Relatorio Quimica Analitica 8

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS, SAÚDE E TECNOLOGIA-CCSST
CAMPUS II-IMPERATRIZ
DISCENTE: VINICIUS COSTA BARROS
EQUILIBRIO DE COMPLEXAÇÃO
Relatório de aula prática do dia 10/05/2017
apresentada a disciplina de 
Química Analítica Qualitativa 
para obtenção 
de nota e aprendizagem 
Coordenador:
PROFESSOR LINDOMAR CORDEIRO ANTUNES DE ARAÚJO		
 IMPERATRIZ, MA
2017
RESUMO
Uma reação de complexação é entendida como a “transformação” de um íon simples em um íon complexo. O íon complexo é obtido pelo compartilhamento de um par ou mais pares de elétrons de uma espécie ou mais espécies (ânions ou moléculas) com uma espécie deficiente em elétrons (um cátion), capaz de aceitar esse par (ou pares) de elétrons, através de ligações covalentes coordenadas. 
O equilíbrio de complexação foi estudado de forma experimental através dos sistemas Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3, em que foram preparadas soluções envolvendo esses sistemas de forma em que fica visível a percepção e o entendimento das reações de complexação e a interpretação dos deslocamentos do equilíbrio químico desse tipo de reação.
INTRODUÇÃO
De acordo com a Teoria de Lewis, ácidos são espécies receptoras de pares de elétrons e bases são espécies doadoras de pares de elétrons. De acordo com as reações 1 e 2 abaixo, nota-se que esta teoria é complementar à teoria de Arrhenius e de Bronsted-Lowry.
Figura 1 – Reações de Teoria de Arrhenius e de Bronsted-Lewis.
(Equilíbrio de Complexação- UFSJ)
Na equação 1, houve a transferência de elétrons da molécula de água (base de Lewis) para molécula de ácido acético (ácido de Lewis). Já na equação 2, houve a transferência de elétrons da molécula de amônia (base de Lewis) para molécula de água (ácido de Lewis). Em ambas, os conceitos de Bronsted-Lowry são obedecidos, porém, a teoria de Lewis nos permite estudar reações envolvendo espécies metálicas na forma de íons, por meio de reações de complexação, onde o íon metálico atua como um ácido de Lewis que recebe um par de elétrons de uma base de Lewis, que é denominada como “Ligante” (ANDRADE,2009).
Como exemplo, tem-se a reação abaixo, onde cada molécula de amônia atua como uma base de Lewis contribuindo com um par de elétrons isolado para o íon Cu2+, levando à formação de uma ligação covalente coordenada. O produto resultante é um complexo constituído de 4 moléculas de amônia coordenadas ao íon central Cu2+. Dizemos então que o complexo possui número de coordenação igual a 4 (NC = 4) (ANDRADE,2009).
Figura 2 – Reação com base de Lewis, íons Cu2+.
(Equilíbrio de Complexação- UFSJ).
Os complexos formados são classificados em função de sua carga. Se for um composto neutro, são denominados “Compostos de Coordenação”. Caso contrário, os íons complexos são classificados como “Catiônicos ou Aniônicos” (ANDRADE,2009). 
Na química analítica, a maior parte dos complexos de interesse são mononucleares, ou seja, possuem apenas um átomo central. Existem porém espécies polinucleares como o Ag2I3 - (triiodoargenato(I)) e o Fe2PO4 3- (µ-fosfatoferro(III)) (ANDRADE,2009). 
Os ligantes são classificados em função do número de pares de elétrons disponíveis para a reação. Assim os ligantes “monodentados” dispõem de apenas um par de elétrons, como a NH3, Cl- , H2O e outros. Já os ligantes “polidentados” possuem dois ou mais pares de elétrons, como a etilenodiamina – NH2CH2CH2NH2 – e a dietilamina – NH(CH2CH2NH2)2(ANDRADE,2009). 
Os ligantes polidentados são denominados “agentes quelantes” e seus complexos são denominados “quelatos”, cuja estabilidade é superior aos complexos obtidos a partir de ligantes monodentados. Nos estudos de equilíbrios envolvendo complexos, o interesse é calcular as concentrações de todas as espécies envolvidas nas reações de complexação. Para tal, faz-se as considerações: os complexos mais usados em química analítica são estáveis, ou seja, em condições adequadas, as reações são praticamente completas e instantâneas(ANDRADE,2009).
