3 Relatório compostos de coordenação Cobre

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL
unidade de ensino de dourados
curso de licenciatura em química
cobre
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
Todos os elementos do grupo 11 tem um elétron s externo, além de um nível d completo. Apresentam mais diferenças que semelhanças em suas propriedades. Os únicos íons simples que podem ser encontrados em solução (além dos íons complexos) são: Cu+2 e Ag+. O cobre é obtido em larga escala, tendo sido utilizadas 11 milhões de toneladas em 1992, principalmente como metal puro em ligas. O cobre é biologicamente importante, sendo encontrado em diversas enzimas do grupo das oxidases, nos transportadores de oxigênio em certos invertebrados e no sistema fotossintético. (LEE, 1999)
O estado de oxidação mais estável do cobre é (+II) e esse metal é obtido em larga escala e é moderadamente abundante, sendo o vigésimo-quinto elemento mais abundante, em peso, na crosta terrestre. O minério mais comum é a calcopirita, CuFeS2. O metal é utilizado na indústria elétrica, por causa da sua elevada condutividade e em tubulações de água, por causa da sua inércia química. (LEE, 1999)
Os únicos íons hidratados simples estáveis em solução aquosa são os íons Cu2+. Os íons monovalentes Cu+ se desproporcionam em água e, por isso, só podem existir na forma de compostos insolúveis ou complexos. Cu3+ são oxidantes tão fortes que conseguem oxidar a água. Assim, só ocorrem quando estabilizados na forma de complexos ou como compostos insolúveis. (LEE, 1999)
Os metais do grupo 11 (Cu, Ag e Au) apresentam as maiores condutividades elétricas e térmicas conhecidas. São os mais maleáveis e mais dúcteis dos metais estruturais. Essas propriedades são associadas à sua estrutura de empacotamento cúbico compacto. Os átomos desses metais têm um elétron s no seu orbital mais externo. (LEE, 1999)
O cobre é muito lentamente oxidado superficialmente quando exposto ao ar úmido, formando um revestimento verde de azinhavre. O azinhavre é carbonato básico de cobre, CuCO3.Cu(OH)2, e é responsável pela coloração esverdeadas dos telhados recobertos com chapas de cobre e das estátuas de cobre. (LEE, 1999)
O cobre é importante em diversos catalisadores. Cu é usado no processo direto de fabricação de alquilclorossilanos como (CH3)2SiCl2, usado na preparação de silicones. (LEE, 1999)
Os elementos no estado de oxidação (+I) têm configuração d10. Por isso, a maioria de seus compostos simples e seus complexos são diamagnéticos e incolores. Há poucos compostos coloridos: por exemplo, Cu2O é amarelo ou vermelho, Cu2CO3 é amarelo e CuI é marrom. Nesses casos a cor se deve às transições de transferência de carga, e não às d-d. (LEE, 1999)
Os haletos cuprosos são insolúveis em água. Contudo, eles se dissolvem em soluções contendo um excesso de íons haleto, devido à formação de íons complexos solúveis tais como [CuCl2]-, [CuCl3]-2 e [CuCl4]-3. Esses e outros complexos de CuI são tetraédricos no estado sólido. (LEE, 1999)
A maioria dos complexos e compostos de Cu II apresentam uma estrutura octaédrica distorcida, e são azuis ou verdes. O íon cúprico, Cu2+, tem configuração eletrônica d9 e, portanto, tem um elétron desemparelhado. Seus compostos são geralmente coloridos (azuis em sua maioria), devido às transições d-d, e paramagnéticos. (LEE, 1999)
Todos os compostos de cobre deveriam ser tratados como se fossem tóxicos, uma quantidade de 30 g de sulfato de cobre é potencialmente letal em humanos.O metal em pó é combustível, inalado pode provocar tosse, dor de cabeça e dor de garganta, recomenda-se evitar a exposição laboral e a utilização de protetores como óculos, luvas e máscaras. O valores limites ambientais são de 0,2 mg/m³ para vapor de cobre e 1 mg/m³ para o pó e névoas. Reage com oxidantes fortes tais como cloratos, bromatos e iodatos, originando o perigo de explosões.
A água com conteúdo superiores a 1 mg/L pode contaminar com cobre as roupas e objetos lavados com ela, e conteúdos acima de 5 mg/L tornam a água colorida com sabor desagradável. A Organização Mundial da Saúde (OMS) no Guia para a qualidade da água potável recomenda um nível máximo de 2 mg/L , mesmo valor adotado na União Européia. Nos Estados Unidos a Agência de Proteção Ambiental tem estabelecido um limite de 1,3 mg/L. As atividades mineiras podem provocar a contaminação de rios e águas subterrâneas com cobre e outros metais tanto durante a exploração como uma vez abandonada.
