, pois eles possuem uma maior força de ligação M—L e porque, do ponto de vista espacial, é muito difícil para os ligantes de entrada se aproximarem do átomo metálico.[16]
3.4 Reatividade do Ligante Coordenado
Os ligantes são classificados por suas capacidades doadoras e aceptoras. Esta classificação é baseada na capacidade desses ligantes em provocarem divisão do orbital d. Com a doação σ, a doação π e a aceitação π têm impactos exclusivos na divisão de orbitais d, um aspecto chave da formulação dessas classificações é classificar os ligantes com base nas suas tendências gerais para participar dessas interações com metais. Alguns ligantes, tais como amônia, são classificados apenas como doadores-σ. Estes se envolvem em interações π insignificantes com metais. A divisão do campo ligante, Δ, depende (1) das energias relativas do íon do metal e dos orbitais do ligante e (2) do grau de sobreposição. Entre estes ligantes a etilenodiamina (en) tem um efeito mais forte do que a NH3, gerando um Δ maior. Essa também é a ordem da sua basicidade protônica:
en > NH3
Os íons haleto têm intensidade de campo ligantes na ordem 
F- > Cl- > Br- > I-
que também é a ordem da sua basicidade protônica.
Os ligantes que ocuparam os orbitais p, como os haletos, podem funcionar como doadores-π. Eles doam esses elétrons para o metal, enquanto simultaneamente seus elétrons σ ligantes. Neste caso, a doação π diminui o Δ, e a maioria dos complexos de haletos tem configurações de spin alto. Outros ligantes que são candidatos a doador-π incluem H2O, OH- e RCO2-. Eles se encaixam na série, desde uma tendência para criar um Δ maior até um Δ menor, na ordem 
H2O > F- > RCO2- > OH- > Cl- > Br- > I-
com OH- abaixo de H2O na série, porque OH- tem maior tendência para doar π.
Quando os ligantes têm orbitais π* vazios ou d de energia adequada, há a possibilidade de retrodoação π, e os ligantes podem ser aceptores-π. Essa capacidade tende a aumentar Δ. Aceptores-π muito eficazes incluem CN-, CO e outros com sistemas π conjugados ou aromáticos. A ordem de ligantes aceptores-π em que ocorre uma tendência de aumento de Δ é
CO, CN- > phen > NO2- > NCS-
Quando essas listas de ligantes são combinadas, o resultado é a série espectroquímica, que vai em ordem de ligantes aceptores-π fortes para ligantes doadores-π fortes:
Figura 2. Série espectroquímica dos ligantes.
Os ligantes altos na série espectroquímica tendem a causar grande fracionamento de energias orbitais d (maior Δ) e a favorecer os complexos de spin baixo. Os ligantes baixo na série não são tão eficazes para causar a divisão do orbital d e para produzir valores mais baixos de Δ.
4 Metodologia
4.1 Formação de Compostos em etapas
Adicionou-se a um tubo de ensaio 2 ml da solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) e 1 ml de H2SO4 diluído. Dividiu-se a solução em 2 tubos diferentes. No primeiro tubo, adicionou-se uma solução de brometo de potássio saturada (KBr), até não observar mais modificações. No segundo tubo, colocou-se o mesmo volume de água destilada para melhor comparação com o primeiro tubo. Em seguida, foi retirado metade do volume de cada tubo e adicionou-se água destilada até reverter o processo observado.
4.2 Estabilidade Termodinâmica
a) Primeiramente, adicionou-se, em dois tubos de ensaio, 1 ml de solução de cloreto férrico (FeCl3) e diluído em HCl. No primeiro tubo, colocou-se 1 ml da solução de hidróxido de amônio concentrado (NH4OH). Ao outro tubo, adicionou-se inicialmente, 2 ml de solução de ácido tartárico (C4H6O6) e depois 1 ml da solução de hidróxido amônio concentrado (NH4OH). O resultado dos dois tubos foi observado.
b) Juntou-se, em tubo de ensaio, contendo cerca de 1 ml de solução de sulfato de cobalto (II) (CoSO4) e 20 gotas
de HCl concentrado, agitou-se e observou-se o resultado. Logo depois, colocou-se alguns cristais de sulfato de zinco heptahidratado (ZnSO4.7H2O), agitou-se e observou-se o efeito. 
