Relatório 12 compostos de coordenação

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Universidade Federal do Rio de Janeiro – UFRJ 
Centro Tecnológico – CT 
Instituto de Química - IQ 
Curso: Bacharel em Química 2015/2 
Alunos: Andressa Carvalho e Mariana Gomes 
Professor: Roberto Salgado Amado 
Disciplina: Química Geral Experimental II 
Data do experimento: 02 de fevereiro de 2016 
 
COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
1. Introdução 
 
A Química de Coordenação nasceu da necessidade de explicar compostos com 
valência maior do que a esperada. Os chamados Compostos de Coordenação ou 
Complexos Metálicos caracterizam-se por apresentar um íon metálico central (ácido de 
Lewis),coordenado a ligantes (base de Lewis), através de átomos que contêm um par de 
elétrons disponível para formar uma ligação. Os ligantes podem ser íons ou moléculas 
simples, até biomoléculas como aminoácidos ou proteínas.¹ 
O átomo da base de Lewis que forma a ligação com o átomo central é chamado de 
átomo doador, porque ele é o elemento que doa os elétrons usados para formar a ligação. O 
átomo ou íon metálico, o ácido de Lewis do complexo, é o átomo que irá receber esses 
elétrons. A ligação estabelecida entre ácido e base de Lewis é do tipo coordenada, também 
conhecida por ligação dativa.² 
Os compostos de coordenação representam moléculas constituídas por um ou vários 
ácidos de Lewis, ligados a uma ou várias bases de Lewis. Compostos desta natureza, com 
vasta aplicabilidade, envolvem os metais de transição, sendo então chamados de 
complexos metálicos.² A formação de complexos é comum com metais de transição d e f, 
os quais possuem orbitais atômicos livres, disponíveis para “acolher” os elétrons dos 
ligantes. No caso dos complexos metálicos, estes são compostos neutros, e resultam da 
agregação de um complexo com um ânion.² 
A teoria que explica a ligação existente em complexos de coordenação é a Teoria 
de Coordenação de Werner. Werner foi capaz de explicar as principais características das 
estruturas geométricas dos complexos metálicos, e concluiu que nos complexos o metal 
apresenta dois tipos de valência: Primárias, na qual o complexo corresponderia ao estado 
de oxidação, e secundárias na qual a valência seria igual ao número de átomos ligantes 
coordenados ao metal, também conhecido como número de coordenação. ³ 
A cor de um complexo depende: do metal e de seu estado de oxidação. Geralmente 
necessita-se de um orbital d parcialmente preenchido para que um complexo seja colorido. 
Logo, íons metálicos d
0
 normalmente são incolores.¹ 
 
 
 
 
 
2 
 
2. Objetivo 
 
Introduzir o conceito de compostos de coordenação, o conceito de sítio de 
coordenação do metal, o conceito de ligante e competição entre ligantes; A preparação de 
alguns complexos de coordenação simples e sua aplicação na vida cotidiana. 
 
3. Procedimentos Experimentais 
 
 3.1. Materiais e Reagentes 
 
Os seguintes equipamentos e vidrarias disponíveis no laboratório foram utilizados: 
 
 Estante para tubos de ensaio 
 Pipeta 
 Tubos de ensaio 
 Placa de aquecimento 
 
As seguintes substâncias, disponíveis no laboratório, foram utilizadas: 
 
