Síntese e caracterização química do cloreto de hexaminoníquel (III) e evidenciando o efeito do número de ligantes sobre a cor dos compostos de coordenação

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Universidade Federal da Fronteira Sul- UFFS 	 Prof. Clovis Piovezan
Química Licenciatura Química Inorgânica II 
Síntese e caracterização química do cloreto de hexaminoníquel (III) e evidenciando o efeito do número de ligantes sobre a cor dos compostos de coordenação 
Daniela F. Hansen 1213121146
Curso de Química- Licenciatura 	daniela_npi@hotmail.com.
Materiais e Método
Materiais e reagentes:
- 2 béqueres, - Espátulas, - 1proveta de 25 mL, - Pipetas de 5 ou 10 mL, - 4 tubos de ensaio com estante, - Chapa de aquecimento com agitação, - NH4OH concentrado, - NH4Cl, - Água destilada, - AgNO3 0,1 mol.L-1, - Banho de gelo, - Banho termostatizado, -Funil de Buchner, - Papel filtro, - Papel tornassol, - NICl2.6H2O, - Etanol, - Éter etílico ou Acetona, - Solução de DMG 1% em etanol.
	Procedimento - Parte 1: Síntese do [Ni(NH3)6]Cl2 
Inicialmente transferiu-se a solução amoniacal de cloreto de amônio para uma proveta de 25 mL completando o volume com água até atingir um total de 5 mL. Deixando esta solução em repouso e tampada, até o momento de seu uso. Pesou-se 2,0 g de cloreto de níquel hexa-hidratado, o qual foi colocado em um béquer de 25 mL e adicionado água destilada gota a gota com agitação, em quantidade mínima, até dissolver todo o sal. Adicionando-se em seguida gradualmente 10 mL de solução concentrada de hidróxido de amônio. Neste ponto, a cor da solução deve mudar para azul. A solução foi resfriada em água corrente e seguidamente adicionou-se 5 mL da solução amoniacal de NH4Cl previamente preparada. Deixando em repouso por 15 minutos em banho de gelo. Os cristais obtidos foram filtrados e lavá-los usando uma porção de 5 mL de NH4OH concentrado, seguida de pequenas porções de etanol e, finalmente, de éter. Os cristais formandos ficaram secando por alguns instantes no próprio funil. Depois de secos, pesou-se os cristais obtidos, anotando o resultado encontrados. Transferiu-se o sólido para um frasco adequado e acondicionou-se em um dessecador designado pelo professor. Calculando no final do procedimento o rendimento prático da reação. 
	Procedimento - Parte 2: Caracterização do complexo [Ni(NH3)6]Cl2
Preparou-se, em um tubo de ensaio, 5 mL de uma solução (ou suspensão) aquosa do complexo para caracterizar os componentes do produto obtido e fazer, em tubos de ensaio, as reações indicadas a seguir: Teste 1 – Indicativo da presença de amônia e de níquel na amostra: Aqueceu-se cuidadosamente 10 gotas da solução estoque do composto, esfriou-se para verificar se o meio está básico, com papel tornassol vermelho. Adicionando em seguida 3 gotas de solução alcoólica de dimetilglioxima. 
Teste 2 – Indicativo da presença de íons cloreto na amostra: Colocou-se 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e adicionando em seguida 3 gotas de solução de AgNO3 0,10 mol/L. 
	Procedimento - Parte 3: Evidenciar o efeito do número de ligantes sobre a cor dos compostos de coordenação. 
Preparou-se 25 mL de uma solução aquosa 0,2 ml/L de cloreto de níquel. Colocando 5 mL da solução de cloreto de níquel em 3 béqueres de 25 mL. Acrescentou-se posteriormente ao primeiro béquer, 5 mL da solução de etilenodiamina 0,2 mol/L, ao segundo 10 mL e ao terceiro 15 mL da mesma solução, anotando as cores observadas. Por fim, tomou-se aproximadamente metade de cada uma das soluções formadas no passo 3 e acrescentou-se, a cada uma, gota a gota, ácido clorídrico concentrado, até que a cor original da solução de cloreto de níquel tenha sido restabelecida.
Resultados e Discussão
Escrever todas as equações das reações que se passam na prática: 
Obtenção do [Ni(NH3)6]Cl2;
NiCl2·6H2O(aq) + 6NH3(aq) ( [Ni(NH3)6]Cl2(s) + 6H2O(l)
Evidência da presença de Ni2+ na solução teste;
[Ni(NH3)6]Cl2 + DMG ([Ni(DMG)]2+ + 6NH3 + 2Cl-
Evidência da presença de Cl- na solução teste;
[Ni(NH3)6]Cl2 + AgNO3 ( 2AgCl ↓ + [Ni(NH3)6]2+ + NO3-
Evidência da presença de NH3 na solução teste;
[Ni(NH3)6]Cl2(aq) + ∆ → NiCl2(aq) + ↑6NH3(g).
