AULA DE COMPLEXAÇÃO

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FORMAÇÃO DE 
COMPLEXOS 
 
COMPLEXAÇÃO 
• Elementos de transição (d ou f); 
 
• Reações entre: 
• Íon metálico + Ligante = COMPLEXO (ou 
compostos de coordenação) 
 
• Complexos: ácido de Lewis (recebem pares de 
elétrons); 
 
• Ligante: base de Lewis (doam pares de elétrons), 
podem ser: H2O, NH3, Cl
-, CN-, entre outros. 
 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
1) História: 
 
• 1798: Tassaert: CoCl3.6NH3 – amarelo 
 CoCl3.5NH3 - roxo 
 CoCl3.4NH3 - verde 
Por que essa diferença nas cores? 
 
• 1893: Werner: Postulou sobre o número de 
coordenação; 
 
• 1916: Lewis explicou a formação dos complexos; 
 
 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
• Número de ligações covalente que o metal tende a 
fazer com o ligante é o número de coordenação NC: 
2(Ag), 4(Cu, Pt) e 6(Fe, Zn, Cr, Co, Ni, Cd); 
 
Cu(NH3)4
2+ Cu(NH2CH2COO)2 CuCl4
2+ 
Positiva Neutra Negativa 
 
• Geometria: NC: 2- Linear 
 NC: 4- Tetraédrica 
 NC: 6- Octaédrica 
 
 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
2) Nomenclatura: 
 
• 1º Ligante 2º Átomo metálico 
 Fe(CN)6
4- - hexacianoferrato (II) de ... 
 Co(NH3)6
3-- ... de hexamincobalto (III) 
 
• 1º Ânion 2º Cátion 
 K4[Fe(CN)6] - hexacianoferrato (II) de potássio. 
 [Co(NH3)6]Cl3 – cloreto de hexamincobalto (III). 
COMPLEXAÇÃO 
3) Equilíbrio de complexação: 
COMPLEXAÇÃO 
4) Formação de complexos na análise qualitativa: 
• Separação e identificação de compostos; 
 
 Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]
2- 
 Azul Azul escuro 
 
• Aumento da solubilidade: 
 
 AgCl(s) + 2NH3 [Ag(NH3)2]
+
(aq) + Cl
- 
 
COMPLEXAÇÃO 
4) Formação de complexos na análise qualitativa: 
 
 * A formação dos complexos é responsável pela dissolução 
dos precipitados pelo excesso dos reagentes. 
 
 AgCl(s) + CN
- [AgCN2]
-
(aq) 
 
 
 BiI3(s) + I
- [BiI4]
-
(aq) 
 
COMPLEXAÇÃO 
5) Estabilidade dos complexos: 
 
• As constantes de formação dos complexos são dadas 
pelas constantes parciais: 
 
 M + L ML 
 
 Kf = [ML] 
 [M].[L] 
 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
5) Estabilidade dos complexos: 
 
Exercício 01: 
Ag+ + CN- [AgCN](s) K1= 
[AgCN]
[Ag+].[CN−]
 
 
[AgCN] + CN- [AgCN2]
-
(aq) K2= 
[AgCN2]
−
[AgCN].[CN−]
 
 
• O equilíbrio pode ser dado com a soma das etapas 
individuais. 
 Ag+ + 2CN- [AgCN2]
-
(aq) Kf = 
[AgCN2]
−
[Ag+].[CN−]2
 
COMPLEXAÇÃO 
6) Efeito da formação dos complexos na solubilidade: 
 
* Se os íons Pb2+ e I- reagem entre si apenas para formar PbI2(s), 
então a solubilidade do Pb2+ seria muito baixa na presença de I- . 
 
 
 PbI2(s) Pb
2+ + 2I- Kps = [Pb2+]. [I-]2 
 
* No entanto altas concentrações de I- causam a dissolução do 
PbI2(s), com isso tem a formação de uma série de complexos. 
COMPLEXAÇÃO 
6) Efeito da formação dos complexos na solubilidade: 
 
Exercício 02: 
 
Sendo o ligante CN-, considerando que este tipo de 
composto se dissocia em solução ácida. Qual será a 
concentração de CN- livre em pH 9, com uma concentração 
molar de CN- 0,10 mol. (Ka: 6,2x10
-10). 
COMPLEXAÇÃO 
6) Efeito da formação dos complexos na solubilidade: 
 
Exercício 03: 
 
Encontre as concentrações das espécies PbI+, PbI2(aq), PbI3
- e 
PbI4
2- numa solução saturada com PbI2(s) e contendo I
- na 
concentração de 0,0010 mol.L-1. Kps: 7,9x10-3. 
COMPLEXAÇÃO 
6) Efeito da formação dos complexos na solubilidade: 
 