 Ácido acético 6,0 mol.L-1 (CH2COOH) 
 Ácido clorídrico 12 mol.L-1 (HCl) 
 Ácido clorídrico 6,0 mol.L-1 (HCl) 
 Adeído fórmico 40% (Formol – HCHO) 
 Água destilada 
 Águadura 
 Àlcoolamílico (CH3(CH2)3CHOH) 
 Amônia 15 mol.L-1 (NH3) 
 Amônia 6,0 mol.L-1 (NH3) 
 Cianeto de potássio 1,0 mol.L-1 (KCN) 
 Cloreto de cobalto (CoCl2) 
 Cloreto de ferro 1,0 mol.L-1 (FeCl3) 
 Cristais de cloreto de potássio (KCl) 
 Dimetilglioxima 1% (DMG) 
 EDTA 
 Hexametofosfato de sódio 0,5 mol.L-1 (CH2COOH) 
 Hidróxido de Sódio 2,0 Mol.L-1 (NaOH) 
 Nitrato de níquel 1,0 Mol.L-1 (Ni(NO3)2) 
 Nitrito de sódio (NaNO2) 
 Sabão 
 Solução tampão pH 10,4 
 Sulfato de Cobre 0,5 mol.L-1 (CuSO4) 
 Sulfato de cobre anidro (CuSO4) 
 Sulfato de ferro 1,0 mol.L-1 (FeSO4) 
 Tiocianeto de potássio (KSCN) 
3 
 
 
3.2 Parte Experimental 
 
I. Composto de Coordenação com Ferro 
 
Colocou-se, em um tubo de ensaio, 0,5 mL de NaOH 2,0 mol.L
-1
 juntamente com 3 
gotas de solução de FeSO4 1,0 mol.L
-1
. Agitou-se a solução e adicionou-se 1 mL de KCN 
1,0 mol.L
-1
, feito isso foi aquecida em banho maria. Após o aquecimento e o resfriamento 
do sistema, adicionou-se 2 gotas de solução de FeCl3 0,1 M e acidificou-se com HCl 6,0 
mol.L
-1
. Observou-se o resultado obtido. 
 
 
II. Compostos de coordenação com cobre (II) 
 
Em um tubo de ensaio, colocou-se um pouco de sulfato de cobre hidratado sólido e 
este foi dissolvido em, aproximadamente, 1 mL de água destilada. Feito isso, adicionou- 
se, gota-a-gota, uma solução aquosa de NH3 15 mol.L
-1 
até dissolução do precipitado azul 
de Cu(OH)2 formado. Observou-se a cor da solução formada. 
 
III. Compostos de coordenação com cobalto (II) e cobalto (III) 
 
III.1. Em um tubo de ensaio, colocou-se 5 gotas de solução de CoCl2 e 6 gotas de solução 
de HCl 12 mol.L
-1
. Observou-se a variação da cor formada. Feito isso, adicionou-se 1 mL 
de água destilada na solução e observou-se o ocorrido. 
III.2. Colocou-se, em um tubo de ensaio, 1 mL de água destilada com 3 gotas de solução 
de CoCl2 1,0 mol.L
-1 
e alguns cristais de nitrito de sódio. Após a dissolução do NaNO2, 
adicionou-se 0,5 mL de ácido acético 6,0 mol L
-1
 . Observou-se a variação da cor do 
sistema. Feito isso, adicionou-se cristais de KCl e observou-se o resultado obtido. 
 
IV. Complexos com o mesmo ligante e espécie central diferentes têm a mesma cor? 
IV.1. Em um tubo de ensaio, colocou-se 0,5 mL de água destilada juntamente com 1 gota 
de solução de FeCl3 0,1 mol.L
-1 
e 2 gotas de solução saturada de KSCN. Observou-se o 
resultado obtido. 
IV.2. Em um tubo de ensaio, colocou-se 2 gotas de solução de CoCl2 1,0 mol.L
-1 
e 4 gotas 
de KSCN. Observou-se a cor obtida. Em seguida, adicionou-se 0,5 mL de pentanol (álcool 
amílico), para extrair o complexo e observou-se o resultado obtido 
 
V. Uso de compostos de coordenação para eliminação da dureza de água. 
V.1. Em um tubo de ensaio, colocou-se 1 mL de água dura e 5 gotas de solução de sabão. 
Agitou-se a solução e observou-se o resultado obtido. 
V.2. Colocou-se, em um tubo de ensaio, 1 mL de água dura e solução de hexametafosfato 
de sódio 0,5 mol.L
-1
, gota a gota, até dissolução do precipitado. Feito isso, adicionou-se 5 
gotas de solução de sabão, agitando a solução e observando o resultado obtido. 
4 
 