Pesquise na literatura e apresente outras reações características que poderiam ser usadas para caracterizar as espécies químicas descritas no item ‘a’.
Segundo Vogel (1981), para caracterizar a presença de Ni2+, além do complexo formado com a Dimetilglioxima, poderíamosrealizar as seguintes reações: 
Com solução de hidróxido de sódio: precipitado verde
Ni2+ + 2OH- ( Ni(OH)2↓
Com solução de sulfeto de amônio: precipitado preto
Ni2+ + S2- ( NiS↓
Com solução de cianeto de potássio: precipitado verde
Ni2+ + 2CN- ( Ni(CN)2↓
Para caracterizar a presença de Cl-, segundo Vogel (1981), poderíamos utilizar as seguintes reações:
Com ácido sulfúrico concentrado: desprendimento de cloreto de hidrogênio
Cl- + H2SO4 ( HCl ↑ + HSO4-
Com solução de acetato de chumbo: precipitado branco
2Cl- + Pb2+ ( PbCl2↓
Ainda segundo Vogel (1981), para caracterizar a presença de NH3, poderíamos utilizar as seguintes reações químicas: 
Com hexanitritocobaltato (III) de sódio: precipitado amarelo
3NH4+ + [Co(NO2)6]3- ( (NH4)3[Co(NO2)6]↓
Com solução saturada de hidrogenotartarato de sódio: precipitado branco
NH4+ + HC4H4O6- ( NH4HC4H4O6↓
Supondo que o NiCl2·6H2O utilizado na reação de obtenção continha 15% de impurezas, qual a quantidade máxima, em gramas, de [Ni(NH3)6]Cl2 que poderia ser obtido? 
NiCl2·6H2O = 237,59g/mol
[Ni(NH3)6]Cl2 = 231,67g/mol
Massa pesada= 2g (100%) – impurezas (15%) = 1,7g 
Nº de mols de NiCl2·6H2O = 1,7g/237,56g/mol = 7,16x10-3mol
NiCl2·6H2O(aq) + 6NH3(aq) ( [Ni(NH3)6]Cl2(s) + 6H2O(l)
Rendimento máximo de [Ni(NH3)6]Cl2 em gramas = 231,67g/mol · 7,16x10-3mol = 1,66g 
Qual o rendimento prático do processo quando se obtém apenas 1,0g do composto?
NiCl2·6H2O = 237,59g/mol
[Ni(NH3)6]Cl2 = 231,67g/mol
Massa pesada= 2,0g (100%)
Nº de mols de NiCl2·6H2O = 2.0g/237,56g/mol = 8,42x10-3mol
NiCl2·6H2O(aq) + 6NH3(aq) ( [Ni(NH3)6]Cl2(s) + 6H2O(l)
Rendimento máximo de [Ni(NH3)6]Cl2 em gramas = 231,67g/mol · 8,42x10-3mol = 1,95g 
Rendimento prático = 1,0g·(100%) / 1,95g = 51,3%
Quais as quantidades mínimas de NiCl2.6H2O 100% puro e de NH3 15mol/L necessárias para se obter exatamente 20,0g do composto?
NiCl2·6H2O(aq) + 6NH3(aq) ( [Ni(NH3)6]Cl2(s) + 6H2O(l)
NiCl2·6H2O = 237,59g/mol
[Ni(NH3)6]Cl2 = 231,67g/mol
NH3 = 17,03g/mol (x6)
Densidade NH3 = 0,73 
Massa mínima = 20,0g · 237,59g/mol / 231,67g/mol = 20,5g de NiCl2.6H2O 100%
Volume mínimo = 20,0g · 102g/mol / 231,67g/mol = 8,81g de NH3
Densidade = massa/volume = 0,73 = 8,81/v = 12,07·v = 0,012 mL de NH3 15 mol/L
Após a separação dos cristais do [Ni(NH3)6]Cl2 estes são lavados com álcool etílico e finalmente com éter. Pode-se substituir álcool etílico por água destilada? Explique.
Não, pois a polaridade do álcool e do éter é menor do que a da água, podendo assim retirar mais impurezas do analito. O éter e o etanol têm pontos de ebulição mais baixos que o da água, facilitando a secagem. A água também poderia solubilizar o composto, que não é solúvel em etanol e éter, assim consegue-se calcular o rendimento do mesmo.
Na obtenção do [Ni(NH3)6]Cl2 o procedimento manda usar cloreto de níquel (II) e amônia concentrada. Os frascos disponíveis estavam rotulados: cloreto de níquel hexahidratado e hidróxido de amônio concentrado. Os conteúdos destes frascos servem para esta reação? Em caso afirmativo, escrever a equação correspondente. Seria possível determinar o ponto de fusão deste complexo? Justifique sua resposta. 
