Relatório de inorg Complexos

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Compostos 
de 
Coordenação 
Rio de Janeiro, 22 de Dezembro de 2017. 
Disciplina: Química Inorgânica II 
Turma: QM 141 
Alunas: Ana Carina Ferreira Feitosa, Aynã Félix da Silva, Dominique Andrade e Julia 
Steinbach Fidelis. 
Professor: Diego Lopes Ferreira 
 
2 
 
 
Sumário 
1. Objetivo...........................................................................................................................3 
2. Vidrarias e reagentes utilizados......................................................................................3 
3. Procedimento experimental.............................................................................................4 
2.1 Complexos de Cobre II.............................................................................................4 
2.2 Complexos de Cobalto II..........................................................................................4 
2.3 Complexos de Ferro III.............................................................................................5 
2.4 Complexos de Prata..................................................................................................6 
4. Resultados e discussão....................................................................................................7 
3.1 Complexos de Cobre II.............................................................................................7 
3.2 Complexos de Cobalto II..........................................................................................9 
3.3 Complexos de Ferro III...........................................................................................10 
3.4 Complexos de Prata................................................................................................15 
5. Conclusão......................................................................................................................17 
6. Bibliografia...................................................................................................................17 
7. Anexo 1: Série espectroquímica...................................................................................18 
8. Anexo 2: Propriedades das substâncias........................................................................18 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
1. Objetivo 
Analisar o comportamento químico das espécies frente à troca de ligantes. 
2. Vidrarias e reagentes utilizados 
Os reagentes e as vidrarias e utilizadas na prática estão descritos nas tabelas 1 e 2, 
respectivamente. 
Tabela 1: reagentes 
Reagentes Fórmula Concentração 
Cloreto de cobalto II CoCl2 3% (m/v) 
Cloreto de cobalto II CoCl2 Diluída 
Cloreto de sódio NaCl Saturado 
Cloreto de sódio NaCl Sólido 
Fluoreto de sódio NaF 0,25 mol/L 
Hidródixo de amônio NH4OH Concentrado 
Iodeto de potássio KI 0,2% (m/v) 
Nitrato de prata AgNO3 0,10 mol/L 
Oxalato de sódio Na2C2O4 0,125 mol/L 
Sulfato de cobre II CuSO4 0,10 mol/L 
Tiocianato de potássio KSCN Saturado 
Tiocianato de potássio KSCN 0,10 mol/L 
 
Tabela 2: materiais 
Materiais 
Béchers 
Espátula 
Estante para tubos de ensaio 
4 
 
 
Pipetas 
Pró-pipetes 
Tubos de ensaio 
 
3. Procedimento experimental 
2.1 Complexos de Cobre II 
a) Em um tubo de ensaio contendo 1,0 mL da solução de sulfato de cobre II 0,1 
mol/L adicione lentamente, na capela, solução aquosa concentrada de amônia. Observe 
coloração da solução. Adicione água deionizada lentamente e observe. 
b) Em um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de solução de sulfato de cobre II 0,1 
mol/L adicione cloreto de sódio sólido em pequenas quantidades até a saturação da solução. 
Observe o efeito da adição de cloreto de sódio. Adicione água deionizada lentamente e 
observe. 
2.2 Complexos de Cobalto II 
a) Transferiu-se para um tubo de ensaio 0,25 mL de solução aquosa de cloreto de 
cobalto II diluída. Na capela, adicionou-se cuidadosamente ácido clorídrico concentrado ao 
sistema e observou-se. Após isto, adicionou-se água deionizada e observou-se. 
b) Transferiu-se 1,0 mL da solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída para um 
tubo de ensaio. Adicionou-se 2,5 mL de uma solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L 
e observou-se. O sistema foi reservado para comparação na experiência “d”. 
5 
 