V.3. Em um tubo de ensaio, colocou-se 1 mL de solução tampão, pH= 10,4, 4 gotas de 
solução de água dura e 1 mL de solução de EDTA. Feito isso, adicionou-se 2 gotas de 
solução de sabão, agitando a solução e observando o resultado obtido. 
VI. Compostos de coordenação com níquel(II) 
 
Em um tubo de ensaio, colocou-se 0,5 mL de água destilada com 1 gota de solução 
de Ni(NO3)2 1,0 mol.L
-1 
e 0,5 mL de solução alcoólica a 1 % de dimetilglioxima (DMG). 
Em seguida, alcalinizou-se, gota a gota, com solução aquosa de NH3 6,0 mol.L
-1
. 
Observou-se o resultado obtido. 
 
VII. Reação de mascaramento e desmascaramento 
 
VII.1. Em um tubo de ensaio, colocou-se 0,5 mL de água destilada com 1 gota de solução 
de Ni(NO3)2 1,0 mol.L
-1 
e KCN a 1 % ,gota-a-gota, até dissolução do precipitado formado. 
Feito isso, adicionou-se 0,5 mL de solução alcoólica de dimetilglioxima a 1 % e observou-
se o resultado obtido. 
 
VII.2. Adicionou-se, na solução feita em VII.1., 5 gotas de aldeído fórmico a 40 %. 
Agitou-se a solução e observou-se o resultado. 
 
4. Resultados e Discussão 
4.1.Compostosde coordenação com ferro 
 
Ao misturar a solução de hiróxido de sódio com sulfato de ferro obteve-se uma 
coloração verde escura. Depois, ao se adicionar KCN, a coloração ficou verde clara, tendo 
a seguinte reação: 
𝐹𝑒(𝑎𝑞 )
2+ + 2𝐶𝑁(𝑎𝑞 )
− → 𝐹𝑒(𝐶𝑁)2(𝑠)
𝐹𝑒(𝐶𝑁)(𝑎𝑞 ) + 4𝐶𝑁(𝑎𝑞 )
− → [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6](𝑎𝑞 )
4− 
Pode ser observar a formação do íon hexacianoferrato(II). Ao se acidificar a 
solução, essa adquiriu um cor azul da prússia, muito intensa., isso porque, em meio ácido 
obtem-se a seguinte reação, formando hexacianoferrato (II) de ferro (III): 
4𝐹𝑒(𝑎𝑞 )
3+ + 3[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6](𝑎𝑞 )
4− → 𝐹𝑒4[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6)]3(𝑠) 
 
4.2. Compostos de coordenação com cobre (II) 
 
A solução de sulfato de cobre possui a cor azul claro, mas, ao ser adicionado 
amônia concentrada, a solução ficou azul escuro. Nessa mistura, formou-se um novo 
complexo (tetraaminacobre (II)), mudando o ligante. Isto é, as moléculas de água é 
substituidas pelas de amônia, que é um ligante mais forte. 
[𝐶𝑢(𝐻2𝑂)4](𝑎𝑞 )
2+ + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞 ) → [𝐶𝑢(𝑁𝐻3)4](𝑎𝑞 )
2+ + 4𝐻2𝑂(𝑙) 
 
4.3.Compostos de coordenação com cobalto (II) e cobalto (III) 
 