As reações de complexação envolvem um íon metálico M reagindo com um ligante L para formar o complexo ML
M+L ML
Figura 3 – Equilíbrio de Complexação (UFSC – Química Analítica)
As reações de complexação ocorrem em etapas:
 
(SMANIOTTO,2013).
Os ligantes unidentados são adicionados invariavelmente em uma série de etapas; As constantes de equilíbrio para as reações de formação de complexos são descritas como constantes de formação. Cada uma das reações é associada a uma constante de formação progressiva, K1 a K4; Por exemplo, K1=[ML]/[M][L],K2=[ML2]/[ML][L]; O equilíbrio pode ser escrito como a soma das etapas individuais; As constantes de formação globais são designadas pelo símbolo βn, assim:
(SMANIOTTO,2013).
Para uma dada espécie como ML, se pode calcular um valor α, que é a fração da concentração total do metal que existe naquela forma; αM é a fração do total de metal presente no equilíbrio na forma livre; αML, a fração presente como ML, e assim por diante:
(SMANIOTTO,2013)
A seletividade de um ligante em relação a um íon metálico sobre outros se refere à estabilidade dos complexos formados; quanto maior a constante de formação, melhor a seletividade do ligante. 
(SMANIOTTO,2013)
Logo, a formação de complexos é indispensável para aumentar a seletividade de um grande número de reações usadas em análises. De ponto de vista analítico é importante porque as propriedades de um íon metálico, inclusive num complexo, alteram total ou parcialmente, segundo a maior ou menor estabilidade do mesmo e isso pode ser demonstrado através dos sistemas Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3.
OBJETIVOS
Estudar de forma experimental reações de complexação e interpretar os deslocamentos de equilíbrio químico quando há perturbação de sistemas.
METODOLOGIA
-Materiais
	-Vidrarias
Tubos de ensaio
Beckers (50 mL)
Pipeta Graduada
Pipeta de Pasteur
Pisseta com Água Destilada
Pipetador de Volume Manual
-Reagentes
Água Destilada
Solução de cloreto férrico 0,1 mol/L
Solução de cloreto férrico saturada
Solução de tiocianato de amônio 0,1 mol/L
Solução de tiocianato de amônio saturada
Solução saturada de cloreto de sódio
Solução saturada de cloreto de amônio 
Solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L
Solução saturada de sulfato de cobre 
Solução de hidróxido de amônio 1,0 mol/L
Solução de ácido sulfúrico
-Equipamentos
EPI (Jaleco)
-Procedimentos
1.Conheceu-se os volumes, quantidade de gotas, concentrações de cada reagente através do guia prático do experimento, bem como os próprios reagentes usados na prática, ou seja, os valores utilizados na prática foram obtidos através da leitura do guia prático.
Para a primeira parte do experimento, voltado para as reações de sistemas Fe3+/SCN- colocou-se 1 mL de água destilada através de uma pipeta.
2.Adicionou-se uma gota de cloreto férrico 0,10 mol/L, proveniente de uma amostra contida em um becker, ao tubo de ensaio do item 1.
3. Com outra pipeta de Pasteur acrescentou-se seis gotas de solução de tiocianato de amônio 0,10 mol/L, proveniente de uma amostra contida em um becker, ao tubo do item 2. Logo após agitou-se o tubo e observou-se o que ocorreu no interior do tubo de ensaio.
4.Mediu-se 6,0 mL de água de um Becker com uma pipeta e transferiu-se a outro becker, nesse becker acrescentou-se quatro gotas de cloreto férrico 0,10 mol/L com uma pipeta de Pasteur, e com outra pipeta de Pasteur também inseriu 4 gotas de tiocianato de amônio, logo após agitou-se o tubo e observou-se o que ocorreu no interior do tubo de ensaio. .
5.O becker do item 4 teve sua solução distribuída para 5 tubos de ensaio de forma mais equitativa possível, através de uma pipeta de Pasteur, esses tubos foram destinados a reações de complexação, apenas o tubo 1 que serviu apenas como referência.