4.3 Inércia e Labilidade
Em um tubo de ensaio, misturou-se 1 ml da solução cloreto de níquel(II) (NiCl2) e 3 ml da solução de EDTA, logo depois o resultado foi observado. A um outro tubo de ensaio, juntou-se 1 ml da solução de crômio (III), 1 ml da solução diluída de ácido acético e 3 ml da solução de EDTA. Dividiu-se a solução em dois tubos e, logo depois, aqueceu cuidadosamente, num bico de Bunsen, um dos tubos e observou-se o resultado comparando os dois tubos. 
4.4 Reatividade do Ligante Coordenado
Em 3 tubos de ensaio distintos, colocou-se cerca de 2 ml de solução do íon complexo [Fe(CN)5NO]2- (íon nitroprussiato). A um dos tubos, adicionou-se de 0,5 ml da solução de NaOH e ao terceiro tubo colocou-se uma mistura contendo cerca de 0,5 ml da solução de NaOH e 0,5 ml de acetona (C3H6O). O resultado foi observado comparando os três tubos. 
5 Resultados e Discussão
Ensaio 1 - Formação de Compostos em etapas
Logo após a adição da solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) e 1 ml de H2SO4 diluído, no primeiro tubo com a presença de brometo de potássio (KBr), ocorreu a formação do complexo de acordo com a Equação 1.
Equação 1. Formação do complexo tetrabrometo .
Com a formação do complexo, a solução que era azulada mudou de coloração para verde como mostra a Figura 3. Dessa forma, houve excitação dos elétrons que resultou em uma transição eletrônica e como consequência visível, houve a mudança de coloração.
 
Figura 3. Mudança de coloração da solução de sulfato de cobre (II) com KBr.
Os íons cobre (II) (Cu²⁺) têm a configuração eletrônica de [Ar]3d⁹ e quando formam complexos, apresentam geometria tetraédrica com distorção de Jahn-Teller. Em um complexo, a presença de ligantes ao redor do íon metálico faz com que os orbitais d degenerados se dividem em diferentes níveis de energia devido ao efeito de campo do ligante, porém, o apresenta distorções tetragonais que corresponde a uma extensão ao longo do eixo z e uma compressão ocorrida nos eixos x e y como na Figura 4.
Figura 4. Demonstração da distorção de Jahn-Teller do íon de cobre (II).
Quando a luz atinge o complexo, certos comprimentos de onda de luz são absorvidos para promover um elétron de um orbital d de energia mais baixa para um orbital d de energia mais alta. A diferença específica de energia entre esses orbitais corresponde a certos comprimentos de onda da luz visível. Na figura 5, foi possível observar o espectro do complexo com absorbância em 350 nm no UV-vis encontrado na literatura.
Figura 5. Espectro UV-vis do complexo. [4]
No segundo tubo, foi apenas adicionada água destilada. Dessa forma, formou-se um complexo aquoso e a coloração continuou azulada como mostrada na Equação 2.
Equação 2. Formação do íon complexo hexaquacobre(II) .
O íon Cu (II) no meio aquoso é cercado por seis moléculas de água ligados aos orbitais d no íon de cobre portanto, possui a configuração eletrônica de [Ar]3d⁹ e geometria octaédrica. Com a formação do complexo, há uma excitação no íon, na qual o elétrondo orbital de energia mais baixa salta para o orbital de maior energia. Por esse motivo, também é possível observar qual que no espectro UV-Vis, o possui absorbância em torno de 780nm como na Figura 6. 