 
c) A 1,0 mL da solução de cloreto de cobalto II diluída, adicionou-se 2,5 mL de 
solução aquosa saturada de tiocianato de potássio e observou-se. O sistema foi reservado para 
comparação na experiência “d” 
d) Adicionou-se 1,25 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L a 0,5 
mL de solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída. Em seguida, adicionou-se 1,25 mL de 
solução concentrada de tiocianato de potássio e observou-se. A experiência foi refeita 
trocando a ordem de adição dos ligantes tiocianato e oxalato e a coloração foi comparada com 
os resultados obtidos nas experiências “c” e “d”. 
2.3 Complexos de Ferro III 
a) Transfira 0,5 mL de uma solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L para três 
tubos de ensaio. Adicione ao primeiro tubo 2,0 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 
0,125 mol/l. Ao segundo tubo, adicione 2,0 mL de solução aquosa de fluoreto de sódio 0,25 
mol/L. Acrescente 2,0 mL de água deionizada ao terceiro tubo. Observe atentamente as cores 
das soluções. Aos três tubos adicione gota a gota solução de tiocianato de potássio (ou 
amônio) de concentração 0,10 mol/L até mudança de coloração. Conte o número de gotas 
gasto para provocar a mudança em cada tubo. 
b) Transfira para dois tubos de ensaio 0,25 mL de solução aquosa de cloreto férrico 
0,10 mol/L e 1,0 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L. Observe a cor da 
solução nos tubos de ensaio. Adicione em seguida 1,0 mL de uma solução de fluoreto de 
sódio 0,25 mol/L em um deles e no outro 1,0 mL de água deionizada. Observe. 
c) Transfira para dois tubos de ensaio 0,25 mL de solução aquosa de cloreto férrico 
0,10 mol/L e 1,0 mL de uma solução de fluoreto de sódio 0,25 mol/L. Observe a cor da 
6 
 
 
solução nos tubos de ensaio. Adicione em seguida 1,0 mL de uma solução de oxalato de sódio 
0,125 mol/L em um deles e no outro 1,0 mL de água deionizada. Observe. Compare os 
resultados dos tubos de ensaio das experiências ´´3b`` e ´´3c``. 
2.4 Complexos de Prata 
a) Em dois tubos de ensaio distintos foi adicionado 5 gotas de solução de nitrato de 
prata 0,10 mol/L e em seguida houve a diluição do mesmo em 1,0 mL água deionizada. Feito 
isto, preparou-se em um béquer 20 mL de solução saturada de Cloreto de Sódio, onde por fim, 
foi-se adicionado este Cloreto de Sódio aos respectivos tubos de ensaio. Observou-se a 
formação de precipitado. 
b) A seguir foi-se adicionando excesso de Cloreto de Sódio ao precipitado e 
observado o ocorrido, houve a finalização do procedimento quando já havia um excesso de 
Cloreto de Sódio. Tendo tal excesso, foi realizada a adição de Nitrato de Prata 0,10 mol/L. 
Observou-se o ocorrido. 
c) No outro tubo (da experiência 4a), fez-se a adição certas gotas de solução aquosa 
concentrada de amônia, com o auxílio de uma capela. 
d) Para finalizar, em outro tubo de ensaio, foi adicionada uma solução de Nitrato de 
Prata 0,10 mol/L acrescida de 1,0 mL de água deionizada. Neste mesmo recipiente houve a 
adição de 3 a 5 gotas de Iodeto de Potássio até a formação de precipitado. Com o auxílio de 
capela, adicionou-se a mesma quantidade da solução aquosa concentrada de amônia do 
procedimento anterior e observaram-se os resultados. 
7 
 
 
4. Resultados e discussão 
3.1 Complexos de Cobre II 
a) A solução sulfato de cobre II apresentava coloração azul clara, porque quando em 
contato coma água o cátion interage com a mesma formando o aquoíon de cobre 
(equação 1), o tetraquocobre (II). Após a adição da solução de hidróxido de amônio 
concentrada (equação 3), a solução se tornou azul escura. Na solução aquosa de amônia há um 
equilíbrio entres íon amônio e a amônia (equação 2), a amônia reage com o íon 
tetraquocuprato (II), o azul claro, formando íon tetraminocobre (II), o azul escuro. Percebe-se 
que houve uma troca de ligantes, isto ocorreu, pois, como podemos observar na série 
espectroquímica (anexo 1), a amônia é um ligante mais forte que a água. Sendo a solução azul 
escura podemos concluir que ela absorveu comprimentos de onda na faixa da cor laranja 
(tabela 3). Como houve a intensificação da cor podemos concluir também que houve um 
aumento no 10Dq, visto que este é diretamente proporcional ao número de onda (equação 4). 
 