6.Ao tubo 2 foi adicionado 6 gotas de solução de cloreto de sódio, foi agitado até a dissolução e comparou-secom o tubo 1, observou-se e foi interpretado o que aconteceu ao tubo 2 em seu interior.
7.Ao tubo 3 foi adicionado uma gota de solução saturada de cloreto de férrico, foi agitado até e comparou-se com o tubo 1, logo em seguida foi interpretado o que aconteceu ao tubo 3 em seu interior.
8. Ao tubo 4 foi adicionado uma gota de solução saturada de tiocianato de amônio, foi agitado até e comparou-se com o tubo 1, logo em seguida foi interpretado o que aconteceu ao tubo 4 em seu interior.
9. Ao tubo 5 foi adicionado gota a gota de solução saturada de cloreto de sódio, foi agitado até e comparou-se com o tubo 1, logo em seguida foi interpretado o que aconteceu ao tubo 5 em seu interior finalizando as reações com o sistema Fe3+/SCN- .
10.Para iniciar as reações envolvendo o sistema Cu2+/NH3, colocou-se 10 gotas de sulfato de cobre 0,10 mol/L proveniente de um becker, com o auxilio da pipeta de Pasteur para a transferência, e adicionou-se uma gota de solução de hidróxido de amônia 1,0 mol/L, agitou-se e observou-se o que aconteceu no interior do tubo, interpretando a reação logo após.
11.A seguir , foi continuada a adição da solução de hidróxido de amônia gota a gota, até que o precipitado que havia se formado no item anterior se dissolvesse, logo após adicionou-se ácido sulfúrico 1,0 mol/L com uma pipeta de Pasteur até ocorrer uma nítida transformação, encerrando a prática para sistema Cu2+/NH3-.
RESULTADOS
Sistema Fe3+/SCN-
Primeiramente em um tubo adicionou-se 1 mL de água destilada, uma gota de cloreto férrico 0,1 mol/L e seis gota de tiocianato de amônio 0,1 mol/L.
Quando adicionado cloreto férrico na água, a solução fica laranjada, ao adicionar 6 gotas de tiocianato a solução fica vermelho cor de sangue. A equação e deslocamento podem ser descritas pela mesma reação no becker a seguir(Ver anexo 1).
Adicionamos 6 mL de água destilada em um Becker juntamente com duas gotas de solução saturada de FeCl3 e NH4SCN.
FeCl3 + 3 NH4SCN Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
	Adicionou-se esta solução em 5 tubos de ensaio de forma distributiva mais equitativa possível.
Tubo 2 ) Adição de seis gotas de solução saturada de cloreto de sodio
A cor descorou. A adição de cloreto de sódio (NaCl) provocou um deslocamento do equilíbrio para o lado esquerdo no sentido em que a mesma foi consumida, e por isto, obteve-se a cor descorada. (Ver anexo 2)
 Equação:
FeCl3 + 3NH4SCN Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
+				 NaCl
FeCl4 + 4 NH4SCN + Na Fe(SCN)4 + 4NH4Cl + Na
Tubo 3) Adição de uma gota de solução saturada de cloreto férrico
Foi constatado que a cor escureceu. Houve o deslocamento do equilíbrio para o lado direito. (Ver anexo 3)
Equação:
Tubo 4) Adição de uma gota de solução saturada de tiocianato de amônio 
A cor obtida foi um vermelho bem mais intenso. Houve um deslocamento de equilíbrio para o lado direito o que fez com que a cor ficasse mais intensa (Ver anexo 4). 
Equação:
Tubo 5) Adição de cloreto de sódio gota a gota
Vai acontecendo a mesma reação do tubo 2, porém a medida que vai se adicionando, a solução vai descorando mais, quanto mais forma a reação de complexação , mais o deslocamento do equilíbrio vai buscando tornar a cor da solução incolor/transparente. (Ver anexo 5)
Sistema Cu2+/NH3
Ao adicionar 1 gota de hidróxido de amônio 1,0 mol/L a um tubo com 10 gotas de sulfato de cobre 0,1 mol/L forma-se um precipitado azul gelatinoso (ver anexo 6)
Reação: NH4OH+ CuSO2  (NH4)2SO4 + Cu(OH)2
O precipitado obtido é o hidróxido de cobre.
