Experimento 3 - Estudo de compostos de coordenação_-_Sulfato de tetramin cobre(II) mono hidratado

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Atividade Experimental 
Disciplina: Química Inorgânica 
 
Curso: Engenharia Química – Turma: 9848/9849 
Período: 2º Créditos: 02 Carga horária: 40 h 
Horários: Terça-feira / sexta-feira - 18:20 - 20:30 
Data: 27/10/2014 / 31/10/2014 
Professora: Evania Andrade 
 
Experimento 
Estudo de compostos de coordenação de metais de transição: 
Sulfato de tetramin cobre(II) mono hidratado 
 
1. Objetivos 
O complexo de coordenação sulfato de tetramin cobre(II) mono hidratado de 
formula molecular Cu(NH3)4SO4.H2O contém o íon complexo [Cu(NH3)2]
2+ 
 em solução 
aquosa. 
A prática permite que você prepare compostos de coordenação e verifique suas 
propriedades. Do ponto de vista experimental, você terá oportunidade de trabalhar com 
solventes, e com técnicas de precipitação e filtração. 
 
2. Fundamentos teóricos 
 
 1) Complexo de cobre 
 Os compostos de coordenação, ou complexos metálicos, são estruturas 
químicas compostas de um átomo central (sendo este um metal) envolto por um 
determinado número de moléculas, íons, ou ainda outros átomos chamados ligantes. Os 
compostos de coordenação são indicados pelo uso de colchetes, por exemplo, o íons 
tetramincobre(II) [Cu(NH3)4]
2+
, espécie em que o íon Cu
2+
 se encontra coordenado por 
quatro moléculas de amônia. 
 Uma característica muito comum a alguns compostos de coordenação é que eles 
são capazes de absorver radiação eletromagnética na região do visível, resultando em 
 
2 
compostos coloridos. Os compostos de Cu
2+
 apresentam comumente colorações azuis 
ou verdes e, em geral, a cor de um composto de coordenação dependerá do metal, do 
seu estado de oxidação e dos ligantes que o coordenam (Lee, 1999). 
 O sal sulfato de cobre(II) é um sólido azul que corresponde ao sulfato de cobre 
pentahidratado, CuSO4.5H2O. A coloração observada nesse sólido se deve à presença de 
água em sua estrutura cristalina. No estado sólido, o íon cúprico apresenta-se tetra-
coordenado por moléculas de água que atuam como ligantes monodentados, isto é, 
doadores de único par de elétrons usado para estabelecer ligação com o metal do 
composto de coordenação. A quinta molécula de água pertencente ao sólido cristalino 
CuSO4.5H2O encontra-se ligada ao íon sulfato por intermédio de ligação de hidrogênio 
(Brown et al., 1999). O sulfato de cobre pentahidratado, quando mantido em estufa a 
110 ºC por 1 hora, por exemplo, apresenta coloração esbranquiçada devido à 
desidratação, isto é, à perda parcial ou total das moléculas de água que compõem a 
estrutura cristalina. 
 Ao adicionar o sulfato de cobre em água, a coloração azul obtida é o resultado 
da complexação do íon Cu
2+
 por seis moléculas de água. Em solução aquosa, o íon 
cúprico encontra-se hexacoordenado [Cu(H2O)6]
2+
. A coloração azul passa a azul 
intenso quando os ligantes amônia substituem os ligantes água, formando o íons como 
[Cu(H2O)2(NH3)4]
2+
, [Cu(H2O)3(NH3)3]
2+
 e [Cu(H2O)4(NH3)2]
2+
. Como cita Lee (1999), 
em solução aquosa, é difícil adicionar o quinto e o sexto grupo amônia ao íon cúprico, 
mas é possível obter o íon [Cu(NH3)6]
2+
 usando amônia líquida como solvente. 
 O íon Cu(II) forma uma tetramina relativamente estável. Esse complexo pode 
ser preparado por cuidadosa substituição dos ligantes aquo no íon aquoso 
correspondente. O íon hidratado [Cu(H2O)6]
2+
 admite troca fácil dos ligantes aquo até 
um máximo de quatro moléculas de água. 
 A adição da quinta e da sexta molécula de NH3 é difícil, sendo que a sexta só 
pode ser adicionada pelo uso de amônia líquida. A explicação para tal fato é geralmente 
justificada pelo efeito Jahn-Teller, que faz com que a ligação do Cu(II) ao quinto e ao 
sexto ligante não seja forte, mesmo com á água. Sendo assim, as constantes K5 e K6 são 
extremamente pequenas. 
 O presente experimento conduz à formação dos íons complexos 
[Cu(NH3)(H2O)2]
2+ 
pela reação: 
 [Cu(H2O)2]
2+ 
+ 4 NH3  [Cu(NH3)4]
2+ 
+ 4 H2O K1 = 4,7 x 10
12
 
