Experimento 8 - Princípios de Química de Coordenação - Atividade

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Laboratório de Química Inorgânica – QUI029 – Professora Geise.
Experimento 8 – Princípios da Química de Coordenação.
	•	Objetivos: Estudar alguns fundamentos da Química de Coordenação.
	•	Lucas Raposo Carvalho 23872
	•	Marianne da Silve Tirelli 
	Parte I: Cores dos compostos de coordenação:
	 - Porque a gama tão extensa de cores dos compostos de coordenação?
	Os compostos são coloridos, pois os metais utilizados nos compostos são normalmente de transição, que tem elétrons nos orbitais d, e estes realizam muitas transições eletrônicas e tem energias de seus orbitais muito parecidas com a energia de orbitais próximos.
	Além disso, nos compostos de coordenação, há a transição de elétrons nos orbitais não ligantes para os antiligantes, promovendo a aparição de cor nos compostos de coordenação.
	 - Soluções obtidas:
	1.	Fe(NO3)3 • 9H2O: a solução de nitrato era de coloração amarela, pela presença de íons Fe3+, mas, com a formação do complexo, a coloração da solução se tornou incolor.
	2.	Cu(NO3)2 • 3H2O: a solução do nitrato e do complexo formado foram as mesmas, um azul intenso.
	3.	Co(NO3)2 • 6H2O: a solução do nitrato e do complexo formado foram as mesmas, que foi um vermelho não tão intenso quanto o azul do Cobre.
	4.	Cr(NO3)3 • 9H2O: a solução do nitrato e do complexo formado foram ambas roxas.
	Parte II: Complexos com ligantes monodentados e polidentados:
	 - Ligantes monodentados são aqueles que só possuem um sítio de coordenação com o átomo metálico central. Exemplos são a água, o ânion hidroxila e a amônia.
	Ligantes polidentados, por sua vez, são aqueles que se ligam ao átomo central por meio de mais de um sítios de coordenação, como o EDTA e o etileno diamina.
	
	a) Ligante monodentado:
	- Solução de Níquel (NiSO4): a solução, primeiramente (sem amônia), apresenta uma coloração azul, com uma certa turbidez (indicado precipitado). Com a adição de amônia, o aparente precipitado parece se dissolver e a solução permanece da cor azul.
	- Solução de Cobre (CuSO4): a solução, primeiramente (sem amônia), apresenta uma coloração azul e com precipitado. Adicionando amônia, percebe-se a aparição da coloração violeta e a dissolução do aparente precipitado.
	Mesmo não sabendo de qual precipitado se trata, pode-se concluir que, como a formação de complexos é extremamente favorável (por dois motivos, os complexos formados são extremamente estáveis e o coeficiente de formação (Kf) deles é altíssimo), a aparente precipitado iria se dissolver para dar lugar ao complexo (metal + NH3) solúvel em água.
	b) Ligante polidentado e efeito da concentração do ligante.
	- Preparo de 25 mL de uma solução de NiCl2 (Cloreto de Níquel) a 0,2 mol/L:
	Considerando que o sólido do cloreto de níquel é hexahidratado e tem massa molar de 237,70 g/mol, realizou-se o seguinte cálculo para saber quantos gramas do sólido seriam necessários para o preparo da solução com as especificações desejadas:
	Pesou-se a massa calculada acima, transferiu-se para o balão volumétrico de 25 mL, adicionou-se água até o menisco, e a solução foi homogeneizada.
	- b1) Usando etileno diamina em diferentes concentrações:
	- Separou-se três tubos de ensaio, com 2 mL da solução preparada de cloreto de níquel em cada.
	•	Ao tubo 1 adicionou-se 1 mL de etileno diamina, verificando a aparição de uma coloração azul piscina, fraca.
	•	Ao tubo 2 adicionou-se 2 mL de etileno diamina, verificando a aparição de uma coloração azul, fraca.
	•	Ao tubo 3 adicionou-se 4 mL de etileno diamina, verificando a aparição de uma coloração violeta, fraca.
	- b2) Utilizando amônia em diferentes concentrações:
	- Separou-se três tubos de ensaio, com 2 mL da solução preparada de cloreto de níquel em cada.
	•	Ao tubo 1 adicionou-se 1 mL de amônia, verificando a aparição de uma coloração azul piscina, fraca com uma aparente turbidez.
	•	Ao tubo 2 adicionou-se 2 mL de amônia, verificando a aparição de uma coloração azul, fraca, com aparente turbidez.
	•	Ao tubo 3 adicionou-se 4 mL de amônia, verificando a aparição de uma coloração azul, com o desaparecimento da turbidez.
	A partir dos resultados obtidos, podem-se concluir algumas coisas:
	- Usando etileno diamina, um ligante polidentado, presume-se que a formação de complexos seja um processo mais estável (com Kf maior) do que a formação de complexos com ligantes como a água, por exemplo. Sendo assim, o fato de nenhuma das três soluções serem turvas é facilmente explicado.
	- Usando amônia, um ligante monodentado, presume-se que, como a sua constante de formação não é tão grande quanto a de ligantes polidentados, o efeito da concentração é mais marcante, sendo que, apenas com o uso de 4 mL de amônia o aparente precipitado sumiu, ou seja, presume-se que houve a formação de todo o complexo.
	- A mudança de cor devido o aumento do volume de ligante adicionado é aparentemente explicado pelo aumento do número de mols de ligante na solução, aumentando a quantidade de complexos formados e, portanto, aumentando a intensidade da cor formada.
	c) Uso de agentes ligantes diferentes, em diferentes concentrações:
	- Tubo 1: Adicionou-se 2 mL de cloreto de níquel e 2 mL de amônia, verificando-se a esperada aparição da coloração azul (indicando formação de complexo de níquel + amônia).
	- Tubo 2: Adicionou-se 2 mL de cloreto de níquel e 5 gotas de etileno diamina (99%), verificando-se a coloração roxa da solução, indicando a formação de um complexo (níquel + etileno diamina), que foi verificada com a adição de menos gotas pois a concentração do ligante é maior, como foi visto no item b1.
	- Tubo 3: Adicionou-se 2 mL de cloreto de níquel e 1 mL de Hidróxido de Sódio e 2 mL de dimetilglioxima. A transição de coloração foi a seguinte: verde com apenas a solução de cloreto de níquel; formação de um precipitado branco gelatinoso com adição de hidróxido de sódio (aparentemente Ni(OH)2 – Hidróxido de Níquel); formação de um precipitado vermelho rapidamente depositado com adição de dimetilglioxima (que é usado para identificação de íons Ni2+ em solução).