OBJETIVOS
Sintetizar e caracterizar os complexos de cobre com ligantes diferentes, bem como, observar as características químicas do cobre por meio de testes.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais Utilizados
Espátula
Placa de Petri
Pinça metálica
Pinça de madeira
Pipeta de Pasteur
Béqueres
Chapa aquecedora
Estufa
Bico de Bunsen
Tubos de ensaio
Grade
Banho de gelo
Termômetro
Capela de exaustão
Funil de Büchner
Papel filtro
Bomba à vácuo
Kitassato
Erlenmeyer
Proveta 50,0 mL
Proveta de 10,0 mL
Pipeta de 10,0 mL
Reagentes Utilizados
Água destilada (H2O)
Acetato de cobre II mono-hidratado (C4H6CuO4.H2O)
Álcool etílico (C2H6O)
Glicina (C2H5NO2)
Sulfato de cobre II penta-hidratado (CuSO4.5H2O)
Solução de sulfato de cobre II 0,1 mol L-1 (CuSO4)
Oxalato mono-hidratado de potássio (K2C2O4.H2O)
Solução de iodeto de potássio 0,1 mol L-1 (KI)
Solução de carbonato de sódio 0,1 mol L-1 (NaCO3)
Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 (NaOH)
Procedimento experimental
Síntese do complexo A
Análise elementar: 30,02% Cu; 22,69% C; 30,26% O; 13,238% N; 3,78% H.
Em um béquer de 50 mL dissolveu-se 0,2592 g de acetato de cobre II em 3,0 mL de água quente destilada e adicionou-se 2,0 mL de etanol a quente usando uma pipeta de Pasteur, mantendo a temperatura em torno de 70 C°.
Em outro béquer dissolveu-se 0,1558 g do ligante glicina em 2,0 mL de água destilada quente e transferiu-se para dentro da solução do metal. Levou-se para o banho de gelo por alguns minutos, transferiu-se a mistura para um papel filtro e secou-a em estufa por ± 1 hora.
Então se obteve a massa do complexo formado e calculou-se o rendimento do processo.
Síntese do complexo B
Análise elementar: 22,91% Cu; 17,45% C; 58,18% O; 1,45% H.
Dissolveu-se 1,2659 g de sulfato de cobre II penta-hidratado em 3,0 mL de água aquecida a cerca de 90 °C. Adicionou-se rapidamente sob agitação uma solução contendo 3,6860 g de oxalato mono-hidratado de potássio em 10,0 mL de água a 90 °C.
Em seguida resfriou-se a mistura em banho de gelo, filtrou-se e coletou o precipitado. Secou-se em estufa a 50 °C por ± 1 hora.
Obteve-se a massa do complexo B e calculou-se o rendimento do processo.
Reações do íon Cu2+
Separou-se 4 tubos de ensaio e, marcando de 1 a 4, adicionou-se um pouco da solução de sulfato de cobre (II) 0,1 mol L-1 nos tubos 1 a 3.
Em seguida, fez-se o seguinte procedimento:
Tubo 01: adicionou-se uma solução de iodeto de potássio 0,1 mol L-1.
Tubo 02: adicionou-se uma solução de carbonato de sódio 0,1 mol L-1.
Tubo 03: adicionou-se uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1.
Tubo 04: aqueceu-se uma quantidade de sulfato de cobre (II) penta-hidratado sólido.
Observou-se a cor do complexo formado em cada tubo e anotou-se.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Síntese do complexo A
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 30,02 % Cu, 22,69 % C, 30,26 % O, 13,238 % N, 3,78 % H, da seguinte forma:
Cu ( 30,02 ÷ 63,546 = 0,4724 ÷ 0,4724 = 1 mol
C ( 22,69 ÷ 12,0107 = 1,8891 ÷ 0,4724= 4 mols
O ( 30,26 ÷ 15,9994 = 1,8913 ÷ 0,4724 = 4 mols
N ( 13,238 ÷ 14,0067 = 0,9451 ÷ 0,4724 = 2 mols
H ( 3,78 ÷ 1,00794 = 3,7502 ÷ 0,4724 = 8 mols
Formando-se então o seguinte complexo: (Cu(gly)2]
A glicina é um dos aminoácidos codificados pelo código genético, sendo, portanto um dos componentes das proteínas dos seres vivos. O íon cobre forma um complexo azul com a glicina, que dissocia - se na forma de ânions para coordenar - se ao metal, perdendo um átomo de hidrogênio:
A equação química da reação é dada abaixo:
Cu(CH3CO2)2.H2O(aq) + 2H2NCH2CO2H(aq) ↔ [Cu(gly)2](s) + 2CH3COOH (aq)
A glicina atua como um ligante bidentado onde um átomo de oxigênio e um de nitrogênio se coordenam ao cobre formando um complexo quelato. O número de coordenação para o complexo é quatro e a geometria é quadrada planar, devido ao ligante ser bidentado favorecendo essa geometria. O complexo possui isomeria geométrica podendo existir na forma cis e trans.