 
 (1) 
 
 
 (2) 
 
 
 (3) 
(MASTERTON, p.453 e 476) 
Após adicionar-se água a solução de tetraquocobre (II), esta ficou azul clara. Porém 
como já se observou na série espectroquímica, a água é um ligante mais fraco que a amônia, 
então se conclui que essa alteração na cor da solução foi causada apenas por uma diluição. 
8 
 
 
 
 
(
4) 
Tabela 3: cores absorvidas x cores observadas 
Cor observada Cor absorvida 
Violeta Amarelo esverdeado 
Azul Amarelo 
Azul esverdeado Laranja 
Verde azulado Vermelho 
Verde Roxo 
Amarelo esverdeado Violeta 
Amarelo Azul 
Laranja Azul esverdeado 
Vermelho Verde azulado 
(MASTERTON, p.465) 
b) Após a adição de cloreto de sódio em excesso a solução se tornou verde, isto 
ocorreu, pois houve a formação do tetraclorocuprato (II) em baixa concentração (reação 4). 
Porém não somente por conta da formação deste íon, visto que ele é amarelo. A cor verde 
obtida resulta da mistura causada pela presença dos íons tetraquocobre (II), azul, e do 
tetraclorocuprato (II), amarelo. Observando a série espectroquímica percebe-se que o cloreto é 
um ligante mais fraco que a água, porém ele estava em excesso o que favoreceu a troca de 
ligante. 
 
 
 
 (5) 
Após a adição de água a solução voltou a sua coloração inicial, azul claro. Isso 
ocorreu pois ao adicionar-se a água diminui-se a concentração das substâncias no meio. Ao 
9 
 
 
diminuir-se a concentração dos íons cloreto no meio, o equilíbrio (reação 4) foi deslocado no 
sentido inverso formando novamente os íons tetraquocobre (II). 
3.2 Complexos de Cobalto II 
a) Ao ser adicionado ácido clorídrico a uma solução aquosa de cobalto (II) rosa claro, 
observou-se a mudança de coloração para azul claro devido ao deslocamento da reação no 
sentido direto o que levou a formação de íons tetraclorocobaltato (II) (GREENWOOD, 1997, 
p. 1131). Como verificado na série espectroquímica (ATKINS, 2012, p. 694), a é um 
ligante mais forte que o Cl‾, por isso, para que essa reação ocorresse, foi utilizada uma 
solução concentrada de ácido clorídrico. Ao ser adicionada água deionizada, o equilíbrio 
químico deslocou-se para o sentido inverso, fazendo com que mais íons hexaquocobalto (II) 
fossem formados e a solução voltasse a apresentar coloração rosa claro. A seguir, a reação 
correspondente: 
 [Co ( O 
 
 + 4 
 [Co ²‾ + 6 (6) 
b) Ao ser adicionada uma solução aquosa de oxalato de sódio incolor a uma solução 
aquosa de cloreto de cobalto II rosa claro, essa apresentou um tom de rosa um pouco mais 
escuro. Devido ao ligante 
 ser bidentado, ou seja, ocupar duas posições de coordenação 
com o metal simultaneamente, a formação do complexo de oxalato foi favorecida. Sendo 
bidentado, foram gerados mais produtos, o que confere ao sistema um aumento de entropia. 
Com o aumento de entropia, o valor da energia de Gibbs tende a se tornar mais negativo 
(ΔG=ΔH-TΔS), o torna a reação mais espontânea. A seguir, a reação correspondente: 
10 
 
 
 
 + 
 
 + (7) 
c) Após a adição de uma solução aquosa saturada de tiocianato de potássio a uma 
solução aquosa de cobalto (II), verificou-se que essa ficou violeta, o que indica que a cor 
absorvida foi o amarelo (560-580nm). A solução anterior apresentava uma coloração rosa (na 
faixa de 500nm), logo o comprimento absorvido foi maior, apresentando consequentemente 
menor energia, o que pode ser explicado pelo tipo de geometria do aquoíon formado, onde a 
tetraédrica apresenta um valor de desdobramento menor. 
 [Co( O 
 + 4SC 
 [Co(SCN 
 + 6 (8) 
d) Ao adicionar uma solução aquosa de oxalato de sódio e uma de tiocianato de 
potássio a solução aquosa de cobalto (II), independentemente da ordem da adição dessas, a 
solução apresentou a mesma coloração: rosa um pouco mais escuro que o da experiência b. 
Isso ocorreu, porque a ordem de adição dos ligantes não influencia no complexo formado. 
Sendo o oxalato um ligante mais forte que o tiocianato e favorecido pelo efeito quelato por ser 
bidentado, a formação de complexos com esse ligante será mais pronunciada, fazendo com 
que a coloração da solução seja rosada como verificado na experiência b e não violácea, como 
verificado na experiência c. A seguir, a reação correspondente: 
 