Figura 6. Espectro UV-Vis do complexo .[5]
Posteriormente a retirada do volume dos dois tudos e a adição de água destilada, foi possível observar a mudança de coloração do tubo 1 para azul novamente. Esse efeito se dá por conta da mudança de equilíbrio da reação,a adição de água, torna o pH da solução de complexos mais básico com OH- e por conta desse efeito, há o deslocamento do equilíbrio para o sentido dos reagentes, mudando também a sua coloração. Se houvesse mais adição de H2SO4, o equilíbrio seria favorecido para a formação do complexo . No tubo 2 que já continha água destilada, não houve mudanças de coloração. Na verdade, a adição de água destilada apenas favorece o equilíbrio no sentido da formação do complexo o.
Ensaio 2 - Estabilidade Termodinâmica
Para o procedimento A, ao adicionar 1 mL da solução de hidróxido de amônio diluído, foi possível observar o aspecto da amostra passando de uma solução amarela translúcida para um marrom escuro e turvo dada a formação de um precipitado característico do complexo , enquanto que o sobrenadante portava um aspecto incolor a equação de descreve a formação deste precipitado é tal qual apresenta-se a seguir:
Equação 3. Formação do complexo hidróxido de ferro (III) . 
A nível eletrônico, o complexo formado tem como centro metálico o Fe (III) de configuração eletrônica [Ar]d3 e como ligante a hidroxila OH-, um ligante de campo fraco, ou seja, menor Δo e, consequentemente, de spin baixo. Quando o complexo formado recebe energia luminosa, um dos elétrons desemparelhados localizados no orbital é promovido para um dos orbitais vazios .
(a) Estado fundamental. (b)Estado excitado.
Figura 7. Diagrama eletrônico do estado fundamental e do estado excitado do Fe (III), respectivamente.
Uma vez que a transição eletrônica descrita é permitida tanto por Laporte, quanto por spin do tipo d-d, ao analisar o espectro de UV-Vis do hidróxido de ferro, é possível verificar uma banda característica na região de 400 nm.
Figura 8. Espectro de UV-Vis do complexo .[8]
Nesta região, a cor absorvida encontra-se entre o azul e o roxo, que possuem como cores complementares o laranja e o vermelho que, quando mescladas, formam um marrom, o que também foi observado experimentalmente.
No caso em que se adicionou previamente 1 mL de ácido tartárico, foi possível observar o aumento da intensidade da coloração amarela dada a formação de um complexo onde o ácido tartárico possui o efeito quelante, ligando-se ao de forma bidentada, substituindo dois Cl- do cloreto férrico. Neste caso, como ainda havia um ligante Cl-, ao adicionar o foi possível observar a mudança de coloração do amarelo intenso para o castanho alaranjado sem precipitado, uma vez que do complexo com o ácido tartárico é maior do que o do .
Para o procedimento B, ao adicionar 1 mL do ácido clorídrico concentrado à solução do Co2+ foi possível observar que a amostra que antes portava uma coloração salmão tornou-se azul escuro intenso, dada a formação do complexo , conforme descrito pela equação 3:
Equação 4. Formação do complexo .
Ao analisar eletronicamente, observa-se que o cobalto tanto no aquacomplexo quanto no possui configuração eletrônica [Ar]d 5. Ao reagir com o ácido clorídrico, a troca do ligante faz com que o complexo que antes era um octaedro passe para um tetraedro fazendo com que o orbital eg que antes apontava diretamente para o vértice do octaedro tenha sua energia diminuída, enquanto que o orbital t2g é promovido para uma maior energia.
 (a) Octaedro (b)Tetraedro
Figura 9. Diagrama eletrônico do e do , respectivamente.
Analisando o diagrama eletrônico de cada um dos complexos, observa-se que para o octaedro, a transição eletrônica é proibida por Laporte e permitida por spin, enquanto que, no tetraedro, a transição eletrônica é permitida por Laporte e proibida por spin. Isso se verifica pelo espectro de UV-Vis apresentado na figura Y, onde íon hexaaquacobalto (II) octaédrico rosa, , tem um λ máximo de ~ 540 nm, absorvendo fracamente na região do azul ao amarelo, violeta e vermelho transmitidos, dando uma cor rosa, enquanto que o íon tetraclorocobaltato (II) tetraédrico azul, , tem um λ máximo de ~ 720 nm, absorvendo fortemente na região do amarelo ao vermelho, resultando na cor azul profundo .
