2 Relatório Níquel- compostos de coordenação

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL
unidade de ensino de dourados
curso de licenciatura em química
níquel
Trabalho apresentado sob exigência da disciplina de Química Inorgânica Experimental, sob orientação do prof. Dr. Daniel Mendes Nunes.
Discentes:
Marcelo M. da Silva	RGM: 19229
Matheus M. Dias		RGM: 23836
Guilherme F. Baltar	RGM: 12010
Dourados/MS
Setembro/2013
INTRODUÇÃO
O níquel é moderadamente abundante e produzido em grandes quantidades. É utilizado para a preparação de varias ligas, tanto ferrosas como não ferrosas. Nos compostos simples é predominantemente iônico e divalente. Também é encontrado na forma de Ni (+II) na maioria de seus complexos, que geralmente são quadrados planares ou octaédricos. (LEE, 1999)
O níquel é um metal branco, prateado, maleável e dúctil, é o vigésimo elemento em peso na crosta terrestre sendo encontrado principalmente na forma de sulfetos e em depósitos aluviais como a gernierita (silicato de magnésio e níquel), limonita e pentlandita. Sua obtenção a partir de seus minérios é dificultada devido à presença de outros metais e a maior parte da produção de níquel é utilizada na fabricação de ligas ferrosas e não ferrosas. (LEE, 1980).
 Sua química é definida pelo estado de oxidação +II, sendo o íon hidratado [Ni(H2O)6]2+ de coloração verde, bastante estável em solução aquosa e responsável pela coloração características dos compostos simples de níquel. (LEE, 1980).
O Ni se dissolve rapidamente em ácidos diluídos, originando o ion hidratado [Ni(H2O)6]2+ e H2. Como o Fe e o Co, torna-se passivo quando tratado com HNO3 concentrado e água-régia. É muitas vezes eletrodepositado sobre outros metais mais reativos, para formar uma película protetora. Contudo, ele perde o brilho quando aquecido ao ar. Não reage com soluções alcalinas e por isso é empregado nos equipamentos destinados à fabricação de NaOH. Reage com os halogênios mediante aquecimento. (LEE, 1999)
O íon Ni2+ tem configuração d8 e forma muitos complexos, que podem ter geometria octaédrica, quadrado planar e alguns complexos podem assumir geometria tetraédrica. Os complexos octaédricos são geralmente azuis e paramagnéticos, complexos quadrado-planares são em sua maioria marrons, vermelhos ou amarelos. Complexos tetraédricos são geralmente formados com ligantes como fosfina, arsina e fosfinóxido e têm coloração azul intensa que permite distingui-los dos complexos quadrado-planares de níquel. (LEE, 1980)
Em análise qualitativa inorgânica, utilizam-se amplamente as reações que levam à formação de complexos. Um íon complexo consiste de um átomo central e vários ligantes acoplados a ele, seguindo uma estequiometria bem definida. O átomo central pode ser caracterizado pelo número de coordenação, um numeral inteiro, que indica o número de ligantes que podem formar um complexo estável com um átomo central, sendo na maioria dos casos número de coordenação 6 e 4 (VOGEL,1992). O conhecimento do número de coordenação é importante, pois isso permitiria saber a disposição espacial dos ligantes em torno do cátion central. (LEE, 1980).