O complexo (bis)glicinacuprato(II) formado é azul, cor característica do cobre. Realizando a distribuição eletrônica do íon cúprico, percebe-se que a configuração eletrônica é:
Portanto, há um elétron desemparelhado. Devido às transições d-d, os compostos de cobre são geralmente coloridos, além de paramagnéticos.
O cobre forma com a glicina um quelato, onde um átomo de oxigênio e um átomo de nitrogênio ocupam sítios de coordenação, sendo a glicina portanto um ligante bidentado. Este tipo de complexo é muito mais estável, diz-se que se ocorrer alguma dissociação apenas uma das partes ligantes se desprende do complexo, enquanto que um complexo formado com um ligante unidentado pode se dissociar completamente.
O Cu2+ possui configuração d9, e este quando ligado a ligantes volumosos, como a glicina, tendem a formar complexos quadrado planares, cujo o diagrama de energia é:
 O complexo possui isomeria de geometria, existindo nas formas cis e trans, sendo o produto cis formado em maior quantidade e convertido no trans por aquecimento. Para a formação do complexo são necessárias dois ânions da molécula de glicina e um átomo do íon cobre II, formando um complexo com carga neutra.
O isômero sintetizado foi o trans, pois foi cristalizado à altas temperaturas, utilizando banho maria. Abaixo é mostrado a estrutura quadrado planar do complexo, onde o ligante glicina forma com o cobre um complexo bidentado quadrado plano:
Os complexos formados, sejam em sua forma cis ou trans, apresentam estrutura quadrado-planar. O Cu(II) é um íon d9, e o diagrama de energia para o desdobramento dos orbitais é representado abaixo:
Figura 2 - Digrama de níveis de energia mostrando o desdobramento dos orbitais para íons d9.
Como mostra o diagrama, a distribuição é assimétrica em eg, ocorrendo a distorção de Jahn-Teller. Para o caso de coordenação com a glicina, um ligante de campo forte, ocorre a inversão – em termos de energia – entre os orbitais dxy e dz2 e perda dos ligantes axiais, estabilizando o complexo na estrutura quadrado-planar. 
Ao final do experimento fez-se cálculos do rendimento, como mostrado a seguir.
1mol de (CH3COO)2Cu.H2O	______________ 199,6 g
		X			______________ 0,2592 g
		X = 1,299 x 10-3 mols de (CH3COO)2Cu.H2O
1 mol do complexo [Cu(gly)2]			______________ 211,6 g
1,299 x 10-3 mols de (CH3COO)2Cu.H2O	-______________ X
		X = 0,2749 g de (Cu(gly)2]
0,2749 g de (Cu(gly)2]	______________ 100%
0,2579 g		______________ R %
R = 93,82 %
Portanto, a massa obtida do complexo formado (m = 0,2579 g) apresentou um rendimento significativo de 93,82 %.
Síntese do complexo B
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 22,91% Cu, 58,18% O, 17,45% C, 1,45% H, da seguinte forma:
Cu	( 22,91 ÷ 63,546	= 0,3605 ÷ 0,3605	= 1 mol
C	( 17,45 ÷ 12,0107	= 1,4529÷ 0,3605	= 4 mols
O	( 58,18 ÷ 15,9994	= 3,636 ÷ 0,3605	= 10 mols
H	( 1,45 ÷ 1,00794	= 1,4386 ÷ 0,3605	= 4 mols
O metal cobre em geral, forma complexos com 4 ou 6 ligantes coordenados, os últimos com 4 ligações curtas e 2 mais alongadas de acordo com o teorema de Jahn-Teller. A preparação do complexo de Cu (II) com o ânion oxalato, o composto oxalato de potássio monohidratado (K2C2O4.H2O) pode ser feita por um processo simples e rápido. O produto obtido na forma de cristais azuis é solúvel em água quente, mas decompõe-se lentamente formando oxalato de cobre (II), o qual precipita rapidamente após a dissolução do complexo. O composto é pouco solúvel na maioria dos solventes orgânicos comuns, como acetona clorofórmio, etanol e metanol. O sólido perde moléculas de água rapidamente acima de 150ºC e o composto resultante decompõe-se na temperatura de 260oC.