Figura 10. Comparação entre os espectros de UV-Vis do e o .[18]
Ao adicionar o sal , o equilíbrio é deslocado no sentido de retornar para o complexo inicial, de forma que a coloração passe do azul intenso, novamente para o salmão inicial.
Ensaio 3 - Inércia e Labilidade
Após a adição da solução de cloreto de níquel e da solução de EDTA, é possível afirmar a formação do complexo , demonstrado na Equação 5 e pela sua mudança de coloração de esverdeado para azul como mostrado na Figura 11.
Primeiramente, é importante salientar que o cloreto de níquel, quando em meio aquoso, forma o complexo octaédrico de coloração esverdeada hexaaquaníquel (II) .Depois da formação deste, acontece a reação com a adição do EDTA.
Equação 5. Formação do complexo .
Figura 11. Formação do complexo .
A configuração do íon do Níquel (II) é [Ar]3d8,, dessa forma o complexo com o EDTA é rapidamente formado, pois o ligante é um agente quelato com constantes de formações muito elevadas como na Equação 6. 
 = 1,0 x 1019 mol-1 dm3
Equação 6. Constante de formação do complexo .
Tal constante de velocidade tão alta caracteriza o complexo com lábil, ou seja, os complexos que sofrem um rápido equilíbrio e com tempo de meia vida menor que um minuto. Desse modo, a estabilidade sempre aumenta com o aumento da carga e com a diminuição do raio do átomo central. A geometria do complexo é octaédrica, de forma que os O- e os nitrogênios com pares de elétrons não ligantes do EDTA se liguem ao íon central de níquel.
Figura 12. Estrutura do complexo .
Com a formação do complexo, há uma excitação do íon, na qual o elétron do orbital de energia mais baixa salta para o orbital de maior energia como mostrado na Figura 13. Por esse motivo, também é possível observar no espectro UV-Vis, que o possui absorbância em torno de 380nm como na Figura 14. 
 
Figura 13. Diagrama eletrônico do estado fundamental e do estado excitado do íon de níquel (II), respectivamente.
Figura 14. Espectro UV-Vis do complexo[6]
Por conseguinte, em outro tubo de ensaio, após a adição da solução de crômio(III), da solução diluída de ácido acético e da solução de EDTA, pode-se observar o resultado com e sem o aquecimento.
Primeiramente, é válido salientar que a solução aquosa de crômio (III) já possui um complexo formado com a água, o e com a adição do ácido acético, o pH da solução diminui, aumentando a concentração de H+/H3O+ e continua protonando o complexo de cromo.
Dessa forma, depois da formação desse composto há a reação com o EDTA como mostrado na Equação 7.
Equação 7. Formação do complexo .
A configuração eletrônica do Cr3+ é [Ar]3d3 e possui coloração violeta acinzentada. No primeiro tubo, não houve aquecimento depois de adicionar os reagentes, logo, não houve mudanças visíveis na coloração da solução com o complexo. Esse fato se dá devido ao complexo sobreviver por longos períodos e terem constantes de velocidade inferiores a 100, muitos dos que são formados pelo cromo (III) apresentam tempos de meia-vida superiores a uma hora, podendo chegar a semanas. Por isso, esse complexo é chamado de inerte.
Por conseguinte, no segundo tubo, houve o aquecimento da mesma solução no bico de Bunsen. Dessa forma, o calor atuou como catalisador da reação, aumentando a constante de velocidade, e assim, foi possível observar a mudança de coloração para um roxo escuro na Figura 15 por conta da sua transição eletrônica completa. 
Figura 15. Coloração dos tubos com Cr(III) com e sem aquecimento, respectivamente.
A geometria do complexoé octaédrica, sendo assim seis moléculas de EDTA se ligam ao íon central de crômio (III) como na Figura 16.
Figura 16. Estrutura molecular do 
Deste modo, com a excitação do elétron que estava no estado fundamental para um orbital de maior energia, há a formação do complexo como mostrado na Figura 17. Com isso, com a mudança de coloração também é possível observar a absorbância em torno de 560nm do no espectro UV-Vis como na Figura 18.