Exercício 04: 
 
Calcular a concentração de diversas substâncias em 
equilíbrio em uma mistura obtida com 2,4 mols de KCN e 
0,10 mols de Cd(NO3)2 em água para obter 1L de solução. 
Kf: 7,1x10
18. 
COMPLEXAÇÃO 
6) Efeito da formação dos complexos na solubilidade: 
 
Exercício 05: 
 
Calcular a concentração de Cd2+ obtida pela formação do 
complexo à partir da mistura de 2,4 mol.L-1 de KCN e 0,10 
mol.L-1 de Cd(NO3)2 ajustando o valor de pH para 9. (Kf: 
7,1x1018 e KaHCN= 6,2x10
-10). 
COMPLEXAÇÃO 
7) Constante de formação condicional: 
 
• Reações paralelas; 
• Efeito do pH em uma reação de complexação; 
• Constante condicional ou de formação efetiva α; 
• São constantes dependentes do pH e que se aplica a um 
único valor. 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
7) Constante de formação condicional: 
 
• Temos que: 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
7) Constante de formação condicional: 
 
Exemplo: 
Íons de Fe3+ formam complexos com C2O4
2- (Ox
2-): 
 
(FeOx)
+ (FeOx2)
- (FeOx3)
3- 
 
O oxalato pode receber prótons e formar: 
 
HOx
- e H2Ox 
 
em uma solução básica onde o oxalato está na forma de Ox
2-: 
 
 
 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
7) Constante de formação condicional: 
 
Então as frações do oxalato presente em solução podem ser: 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
7) Constante de formação condicional: 
 
Sendo o nosso interesse a concentração do oxalato livre em 
solução: 
 
 
 
Voltando para o exemplo do Fe: 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
7) Constante de formação condicional: 
 
 
 
 
 
A um dado valor de pH α2 é constante e a partir daí podemos 
encontrar a constante de formação efetiva. 
COMPLEXAÇÃO 
8) Equilíbrio com Ácido etilenodiaminotetracético-EDTA: 
 
 
 
 
 
• As várias espécies de EDTA são: 
 
 H4Y H3Y
- H2Y
2- HY-3 e Y4- 
 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
8) Equilíbrio com Ácido etilenodiaminotetracético-EDTA: 
• Vejamos as várias espécies de EDTA em função do pH: 
 
 
• pH abaixo de 3 
predomina H4Y; 
 
• pH 3 a 10 predomina 
H3Y
- H2Y
2-; 
 
• pH acima de 10 
predomina a espécie Y4- 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
8) Equilíbrio com Ácido etilenodiaminotetracético-EDTA: 
 
Como ficaria as reações de equilíbrio envolvendo EDTA e 
íons metálicos? 
 
 
COMPLEXAÇÃO 
8) Equilíbrio com Ácido etilenodiaminotetracético-EDTA: 
 
Exercício 06: 
 
Calcule a concentração no equilíbrio de Ni2+ em solução 
com uma concentração analítica de NiY2- igual a 0,0150 
mol.L-1 em pH 3. (KNi
2+ 4,2x1018 e α4 em pH 3 2,5x10
-11) 
 
COMPLEXAÇÃO 
8) Equilíbrio com Ácido etilenodiaminotetracético-EDTA: 
 
Exercício 07: 
 
A constante de formação do complexo de Fe3+ com EDTA é 
1,3x1025. Calcule as concentrações de Fe3+ livre numa 
solução de FeY- 0,10 mol.L-1 em pH 4. (αY4-: 3,8x10-9). 
 
COMPLEXAÇÃO 
8) Equilíbrio com Ácido etilenodiaminotetracético-EDTA: 
 
Exercício 08: 
Para uma solução de Ni2+ e etilenodiamina (en) aplicam-se as 
seguintes constantes de equilíbrio: 
Ni2+ + en Ni(en)2+ lokK1= 7,52 
Ni(en)2+ + en Ni(en)2
2+ lokK2= 6,32 
Ni(en)2
2+ + en Ni(en)3
2+ lokK3= 4,49 
Calcule a concentração de Ni2+ livre em uma solução preparada 
pela mistura de 0,100 mol de en e 1,00 mL de solução de Ni2+ 
0,0100 mol.L-1 e diluída a 1,00 L com solução de base diluída (a 
qual mantém toda a en na sua forma não protonada). Suponha 
que aproximadamente todo o Ni está na forma Ni(en)3
2+ , de 
modo que [Ni(en)3
2+]=1,00x10-5 mol.L-1. 
Calcule as concentrações de Ni(en)2+ e Ni(en)2
2+ e verifique 
que elas são desprezíveis em comparação com a [Ni(en)3
2+].