 + 
 
 + 
 (9) 
3.3 Complexos de Ferro II 
a) Inicialmente a solução aquosa de cloreto férrico era amarela em virtude da 
presença do aquo-íon [Fe (H2O)6]
3+
 no meio reacional. Geralmente, a coloração dos 
11 
 
 
complexos está associada ao desdobramento do campo cristalino, que corresponde a diferença 
de energia entre os orbitais d do centro metálico, sendo esta a energia fundamental para que 
haja transições eletrônicas. De acordo com a série espectroquimica (anexo 1), a água é um 
ligante de campo fraco logo o complexo é de Spin Alto. Observando o diagrama de energia do 
complexo referido, podemos observar que todas as transições eletrônicas são proibidas, não 
havendo troca de spins. 
Em razão desse fator, era previsto que o complexo contivesse o aspecto incolor, o 
que não ocorreu. Dessa forma a coloração do [Fe (H2O)6]
3+
 não se deve a transição eletrônica 
nos orbitais d do centro metálico, mas sim a outro tipo de transição, o de transferência de 
carga. Nessa transição, um elétron é excitado do ligante para o centro metálico e vice-versa. 
Esse tipo de transição, de modo geral, é muito intensa e é a fonte da coloração de diversos 
complexos de metais d. 
 Fe3+ (aq) + 6H2O(l) [Fe (H2O)6]3+ (aq) (10) 
 (Vogel, pág. 113) 
O ensaio efetuado no tubo 1 apresentou coloração amarela em consequência da força 
da espécie inserida, C2O4
 2-
 . Esse complexo, [Fe (C2O4)6]
3- 
propiciou ao centro metálico um 
desdobramento semelhante ao do complexo [Fe (H2O)6]
3+
 , visto que ambos se ligam pelo 
mesmo sítio básico, o oxigênio. Portanto, o comprimento de onda absorvido em ambos 
compostos é semelhante. A coloração analisada no tubo 3 foi mais clara pois ocorreu somente 
a diluição da solução . 
12 
 
 
 [Fe (H2O)6]3+ (aq) + 3C2O42-(aq) [Fe (C2O4)3]3-(aq) + 6H2O(l) (11) 
 (Vogel, pág. 115) 
Contudo, a adição de íons F solução que possuía Fe
3+
 mudou o aspecto da solução 
para incolor. Ao observar a série espectroquimica vemos que o F
-
 é um ligante muito fraco, o 
que ocasiona pouca interação com o centro metálico. Dessa forma, o desdobramento dos 
orbitais d é de baixa intensidade, variando a distribuição eletrônica ao decorrer dosorbitais eg 
e t2g. Como a diferença de energia entre os orbitais do subnível é baixa, o preenchimento de 
um orbital mais energético, o eg, é menos energético que o emparelhamento de tal elétron em 
um orbital t2g. 
 [Fe (H2O)6]3+ (aq) + 6F- [FeF6]3-(aq) + 6H2O(l) (12) 
 (Vogel, pág. 107) 
Observando o diagrama podemos concluir que as transições eletrônicas são proibidas 
em consequência da primordialidade do emparelhamento dos elétrons, o que seria 
desvantajoso pela alta energia. Logo, o complexo [FeF6]
3-
 é incolor. 
Adicionamos em cada um dos três tubos uma solução de KSCN. O ligante SCN
-
 é 
ambientado pois pode se coordenar tanto pelo enxofre quanto pelo nitrogênio. Pela teoria de 
Pearson as espécies duras apresentam alta razão carga-raio e as moles baixa razão carga-raio. 
Além do mais, a interação de espécies que possuem o mesmo caráter (duro-duro, mole-mole) 
tende a compostos mais estáveis. De acordo com essa teoria é possível analisar que o centro 
13 
 