Quando um ligante bidentado ou polidentado se coordena a um íon metálico através de dois ou mais átomos doadores diz-se que ele forma um complexo quelato. Em geral esses complexos são mais estáveis que compostos semelhantes contendo ligantes unidentados, esta observação é denominada efeito quelato. Esse efeito pode ser entendido qualitativamente imaginando-se que a dissociação de um ligante unidentado leva a perda completa do ligante, em contrapartida, quando uma das pontas de um ligante quelante se dissocia, o ligante ainda permanece ligado ao íon metpalico pelo outro grupo doador, de modo que a probabilidade da ponte dissociada se recoordenar ao íon metálico é maior do que a probabilidade do ligante quelato ser deslocado por um segundo íon. (JONES, 2002)
Tabela 01 – Propriedades gerais do níquel
	Estado da matéria
	Sólido
	Raio Covalente
	1,15 Å
	Ponto de fusão
	1455°C
	Ponto de ebulição
	2920°C
	Densidade
	8,91g.cm-3
	Entalpia de fusão
	17,48 kJ/mol
	Entalpia de vaporização
	377,5 kJ/mol
	Volume molar
	6,59×10-6 m3/mol
	Pressão de vapor
	1 Pa a 1510°C
	Classe magnética
	Ferromagnético
Este metal é dúctil e resistente à corrosão. É um metal de transição de coloração branco-prateada, condutor de eletricidade e calor, maleável, porém não pode ser laminado, polido ou forjado facilmente (isso se deve a seu comportamento cristalino), apresentando certo caráter ferromagnético.
Este metal é geralmente eletrodepositado sobre outros metais para formar película protetora, porém o Níquel perde seu brilho quando aquecido ao ar. Conforme sua solubilidade, o níquel se dissolve rapidamente em ácidos diluídos, dando como produto hexaaquoniquel II ([Ni(H2O)6]2+).
Ni(s) + HA(diluído) 	Água	[Ni(H2O)6]2+ + H2
O metal não reage com soluções alcalinas e por isso é empregado nos equipamentos destinados á fabricação de hidróxido de sódio, por outro lado, reage com os halogênios mediante aquecimento.
OBJETIVOS
Demonstrar, experimentalmente, a preparação de compostos de coordenação do níquel, observando a mudança de colocarão e discutindo a interação entre os reagentes e as possíveis estruturas formadas.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais Utilizados
Espátula
Placa de Petri
Pinça metálica
Pinça de madeira
Pipeta de Pasteur
Béquer
Chapa aquecedora
Estufa
Bico de Bunsen
 Tubos de ensaio
 Grade
 Banho de gelo
Capela
 Funil de Buchner
 Papel filtro
 Bomba à vácuo
 Erlenmeyer
 Proveta 50,0 mL
 Proveta de 10,0 mL
 Pipeta de 10,0 mL
Balão volumétrico de 50 mL
Reagentes Utilizados
Água destilada (H2O)
Cloreto de níquel hexahidratado (NiCl2.6H2O) a 97%
Cloreto de amônia (NH4Cl) a 99,5%
Cloreto de níquel hexahidratado (NiCl2.6H2O) – 97%
Solução de amônia concentrada (NH3)
Cloreto de amônia (NH4Cl)
Solução de etilenodiamina 10 % v/v (C2H8N2)
Solução de fosfato de sódio 0,1 M (Na3PO4)
Solução de carbonato de sódio 10 % (NaCO3)
 Solução de dicromato de potássio 0,1 M (K2CrO7)
Procedimento experimental
Síntese do complexo F
Analise elementar do complexo: 25,33 % Ni, 7,76 % H, 36,25 % N e 30,6 % Cl.
Em um erlenmeyer de 250 mL dissolver 2,4646 g de NiCl2.6H2O em 5 mL de água. Na capela adicionou-se 60 mL de amônia concentrada. Adicionou-se uma massa próximo de 5 G de cloreto de amônia e agitou-se vigorosamente. Filtrou-se o precipitado a vácuo.
Síntese dos complexo C, D e E
Preparou-se a solução A adicionou 3,5794 g de NiCl2.6H2O em um balão volumétrico de 50 mL completando com água.
Preparou-se a solução B adicionou 1 mL de etilenodiamina, completando com água em um balão de 50 mL.
Em quatro béquer de 50 mL adicionaram-se: 25, 20, 15 e 10 mL de água rotulando em 1,2,3 e 4 e em cada béquer adicionou-se 5 mL da solução A e nos béqueres 2 (C), 3 (D) e 4 (D) adicionou respectivamente 5, 10, e 15 mL de solução B.