Após adicionar hidróxido de amônio até a dissolução do precipitado, a solução forma o íon cuprato CuO22-, que dá uma coloração azul mais intensa do que o o sulfato de cobre (ver anexo 7)
Logo após adicionou-se acido sulfúrico, e ao adicionar esse acido, a solução vai ficando incolor/transparente até que a transformação nítida ocorre, a solução fica totalmente incolor (ver anexo 8).
Equação:
2Cu + SO42- + H2SO4  Cu2SO4 + 2H2O + 2 SO2
O complexo da reação formado (Cu2SO4(OH)2+) da lugar a cor transparente no interior do tubo
CONCLUSÃO
Através dos sistemas Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3 ,pode-se observar a formação de complexos e o equilíbrio de complexação de forma experimental, a interpretação das perturbações de equilíbrio e o estudo dos mesmos de forma experimental foram obtidos com êxito dentro dos parâmetros idealizados.
ANEXOS
Sistema Fe3+/SCN-
Anexo 1
Tubo com cloreto férrico
Tubo com cloreto férrico e tiocianato de amônio 
Becker com cloreto ferrico
 
Becker com cloreto férrico e tiocianato de amônio
Distribuição do conteúdo do becker em cinco tubos de forma equitativa
Anexo 2 
Descoração do tubo dois quando adicionado cloreto de sódio devido ao deslocamento de equilíbrio químico e formação de complexo
Anexo 3
Escurecimento do tubo 3 quando adicionado cloreto férrico, devido ao deslocamento do equilíbrio quimico
Anexo 4
Intensificação da cor vermelha no tubo 4 devido ao deslocamento do equilíbrio químico
Anexo 5
Busca do equilíbrio químico no gotejamento de cloreto de sódio no tubo 5, a descoração continua a medida que é acrescentado o cloreto de sódio, há o deslocamento de equilibro químico e formação de complexo
Anexo 6
Hidróxido de amônio acrescido de sulfato de cobre, forma-se um azul gelatinoso e precipitado (hidróxido de cobre) 
Anexo 7
Dissolução do precipitado e intensificação da cor quando adicionado mais hidróxido de amônio ao tubo de ensaio
Anexo 8
Nítida transformação ao acrescentar ácido sulfúrico, o equilíbrio de complexação faz com que a solução saia da coloração azul e fique incolor 
APÊNDICE A
Exercícios
Descreva as características das reações de complexação
Respostas-
-> Nº MÁXIMO, N, DE LIGANTES nº de coordenação do íon metálico
 - depende da config. eletrônica do íon 
- do tamanho dos ligantes, entre outros fatores
 - os números mais comuns são 2, 4 e 6 
-> ÍON CENTRAL (geralmente) metais de transição (24 Cr – 30 Zn) 
-> LIGANTES moléculas neutras ou íons negativos
 EXEMPLO:
 AMIN-COBRE: M = Íon central (Cu 2+); L = Ligante (NH 3); N= 4
-> COMPLEXOS PODEM SER NEUTROS OU CARREGADOS: 
Cisplatina: PtCl2(NH3)2
-> Ligação M – L Envolve interações do tipo ácido - base -> Conceito de Lewis
 Metal: ÁCIDO capaz de receber pares de elétrons
 Ligantes: BASE capaz de doar pares de elétrons 
Logo - Para atuar como ligante: 
A espécie precisa ter pelo menos 1 par de elétrons “livres” 
- Complexo: produto de um ácido + base Lewis pode ser mononuclear ou polinuclear -> maior interesse analítico
Interpretar os resultados de cada reação envolvida nessa pratica, apresentar as equação químicas e as expressões da constante de equilíbrio.