I. Com cobalto II 
 
5 
 
Misturando cloreto de cobalto (ou cloreto de cobalto hexahidratado, rosa) com 
ácido clorídrico (incolor)obtem-se uma solução azul escura segundo a seguinte reação: 
[𝐶𝑜(𝐻2𝑂)6] 𝑎𝑞 
2+ + 4𝐶𝑙 𝑎𝑞 
− → [𝐶𝑜𝐶𝑙4] 𝑎𝑞 
2+ + 6𝐻2𝑂 𝑙 
Esta mudança ocorreu devido a uma substituição de ligantes do átomo de cobalto 
presentes na solução. Na solução cor de rosa, havia um excesso de moléculas de água e isto 
favorecia a formação do íon hexaaquacobalto (II), de fórmula [Co(H2O)6]
2+
, em que o 
cobalto está ligado a seis moléculas de água.Ao se adicionar o ácido clorídrico 
concentrado, adicionou-se o íon cloreto em excesso à solução. Ele substitui as moléculas 
de água como ligantes do átomo de cobalto, formando o íon tetraclorocobaltato (II), de 
fórmula [CoCl4]
2-
, em que o cobalto está ligado a quatro íons cloreto. Este íon é azul e, 
portanto, é o responsável pela cor da solução. 
Adicionando mais água, pode-se perceber que a solução voltou a se tornar rosa, 
pois havia excesso de moléculas de água.Em todos os casos, os dois íons estão em 
equilíbrio, ou seja, os dois coexistem na solução e estão constantemente reagindo e se 
transformando um no outro. 
Estas duas alterações de condições do sistema, quanto às concentrações das 
espécies, é previsto pelo princípio de Le Chatelier. Isto é, Qualquer perturbação causada 
em um sistema em equilíbrio promove o consumo de algumas das espécies de forma a 
anular esta perturbação. Ao aumentar a concentração de um reagente, favorece o seu 
consumo.
4
Ou seja, ao se aumentar a concentração de água, o sistema se desloca para a 
direita formando cloreto de cobalto hexahridratado. Ao adicionar HCl, o sistema desloca 
para a esquerda formando hexaaquacobalto (II). 
 
II. Com cobalto III 
 
Ao se misturar coreto de cobalto, nitrito de sódio e ácido acético, obteve-se um 
solução de coloração laranja. A coloração é devido a formação do íon hexanitrocobaltato 
(III). Entretanto, com adição de cristais de KCl, a solução mudou imediatamente para 
amarelo. 
O hexanitrocobalto (III) é um indicador para presença de potássio, formando 
hexanitrocobalto (III) de potássio. Por isso sua cor mudou de laranja para amarelo. 
 
4.4. Complexos com o mesmo ligantes e espécie central diferentes 
 
I. KSCN + FeCl3 
 
O [SCN]
-
 é indicador de ferro (III). Na presença desse íon, forma 
hexatiocianoferrato (III), que tem coloração vermelho sangue. 
FeCl3(aq) + 6 KSCN  K3[Fe(SCN)6](aq) + 3 KCl 
 
II. KSCN + CoCl2 
 
Ao se adicionar KSCN em CoCl2, obeteve-se um solução de cor roxa. Isso é devido 
ao produto formado, isto é, tetratiocianocobalto (II) de potássio, que possui essa mesma 
cor: 
CoCl2(aq) + 4KSCN  K2[Co(SCN)4](aq) + 2KCl 
6 
 
 Em seguida, utilizou ácool amílico para extrair o complexo. Assim, a solução 
apresentou duas fases. Uma fase superior azul escura, que provavelmente ocorre uma 
reação semelhante ao item 4.3.I., e uma fase inferior roxa. 
 Observa-se que, apesar de ambos itens I e II terem os mesmos ligantes, suas cores 
são diferentes. Não existe complexos com o mesmo ligante e espécies centrais diferentes 
com cores iguais. Cada espécie central apresenta uma cor diferente. 
 