 
metálico Fe
3+
 é um ácido duro e o nitrogênio, uma base dura, sendo mais vantajoso a ligação 
ser realizada entre o NCS
-
 e o Fe
3+
. 
A alteração na coloração em todos os tubos deve-se ao fato de que o NCS
- 
é um 
ligante de campo mais forte que os anteriormente retratados. Dessa forma ocorre a troca de 
ligantes nos três ensaios realizados formando o complexo hexaisotiocianatoferrrato III, [Fe 
(NCS)6]
3-
 . As cores são diferentes devido às bases que já estavam presentes antes. 
 [Fe (C2O4)3]3-(aq) + 6NCS-(aq) [Fe (NCS)6]3-(aq) + C2O42-(aq) (13) 
 [Fe (H2O)6]3+ (aq) + 6NCS-(aq) [Fe (NCS)6]3-(aq) + 6H2O(l) (14) 
 [FeF6]3-(aq) + 6NCS-(aq) [Fe (NCS)6]3-(aq) + 6F-(aq) (15) 
(Vogel, pág. 112) 
b) Como dito no ensaio A, havia a presença do aquo-íon [Fe (H2O)6]
3+
 em solução e, 
com o adicionamento do ligante oxalato, não ocorreu alteração na coloração, sendo 
impossível identificar se ocorreu troca de ligantes. No entanto como citado no item anterior, a 
cor do complexo [Fe (C2O4)6]
3- 
é amarela, tal como a do aquo-íon de ferro III por 
apresentarem desdobramento similar é a ligação ser feita pelo mesmo sítio básico. Dessa 
forma existe a possibilidade de ambos os complexos estarem em solução ou apenas um. 
Independente do C2O4 ser um ligante mais fraco que a água, ele apresenta uma 
característica quelante. Logo, como suas interações com ligantes quelatos são mais favoráveis 
podemos supor que ocorreu a formação do complexo trioxalatoferrato III. 
14 
 
 
Com a adição do íon fluoreto, no tubo 1, ocorreu a mudança na cor da solução, 
sinalizando a formação de um novo complexo em que o fluoreto seria o novo ligante. Ao 
analisar a série espectroquimica não seria possível a troca de ligante pois o íon fluoreto 
apresenta campo mais fraco que o do oxalato, mas pelo fato do fluoreto estar em maior 
concentração no meio reacional do que o oxalato, há a troca de ligante. Outro fator para ter 
ocorrido essa mudança é a análise de moleza e dureza das espécies, já que o centro metálico é 
uma espécie dura e a base fluoreto também, sendo mais favorável a ligação entre eles. 
 [Fe (C2O4)3]3-(aq) + 6F-(aq) [FeF6]3-(aq) + C2O42-(aq) (16) 
(Vogel, pág. 115) 
Não ocorreu mudança na cor do meio reacional do tubo 2 pois a água possui um 
campo mais forte quando comparada ao oxalato. 
c) Posteriormente a adição de fluoreto, ocorreu a troca do aspecto da solução para 
incolor, mostrando que houve alteração de ligantes. Essa alteração aconteceu pois a 
concentração de íons fluoreto adicionados foi maior que a da água. Além disso pode-se 
analisar a teoria de Pearson, como já foi abordado anteriormente. 
No tubo 1, que apresentava coloração incolor após a adição do oxalato, a solução 
mudou de cor para um amarelo bem claro. Isso se deve a ocorrência da troca de ligantes pelo 
fato do oxalato ser um ligante quelante e possuir campo mais forte que o do ligante flúor. A 
coloração tênue que a solução adquiriu deve-se ao fato de que a concentração de íons fluoreto 
era maior, porém as características do oxalato se sobressaíram. 
15 
 
 
No tubo 2, após o acréscimo de água a solução permaneceu incolor devido o ligante 
flúor ter a característica de duro assim como o centro metálico ferro III, ligo é mais favorável 
à permanência do complexo hexafluoroferrato III. 
3.4 Complexos de Prata 
Ao ser feita a mistura, em 2 tubos de ensaio da solução de Nitrato de Prata e da água 
deionizada obteve-se a formação de aquoíon de prata (reação 17), de coloração incolor. Ao 
ser adicionado a esta solução, uma solução de cloreto saturado, esta adquiriu uma coloração 
turva esbranquiçada, e houve a formação de um precipitado, sendo este o AgCl (Cloreto de 
Prata), (reação 18), cujo kps é de 1,8 x10-10 (Voguel, 1981, 227) 
 
 
 (17) 
 