Figura 17. Diagrama eletrônico do estado fundamental e do estado excitado do íon de cromo(III), respectivamente.
Figura 18. Espectro UV-Vis do complexo[7]
Ensaio 4 - Reatividade do Ligante Coordenado
Em 3 tubos de ensaio distintos, cerca de 2 ml de solução do íon complexo [Fe(CN)5NO]2- (íon nitroprussiato - NP) foi adicionado. Utilizando o tubo 1, que contém apenas a solução do íon, para comparação. Observou-se uma coloração amarronzada/ avermelhada, conforme figura 19.
Figura 19. Coloração nos tubos 1, 2 e 3 respectivamente.
A estrutura do íon de nitroprussiato, ilustrada na Figura x, é composta por cinco grupos de cianetos e um grupo NO ligado na sexta esfera de coordenação do centro metálico Fe. Esses grupos cianetos apresentam forte habilidade para formar complexos estáveis, bimetálicos.
A natureza dos ligantes é um dos fatores mais importantes na estabilidade do complexo. Do ponto de vista eletrostático, ligantes de carga negativa ou íons pequenos produzem uma maior separação do campo cristalino, porque a repulsão elétron-elétron gerada por um ligante de carga negativa real é muito maior do que por um ligante neutro. A indicação da energia de transição eletrônica (Δ), Δ ou parâmetro do desdobramento do campo ligante, ocorre com a variação da coloração ao longo da série de ligantes. Os ligantes são classificados em fortes ou fracos, segundo a série espectroquímica já citada na figura 2.
No tubo 2 ao adicionar 0,5 ml da solução OH- a solução ficou mais escura comparada com o tubo 1. Com o tempo teve uma coloração esverdeada/amarelada. CN- é um ligante de campo forte influenciando a transição d-d do metal, enquanto OH- pela série espectroquímica é um ligante moderado - fraco que vai tender a doação dos elétrons. O grupo NO tem um elétron desemparelhado no seu orbital molecular ocupado de maior energia, π*, que pode ser facilmente removido. 
No tubo 3 a adição de 0,5 ml da solução de OH- e 0,5 ml de acetona observou-se que a solução ficou avermelhada e mais escura. Na figura 20 é possível observar as diferenças nas tonalidades das cores adicionando, primeiro, apenas o OH- e no tubo seguinte tem a adição da acetona no meio. As transições d-d no metal externo, quando os elétrons desemparelhados estão disponíveis, essas transições d são observadas na região espectral visível. Independentemente da análise dos nitroprussiatos metálicos, a cor da amostra aparece como um sensor visual para a valência e configuração eletrônica do metal exterior. Isto resulta de uma combinação da cor originada pelas transições d-d para este metal quando tais transições estão disponíveis com a correspondente à transferência de carga metal-ligante na zona íon nitroprussiato.
Figura 20. Espectro Uv-Vis de metais com o íon complexo [Fe(CN)5NO]2-.
6 Conclusões
De forma geral, a experimentação proporcionou a exploração de conceitos teóricos como constantes de formação, dinâmica de reações químicas e a influência de ligantes na estabilidade e reatividade dos complexos. Os ensaios mostraram mudanças visíveis, como alterações de cor, mudanças significativas no desdobramento do campo ligante e alterações no padrão espectral, fatores estes que são indícios de formação dos compostos de coordenação. Por exemplo, a formação do complexo tetrabrometo de cobre causou uma transição de azul para verde, enquanto a substituição de ligantes em cobalto evidenciou variações estruturais e espectrais. A influência de fatores termodinâmicos e cinéticos foi observada, como na inércia do complexo de crômio e na labilidade do complexo níquel-EDTA, além da mudança na geometria e na maneira com a qual o campo se desdobra ao passar do complexo para o . Além disso, foi destacada a série espectroquímica de ligantes, que afeta a divisão dos orbitais d e as propriedades ópticas dos complexos.
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