4.5.Uso de compostos de coordenação para eliminação de dureza da água 
 
A água dura é uma água que contém cátions de magnésio e cálcio.Se a água estiver 
apresentando teores desses cátions acima de 150 mg/L, então a água é dura; se estiver 
abaixo de 75mg/L, a água é mole; e se for entre 75 e 150 mg/L, a água é moderada.
5
 
 
I. Efeito sobre o sabão 
 
Observou-se que houve a formaçõ de precipitados de cálcio, porém não a formação 
de espuma, como é caracteristico do sabão. 
A presença de cátions de magnésio e calcio dificulta a ação dos sabões na remoção 
da sujeira e da gordura. Os sabões são sais de ácidos graxos com uma longa cadeia apolar 
(hidrofóbica) formada por átomos de carbono e hidrogênio e uma extremidade hidrofílica. 
A longa cadeia polar é solúvel nas gorduras e a extremidade polar é solúvel em água. 
Desse modo, a parte apolar atrai as gorduras, possibilitando que a gordura desprenda-se na 
forma de pequenos aglomerados e, com todo o conjunto, é arrastada por água corrente. 
O sabão é chamado de tensoativo aniônico, porque ele dissolve-se na água 
produzindo ânions e cátions. Seus ânions são os responsáveis por diminuir a tensão 
superficial da água e permitir a limpeza. 
No entanto, os cátions de cálcio, magnésio e ferro II não são solúveis em água e 
reagem com os ânions do sabão formando compostos insolúveis. Dessa forma, esses 
cátions anulam a ação do sabão e aderem ao tecido que está sendo lavado.
5
Por isso a 
formação de precipitado. 
 
II. Com hexametafosfato de sódio 0,5 mol.L-1 
 
Observou-se a formação de espuma e não houve precipitado.O hexametafosfato de 
cálcio mascara o íon Ca
2+
 da água dura sob forma de um metafosfatocomplexo de Ca
2+
, 
solúvel, muito estável, que evita formação de sais de cálcio de ácidos graxos (insolúveis), 
não sendo prejudicada a formação de espuma. 
O hexametafosfato de sódio, devido à sua capacidade de complexar Ca
2+
, é usado 
no tratamento de água para a elimminação de dureza. 
 
III. Água dura + EDTA + Solução tampão pH 10,4 
 
EDTA [e(thylene)d(iamine)t(etraacetic) a(cid).] é um ácido cristalino, C10H16N2O8, 
que age como um agente quelante. O sal de sódio EDTA é usado como um antídoto para 
envenenamentos com metais, um anticoagulante e um ingrediente em uma larga variedade 
de reagentes na indústria.
6
 
Um metal alcalino terroso complexa com EDTA e ocorre em meio com alto pH. 
7 
 
M
2+
+ EDTA  [M. EDTA] 
Observou-se que a solução formou muita espuma e nehum precipitado, também 
notou-se a falta de nitidez da solução. 
O EDTA complexou com os cátions da água dura, por isso o sabão pode formar 
espuma. A reação foi semelhante ao item 4.5.II. 
 
4.6. Compostos de coordenação com níquel 
 
Aomisturar Ni(NO3)2 com dimetilglioxima (DMG), solução ficou rosa, pois 
formou um complexo {[Ni(DMG)2]}de tal cor: 
Ni
2+
(aq) + 2HDMG(aq) + 2OH
-
(aq) [Ni(DMG)2](s) + 2H2O(l) 
 Em seguida, alcalinizou-se com NH3. A solução ficou imediatamente com a 
coloração mais escura, quase roxo. 
 A reação de Ni
2+
 com DMG, em meio alcalino, é muito sensível, sendo usada na 
pesquisa de níquel e na dosagem gravimétrica e colorimétrica deste elemento. 
 
4.7. Reação de mascaramento e desmacaramentoI. Ni(NO3)2 + KSCN 
 
Ao testar um íon especifico com algum reagente, pode-se ocorrer interferências 
devido a presença de outros íons na solução, que também reagem com o reagente. Em 
alguns casos, é possível evitar essa interferência pela adição de reagente denominados 
agentes de mascaramento, que formam complexos estáveis com os íons interferentes. Não 
há necessidade de uma separação física dos íons envolvidos e, portanto, o tempo 
empregado no ensaio pode ser reduzido consideravelmente. 
O mascaramento pode ser alcançado pela dissolução de precipitados ou pela 
dissolução seletiva de um precipitado como parte de uma mistura. 
Durante o experimento, obxervou-se que o nitrato de niquel com tiocianato de 
potássio formou uma solução azul clara. Porém, quando adicionou DMG à solução, essa 
adiquiriu uma cor rosa escura. Como visto no item anterior, o Ni(NO3)2 com 
dimetilglioxima formam uma solução rosa. Por isso, entende-se que o DMG mascarou a 
formação de Cianato de niquel (Ni(CN)2). 
 