Observou-se a coloração formada em cada béquer.
Reações com Ni+2
Em 4 tubos de ensaio colocou-se solução de cloreto de níquel até 1/3 do seu volume. Em cada um dos tubos adicionou-se as seguintes soluções:
Tubo 01: NaOH
Tubo 02: NaCO3
Tubos 03: Na3PO4
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Síntese do complexo F
Fez-se os seguintes cálculos, para determinar a quantidade de cada elemento presente no complexo, embasando-se no problema exposto pelo professor, que segundo ele este complexo possui 25,33 % Ni, 7,76 % H, 36,25 % N e 30,06 % de Cl da seguinte forma:
Ni	( 25,33 ÷ 58.7 = 0,4315 ÷ 0,4315 = 1 mol
H	( 7,76 ÷ 1,008 = 7,6984 ÷ 0,4315 = 18 mols
N	( 36,25 ÷ 14,007 = 2,5880 ÷ 0,4315 = 6 mols
Cl	( 30,6 ÷ 35,543 = 0,8609 ÷ 0,4315 = 2 mols
Formando-se então o seguinte complexo: (Ni(NH3)6]Cl2
O cloreto de hexaminníquel (II), [Ni(NH3)6]Cl2, é um sólido (cristais de cor azul claro) com estruturacristalina cúbica, solúvel em água e em solução aquosa de amônia, mas insolúvel em amônia concentrada, álcool etílico e éter. A obtenção de [Ni(NH3)6]Cl2 pode ser feita pela reação entre a amônia concentrada e solução de cloreto de níquel(II).
Como a amônia é uma base de Lewis mais forte do que a água, ela tem a capacidade de retirar as moléculas de água do complexo e coordenar com o níquel como mostrado na reação anterior. Tendo como ligantes seis moléculas de amônia.
Foi utilizada uma solução amoniacal (NH4Cl) para ajudar na formação do complexo [Ni(NH3)6]Cl2, pois ocorre o efeito do íon comum , obtendo então maior quantidade do complexo.
A coloração típica desse complexo é azul claro, e isso foi evidenciado após a filtração a vácuo, pois o papel-filtro tornou-se azulado, indicando presença de precipitado em sua superfície.
Em solução aquosa o estado de oxidação 2+ é o mais importante para o níquel, sendo pouco comuns as reações de oxidação de 2+ para 3+. O íon Ni (II) em solução aquosa encontra-se coordenado a moléculas de água em uma geometria octaédrica, formando o íon complexo [Ni(H2O)6] 2+, de cor verde. Em muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de reações de substituição das moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, etilenodiamina, etc., ou ânions: Cl-, OH-, etc.)
Na reação de formação do complexo 5, temos a troca de ligantes de água por ligantes de amônia, no complexo octaédrico [Ni(H2O)6] 2+. Este novo complexo formado adquiriu coloração azul escuro, segundo a reação a seguir:
[Ni(H2O)6] 2+Cl2-(aq) + 6 NH3(aq) ( [Ni(NH3)6] 2+ Cl2-( (aq) + 6H2O(l)
237,839 g	__________________________	 232,0177 g
3,5794 g	__________________________ X
X = 3,49 g do complexo
3,49 g		__________________________	 100 %
1,9063 g	__________________________ R %
X = 54,62 %
Logo, a massa obtida do complexo F foi de 1,9063 g, o que representa um rendimento próxima a 54,62 %.
No estado de oxidação +II o níquel forma complexos com geometria em sua maioria octaédrica ou quadrado planar. O número de coordenação para os complexos [Ni(NH3)6]Cl2 e [Ni(en)3]Cl2 é 6 o que indica que provavelmente a geometria para os dois complexos é octaédrica. O íon Ni2+ tem configuração d8, e como os ligantes em questão formam complexos de spin alto, os complexos serão paramagnéticos (= 2,82, pois terão dois elétrons desemparelhados, e a geometria octaédrica será regular sem distorção de Jahn Teller, pois os elétrons no nível eg estarão simetricamente distribuídos.