 
 (18) 
Adicionou-se o NaCl, a um dos tubos que continha o AgCl(s). A solução adquiriu 
uma coloração mais clara e houve a dissolução do precipitado, gerando o complexo 
Dicloroargentato. (reação 19). Logo após ser adicionado Nitrato de Prata, houve a formação 
novamente do precipitado, produzido anteriormente, e a solução adquiriu novamente uma 
coloração branca. Isso ocorre devido ao aumento da concentração de íon (Ag
+
), o que 
deslocou o equilíbrio da reação para o sentido inverso, havendo assim a produção de AgCl(s). 
(reação 20) (Voguel, 1981,227) 
 
 
 (19) 
16 
 
 
 
 
 
 (20) 
Ao outro tubo, contendo também o precipitado, ao ser adicionado uma solução 
concentrada de amônia, 1,7 mL, a solução adquiriu uma tonalidade incolor, e havendo assim a 
dissolução do precipitado (reação 21) (Voguel,1981, 227) 
23 mL -------- 1 gota 
40 mL -------- X 
X= 1,7 mL 
Formou-se então o complexo diaminoargentato, sendo este solúvel. Como a prata 
possui sua configuração d
10
, esta possui uma coloração bem pálida. Isso ocorre devido esta 
estar sendo proibida por multiplicidade, ou seja os elétrons não podem transitar para outros 
orbitais e também não pode haver mudança de spin. (Voguel 1981, pagina 227) 
 
 
 (21) 
Ao ser adicionado à solução de Nitrato de Prata, houve a dissolução desta. 
Adicionou-se o iodeto de potássio e observou-se a formação de precipitado AgI, sendo este 
insolúvel, de Kps 1,0 x 10-17. A solução adquiriu uma coloração amarela esverdeada turva, 
devido à formação do iodeto de prata. (reação 22). Adicionou-se 1,7 mL de NH3, observou-se 
que a solução ficou menos turva e houve a formação de um precipitado no fundo do tubo de 
ensaio (reação 23). Mantendo assim a cor amarelo esverdeado. 
17 
 
 
Como o Kps do AgI é menor do que o AgCl, este terá uma quantidade menor de sal 
solubilizado, o que fará com que o Cloreto de Prata seja melhor dissolvido, favorecendo uma 
melhor formação deste complexo. Observou-se então que o AgI, não é um sal muito solúvel 
em amônia (Voguel 1981,458,229) 
 
 
 (22) 
 
 
 
 
 (23) 
5. Conclusão 
Por meio da prática realizada, verificou-se a influência da força dos ligantes na 
formação dos complexos, mostrando que muitas vezes essa não justifica a coloração 
observada das soluções. Sendo necessário, portanto, a utilização de conceitos como o efeito 
quelato e a concentração do ligante adicionado para que se possa compreender a reação 
ocorrida. 
6. Bibliografia 
 MASTERTON, W. L. SLOWINSK, E. J. STANITSKI, C. L. Princípios de química. 6. ed. 
Rio de Janeiro: LTC,2012, p. 453, 464, 476,486. 
 ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, p. 694. 
 VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. 1. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981, p. 105 
 GREENWOOD, N. N.; EARNSHAW, A. Chemistry of the Elements. 2. ed. Oxford: 
Butterworth Heinemann, 1997, p. 1131. 
18 
 
 
7. Anexo 1: Série espectroquímica 
 
 
 
 
 
(MASTERTON, p.464) 
8. Anexo 2: Propriedades das substâncias 
Tabela 4: Propriedades das substâncias 
Reagentes 
Fórmula 
molecular 
Peso 
g/mol 
Ponto de 
ebulição °C 
Ponto de 
fusão °C 
Densidade 
g/cm
3
 
Hidróxido de 
amônio 
NH4OH 35,000 -58 33,35 0.9101 
Sulfato de 
Cobre 
CuSO4 249,68 110 -------- 2,286 
Cloreto de 
sódio 
NaCl 58,443 801 1465 2,165 
Cloreto de 
cobalto 
CoCl2 129, 84 87 1049 3,360 
Ácido 
Clorídrico 
HCl 36,461 -114,17 -85 1,490 
Oxalato de 
sódio 
Na(Ox)2 133,99 250 -------- 2,340 
Tiocianato de 
potássio 
KSCN 97,181 173 
500 
 
1,880 
Cloreto 
Férrico 
FeCl3 162,20 306 315 2,900 
Fluoreto de 
sódio 
NaF 41,99 995 1704 2,790 
Campo forte 
 
 Campo fraco 
19 
 
 
Nitrato de 
prata 
AgNo3 169,87 209,7 444 4,350 
Iodeto de 
potássio 
KI 166,00 681 1323 3,120