II. Com formol 
 
Para desmacarar a solução feita acima, adicionol formol a solução. Logo, observou-
se grandes aglomerados rosas. O fomol destruiu o cianocomplexo de níquel, 
desmacarando, assim, o íon Ni
2+
, que reage com a dimetilglioxima. 
𝑁𝑖(𝑎𝑞 )
2+ + 2𝐶𝑁(𝑎𝑞 )
− → 𝑁𝑖(𝐶𝑁)2(𝑠)
𝐶𝑁−
 [𝑁𝑖(𝐶𝑁)4](𝑎𝑞 )
2−
𝐻𝐷𝑀𝐺
 𝑛ã𝑜 𝑜𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 
[𝑁𝑖(𝐶𝑁)4](𝑎𝑞 )
2− + 4𝐻𝐶𝐻𝑂 → 4𝑁𝐶 − 𝐶𝐻2−𝑂(𝑎𝑞 ) + 𝑁𝑖(𝑎𝑞 )
2+
𝐻𝐷𝑀𝐺
 [𝑁𝑖(𝐷𝑀𝐺)2](𝑠) 
 
5. Conclusão 
 
8 
 
A química de coordenações é caracterizada pela variedade de forma, cores e 
propriedades que seus complexos podem adotar. Através dos experimentos realizados em 
laboratório, foi possível observar a variedade de cores de uma mesma espécie central com 
diferentes ligantes. Também aprendeu-se que especies ligantes iguais nunca terão as 
mesmas cores quando a espécie central for diferente. Assim como as reações de 
mascaramento, onde ocorre interferencia na reação devido a outros íons na solução. 
 Como proposto pelo objetivo da aula, foi visto a aplicação dos compostos de 
coordenação no cotidiano através da experiência com água dura. Sendo os compostos de 
coordenação (como EDTA) responsáveis de tratar a dureza da água. 
 Conclui-se, portanto, que a química das coordenação é um assunto muito 
abrangente e variado que, hoje em dia, interfere em tudo no cotidiano, principalmente aos 
dos profissionais da área de química. 
 
6. Bibliografia 
 
¹ FERREIRA, D.C.A.M. IQ- USP. Química Inorgânica. Disponível em: 
<http://www2.iq.usp.br/docente/amdcferr/disciplinas/QFL2129/Aula_10_-
_Comp_Coordenacao.pdf>Acesso em: 09 de fevereiro de 2016. 
² DA SILVA, L.A. Compostos de Coordenação. Disponível em: < 
http://www.infoescola.com/quimica/compostos-de-coordenacao/> Acesso em: 09 de 
Fevereiro de 2016. 
³ BROWN, T.L.; LeMAY Jr., H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química – A 
Ciência Central, 9ª ed., Pearson Education do Brasil Ltda: São Paulo, 2005. 
4
VIEIRA, Gabriel. Le Chatelier e o Cloreto de Cobalto. Ponto Ciência. Disponível em: 
< http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/le-chatelier-e-o-cloreto-de-
cobalto/892> Acesso em 11 de fevereiro de 2016. 
5
FORGAÇA, Jennifer. Água Dura. Mundo Educação. Disponível em: < 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/agua-dura.htm> Acesso em 12 de fevereiro 
de 2016. 
6
OLIVEIRA, Rui de / FERNANDES, Carlos. Determinação da dureza total. 
Universidade Federal de Campina Grande, Dec. Disponível em: < http://www.dec.ufcg. 
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