Os conteúdos servem sim, pois conseguimos realizar o procedimento experimental com êxito. Porém, obtivemos um baixo rendimento,46,4%. E isso deve-se aos reagentes não serem concentrados, ou conterem impurezas.
NiCl2·6H2O + 6NH4OH ( [Ni(NH3)6]Cl2 + 12H2O
De acordo com Constantino (2004), o ponto de fusão é um valioso critério de pureza da amostra, a presença de pequenas quantidades de impurezas provoca alterações neste ponto de fusão que é bem definido, diminuindo o mesmo, sendo este um indicio de que o composto não é altamente puro. 
Questionário Parte 3
Quais conclusões podem ser obtidas com base nos resultados observados? Quais os produtos formados em cada caso? 
Deve-se lembrar que as aminas atuam como bases de Lewis, ou seja, doando elétrons, e por sua vez o níquel, atuam como ácido de Lewis, receptando elétrons para formar ligações com os ligantes.
Ao adicionarmos a etilenodiamina na solução de níquel hexahidratado, a ligação existente foi substituída por outra ligação entre o metal e os átomos de nitrogênio da etilenodiamina, deste modo, houve mais de um átomo com a disponibilidade eletrônica para efetuar ligações coordenadas, pois a etilenodiamina é um ligante bidentado.
A mudança da cor de verde para azul deve-se ao fato que o novo ligante substituiu dois ligantes aquo (H2O) na estrutura do complexo. Quando adiciona-se dois equivalentes do novo ligante, quatro ligantes aquo são substituídos, tornando a solução roxa. Quando houve a substituição total dos ligantes aquo a coloração se tornou rosa, indicando a formação do complexo [Ni(en)3]Cl2 (Cloreto de trisetilenodiamino Níquel (II)
Ver imagem em anexo. 
Para C2H4(NH2)2 = en
[Ni(NH3)6]Cl2(s) + 6H2O(l) ( NiCl2·6H2O(aq) + 6NH3(aq)
Solução verde (níquel hexahidratado)
Adição de 5 mL de Etilenodiamina (1 equivalente)
NiCl2·6H2O + C2H4(NH2)2 ( [Ni(en)(H2O)4]Cl2 + 2H2O
Complexo azul (Cloreto de tetraaquo etilenodiamino Níquel (II))
Adição de 10 mL de Etilenodiamina (2 equivalentes)
NiCl2·6H2O + 2C2H4(NH2)2 ( [Ni(en)2(H2O)2]Cl2 + 4H2O
Complexo roxo (Cloreto de diaquo bisetilenodiamino Níquel (II))
Adição de 15 mL de Etilenodiamina (3 equivalentes)
NiCl2·6H2O + 3C2H4(NH2)2 ( [Ni(en)3]Cl2 + 6H2O
Complexo rosa (Cloreto de trisetilenodiamino Níquel (II))
Em qual caso foi necessário utilizar-se mais ácido? Por quê? 
Com a adição do ácido clorídrico concentrado, a solução será desprotonada, descoordenando o metal para posteriormente voltar à solução inicial, cloreto de níquel hexahidratado. No primeiro bécker foram adicionadas 15 gotas do ácido, no segundo foram adicionadas 18 gotas do ácido, e no terceiro foram adicionas 23 gotas do ácido, pode-se observar esse crescimento na quantidade de ácido adicionado a partir do número de ligantes na esfera de coordenação de cada solução. Ou seja, foi necessário adicionar mais ácido à solução que continha os três ligantes etilenodiamino. 
Quais as conclusões podem ser obtidas a partir dos dados experimentais? 
	Através desta análise podemos perceber que é possível formar novos complexos a partir de outros 	existentes, realizando a substituição de ligantes dos mesmos.
Conclusões
Tendo em vista os aspectos observados, os objetivos inicialmente traçados foram alcançados. O composto de estudo foi sintetizado, porém o rendimento do mesmo foi de apenas 46,4%. O baixo rendimento pode ser explicado por perdas ocasionadas na filtração, na transferência dos conteúdos, na pipetagem, na pesagem, e também porque os reagentes não eram puros (continham impurezas). Pôde-se também observar a formação de diferentes complexos a partir do mesmo reagente, constatando a teoria proposta por Werner.
Referências Bibliográficas
CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J. da; DONATE, P. M.. Fundamentos de Química Experimental. Editora da Universidade de São Paulo – São Paulo, 2004. p. 98.
VOGEL, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa. 5.ed. rev. por G. Svehla; Mestre Jou - São Paulo, 1981. p. 292 a 295, 322 a 325, 355 a 358. 
Relatório Experimental