FeCl3 + 3 NH4SCN Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
A solução fica com coloração vermelha bem nítida
Keq = [Fe(SCN)3][NH4Cl]³ / [FeCl3][ NH4SCN]³
FeCl4 + 4 NH4SCN + Na Fe(SCN)4 + 4NH4Cl + Na
Há uma descoloração da cor da solução, devido o deslocamento do equilíbrio da reação a esquerda
Keq = [Fe(SCN)4][ NH4Cl]4[Na] / [FeCl4][ NH4SCN]4[Na]
A coloração no tubo ficou mais escuro, devido ao deslocamento do equilíbrio para a direita
Keq = [NH4Cl6]²[Fe2SCN]² / [FeCl3]4[NH4SCN]2
A coloração ficou com um vermelho mais intenso devido ao deslocamento do equilíbrio para o lado direito
Keq = [Fe(SCN)6][NH4Cl]6 / [FeCl6][NH4SCN]6
NH4OH+ CuSO2  (NH4)2SO4 + Cu(OH)2
Essa reação é uma reação de precipitação, quando o equilíbrio foi perturbado formou o hidróxido de cobre, e depois a formação do ion cuprato quando houve mais adição de hidróxido de amônio.
Keq = [(NH4)2SO4 ][ Cu(OH)2] / [CuSO2][ NH4OH]
2Cu + SO42- + H2SO4  Cu2SO4 + 2H2O + 2 SO2
A reação do item anterior, é uma reação reversível, formando complexos quando o seu equilíbrio é deslocado para o outro sentido com a adição de acido sulfúrico, o complexo formado é (Cu2SO4(OH)2+), que faz com que a coloração do tubo saia de azul para incolor.
Keq = [Cu2SO4][SO2]² / [Cu]²[SO42-][ H2SO4]
Discutir a pertubação e o novo equilibrio quimico segundo o principio de Le ChatelierRespostas- 
O Princípio de Le Chatelier prevê as mudanças que ocorrem quando reagentes ou produtos são adicionados a uma reação em equilíbrio. 
A reação se desloca no sentido de compensar a perturbação imposta ao estado de equilíbrio.
 a A + b B c C + d D
Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, sempre no sentido de minimizar a ação do fator aplicado. Num sistema em equilíbrio, a adição ou a retirada de um reagente ou produto irá alterar a concentração desse participante e, consequentemente, perturbar o equilíbrio do sistema. O princípio de Le Chatelier, nessa situação, terá o seguinte significado: A adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido que irá consumi-la (isto é, para o lado oposto ao da substância adicionada). A retirada de uma substância desloca o equilíbrio no sentido que irá refazê-la (isto é, para o mesmo lado da substância que foi retirada) (Feltre, 2001).
0,1 mol de CuSO4 é adicionado a 1 L de NH3 2,0 mol/L calcule a concentração de Cu2+ na solução resultante, assumindo volume constante
Cu2+ + NH3 [Cu(NH3)4]2+ Kdis = 1 x 10 -10
nNH3 = (1L) x (2 mol/L ) = 2 mol 
NCu2+ = 0,1 mol.
 
 Cu2+ + 4 NH3 ⇄ [Cu(NH3)4] 2+
Início -------- 10-3 mol ----- 
Reação 1 x 10-2 4 x1x10-2 
Equilíbrio ----- 1,96 1 x 10-2 
[NH3] = (1.96) mol ÷ (1 ) L = 1,96 mol/ L . 
[Cu(NH3)4] 2+] = (1x10-2 ) mol ÷ (1) L = 2 x 10-2 mol L-1 . 
Cu2+ + 4 NH3 ⇄ [Cu(NH3)4] 2+ 
X 1,96 + 4X 2 x 10-4
 Note que na a [NH3] = 1,96+ x mol L/L . 
Contudo, 1,96 >>> X, assim, [NH3] 1,96 mol/ L . 
Além disso, temos que 
[Cu2+] = X mol/ L e [[Cu(NH3)4] 2+] = 2 x 10-4 mol L-1 . 
REFERÊNCIAS
ANDRADE, F. P. UFSP – Equilíbrio de Complexação, São João del Rei, MG, 2009
SMANIOTTO, A. Química Analítica – Curso de Graduação em Farmácia, Equilíbrio de Complexação , 2013.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. Volume Único. 3ª Edição. São Paulo: Moderna. 425, 426 e 427 p. 2001
Outros: 
APAC, Eureka, Revista, Experimentos de química recreativa con sulfato de cobre pentahidratado, Volumen 3, Numero 3, 2006