Figura 1 – Distribuição dos elétrons do íon d8 sob influencia de um campo octaédrico.
Figura 2 – Estrutura do complexo F.
A TCC é a que melhor explica esse complexo, pois como a amina é um ligante de campo forte, esta emparelha os elétrons da configuração d8 do Ni2+, formando um arranjo octaédrico, isso na verdade ocorre por que nesse caso, o orbital dz2 vai ter energia similar as do dxz e dyz, tornando favorável assim a formação das ligações nos sítios octaédricos. Além disso, essa teoria consegue explicar o fato de esse sal ter coloração azul-claro, provavelmente, isso se deve as reações de transferência de carga que ocorre no complexo.
Síntese dos complexo 1, 2, 3 e 4
No caso o complexo 1 teve a formação do íon complexo [Ni(H2O)6] 2+, de cor verde, para os complexos 2, 3 e 4 formados, temos a substituição de moléculas de água por moléculas de etilenodiamina (H2NCH2CH2NH2), onde etilenodiamina é um ligante bidentado e forma com o níquel um complexo mais estável que água.
[Ni(H2O)6] 2+ + 3 H2NCH2CH2NH2 ( [Ni(en)3] 2+ + 6 H2O		kn
Pela reação acima, vemos que a proporção de do metal para o ligante é de 1:3, onde a proporção de cada um deles interferira diretamente na formação do complexo. No complexo 2 temos apenas a adição de 1 mol de etilenodiamina para a formação do complexo, assim temos o íon complexo [Ni(H2O)4(en)] 2+ de coloração verde azulada, no complexo 3 já temos a adição de 2 mol de etilenodiamina para a formação do complexo, assim temos o íon complexo [Ni(H2O)2(en)2] 2+ de coloração azul celeste claro, e no complexo 4 temos a adição de 3 mol de etilenodiamina formando o íon complexo [Ni(en)3] 2+ de coloração quase roxa.
Isso está relacionado com a constante de formação dos complexos, assim temos:
[Ni(H2O)6] 2+ + H2NCH2CH2NH2 ( [Ni(H2O)4(en)] 2+	k1
[Ni(H2O)4(en)] 2+ + H2NCH2CH2NH2 ( [Ni(H2O)2(en)2] 2+	k2
[Ni(H2O)2(en)2] 2+ + H2NCH2CH2NH2 ( [Ni(en)3] 2+		k3
Onde kn= k1 + k2 + k3 = [ [Ni(en)3] 2+ ]/[ [Ni(H2O)6] 2+ ].[H2NCH2CH2NH2]3
 Figura 3: Estruturas dos complexos 1, 2, 3 e 4.
Reações com Ni+2
CONCLUSÃO
A realização do experimento possibilitou aos envolvidos realizar e acompanhar a síntese do complexo de níquel com amônia, etilenodiamina e etc. A análise e discussão dos resultados obtidos permitiram através de conceitos teóricos explicar e caracterizar as propriedades dos produtos obtidos, tais como geometria, cor, entre outros e compará-las com características de complexos de níquel com diferentes ligantes.
Pode-se notar que, o níquel tende a formar complexos octaédricos ou quadrado-planares, isso pode ser explicado pela TCC. Vale dizer que, o níquel é um metal tóxico, tendo um limite de 0,05 mg/cm, por 4 horas diárias ou 40 horas semanais.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Ed, Edgard Blücher, SãoPaulo-SP, 1999.
LEE, J. D. “Química Inorgânica: um novo texto conciso”; tradução Juergen Heinrich Maar. São Paulo: Ed. Editorce Edgard, 1980.
JONES, C.J. A química dos elementos dos blocos d e f. Tradução: Maria D. Vargas, Bookman, Campinas, 2002
VOGEL, A.I. Química analítica qualitativa. Editora Mestre Jou. São Paulo.
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