A reação de um solução de sulfato de cobre II com oxalato de potássio levou a formação de cristais de um complexo azul marinho de K2(Cu(ox)2 (H2O)2]. A reação de formação do complexo dioxalatocuprato (II) de potássio dihidratado pode ser descrita pela equação:
CuSO4(aq) + 2 K2C2O4(aq) + 2H2O(l) → K2[Cu(ox)2].2H2O(s)+ K2SO4(aq)
Os dois íons oxalato se coordenaram ao metal bidentadamente através de dois átomos de oxigênio e entrando mais duas moléculas de água, sendo que a geometria para o complexo será octaédrica. Diferentemente do ligante glicina, o íon oxalato não se coordena por diferentes átomos, de forma que o complexo não apresentara isomeria.
O íon cobre tem configuração d9 e sobre influência de um campo ligante tetraédrico, octaédrico ou quadrado planar terá um elétron desemparelhado responsável pelo fato de todos os complexos serem paramagnéticos, apresentarem geometrias distorcidas (distorção de Jahn Teller) e serem coloridos uma única transição d-d permitida por spin.
Contudo devido a existência da transição de um elétron desemparelhado permitida por spin espera-se obter apenas uma banda larga no espetro. Como os complexos de cobre II apresentam distorção de Jahn Teller outra banda aparece no espectro, porém essas duas bandas se sobrepõem fazendo com que apareça uma banda assimétrica no espectro. A coloração azul característica dos complexos sintetizados é devido a absorção da cor laranja, sendo que as possíveis bandas a serem observadas estarão no intervalo de 21000 – 23000 cm-1.
Ao final do experimento fez-se cálculos do rendimento, como mostrado a seguir.
1 mol de CuSO4	______________ 159,55 g
		X	______________ 1,2659 g
		X = 7,93 x 10-3 mols de CuSO4
1 mol do complexo K2[Cu(ox)2].2H2O		______________ 	353,55 g
7,93 x 10-3 mols de K2[Cu(ox)2].2H2O		-______________ X
		X = 2,80 g de K2[Cu(ox)2].2H2O
2,80 g de K2[Cu(ox)2].2H2O	______________ 100%
2,1158 g			______________ R %
R = 75,56 %
Reações do íon Cu2+
Tubo 01:
A adição de iodeto de potássio levou a formação de um precipitado gelatinoso de coloração amarelo escuro descrito na reação a seguir:
Cu+2 + 2I- → CuI2↓, ou
CuSO4.5H2O + 2KI → K2SO4 + CuI2↓ + 5 H2O
Sulfato de Cobre II + Iodeto de Potássio → Sulfato de Potássio + Iodeto de Cobre II
Denominada de dupla-troca, a reação ocorre entre o sulfato de cobre penta-hidratado e o iodeto de potássio, formando um precipitado escuro de iodeto de cobre II.
Tubo 02:
A adição de carbonato de sódio à solução de sulfato de cobre (II) 0,1 mol L-1 levou a formação de um precipitado branco:
Cu+2 + CO32- → CuCO3↓
Tubo 03:
A adição de hidróxido de sódio à solução de sulfato de cobre (II) 0,1 mol L-1 levou a formação de um precipitado gelatinoso de coloração azul:
CuSO4.5H2O + 2NaOH- → Na2SO4 + Cu(OH)2 + 5H2O
Reação de dupla troca entre sulfato de cobre penta-hidratado e hidróxido de sódio, formando um precipitado verde intenso de hidróxido de cobre.
Tubo 04:
Com o aquecimento o CuSO4.5H2O fica desidratada, uma prova é que parte da água que evapora se condensa nas paredes do tubo de ensaio e a substância desidratada (anidra) se torna acinzentada, após a adição de gotas de água a substânciavoltou a ser hidratada e retornou a coloração azul.
CuSO4.5H2O CuSO4 + 5H2O
CONCLUSÃO
A realização do experimento possibilitou a síntese de complexos de cobre com ligantes diferentes, permitindo relacionar complexos obtidos com a química descritiva do metal.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Ed, Edgard Blücher, SãoPaulo-SP, p. 415 – 424, 1999.
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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