 
3 
3. Materiais 
 
Vidrarias Equipamentos e materiais diversos. 
1 Béqueres de 100 mL 
1 Pipeta graduada de 10 mL 
1 Vidro de relógio 
03 Tubos de ensaio 
1 Bastão de vidro 
1 Kitassato de 200 mL 
1 Funil de porcelana com suporte 
de borracha 
1 Espátula 
1 Bureta de 25 mL 
1 Conta-gotas 
1 Balança analítica om precisão de 0,1 g 
1 Estantes para tubos de ensaio 
1 Papel tornassol 
2 Papeis de filtro 
1 Agitador magnético com aquecimento 
1 barra magnética 
Reagentes e Soluções 
CuSO4 . 5 H2O Solução CuSO4 . 5 H2O (1 M) 
*Solução LiNO3 (concentrada) 
Solução HNO3 (2 M) 
Álcool Metílico 
Solução NH3 (aq.) (13 M) 
 * solubilidade em água á 28 °C → 90g / 100 mL 
 
4. Procedimento Experimental 
 
Parte I – Síntese 
Coloque 5 mL de água em um bequer de 100 mL e adicione 8 mL de solução de 
amônia 13 M (d = 0,88 g cm
3
). 
 Atenção! Amônia aquosa concentrada é muito caustica! Muito cuidado com os 
olhos evitando também inalar o vapor. Trabalhe na capela! 
Pese 5,0 g (precisão de 0,1 g) de sulfato de cobre(II) hidratado finamente 
pulverizado. 
Adicione os sulfatos de cobre à solução de amônia e agite com bastão até 
dissolução completa do sódio. Observe a mudança de cor. 
 
4 
Resfrie a solução e adicione 8 mL de álcool metílico (Cuidado! Seus vapores 
são perigosos), gota-gota de uma bureta, com agitação constante. 
Filtre os cristais através de papel de filtro pregueado, e lave com pequeno 
volume de metanol. 
Espalhe o produto sobre outro papel de filtro e deixe secar à temperatura 
ambiente. 
Depois de seco o produto, determine sua massa. Calcule seu rendimento e 
compare com o valor teórico. 
 
Parte I I – Estudos das propriedades 
Aqueça alguns cristais em tubo de ensaio e teste com papel de tornassol úmido o 
gás despendido. Anote suas observações. 
Dissolva alguns cristais em água e teste a reação ao tornassol da solução 
formada. 
Adicione solução de NH3 2 M à solução de CuSO4 até que o precipitado inicial 
se redissolva parcialmente, fornecendo cor azul profundo à solução e deixando leve 
precipitado azul claro. Divida essa mistura em 3 partes (a), (b) e (c). 
À porção (a) adicione solução de NH4OH 2 M em excesso. 
À porção (b) adicione solução HNO3 2 M, gota-gota, até haver um excesso de 
ácido. 
Ferva a porção (c). 
Dissolva aproximadamente 0,1 g do produto em 2 mL de água obtendo com isto 
uma solução (d) a ser usada nos testes seguintes: 
Coloque 10 mL de água em 2 tubos de ensaio. A um deles adicione 4 gotas de 
solução de CuSO4 1 M e ao outro 4 gotas da solução (d). 
Adicione 5 gotas LiNO3 concentrado a 5 gotas de solução (d). 
Adicione 10 gotas de LiNO3 concentrado a 5 gotas de CuSO4 1 M. Adicione 
então a este tubo de ensaio, 15 gotas de solução de NH4OH M. 
Para cada um dos testes, anote suas observações. 
 
4. Atividades pré-aula 
 Ler a referência 2 (Anexo 1) 
 Fazer um diagrama de blocos ou fluxograma dos experimentos; 
 
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 Calcule o rendimento teórico; 
 Escreva as equações representativas dos processos usados. 
 
5. Atividades pós-aula 
 Apresentar relatório: 
- Comente seus resultados e a validade da prática. Procure na literatura as estruturas 
de compostos de coordenação dos íons Cu
2+ 
(distância e ângulos de ligação); 
- Calcule o rendimento experimental e compare com teórico; 
- Escreva as equações representativas dos processos usados e dos testes executados. 
 
5. Bibliografia básica 
[1] LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concissa. 4ª ed. São Paulo: Edgar Blücher 
Ltda, 1996. 
[2] Medeiros, M. R. Laboratóriode química inorgânica I. Universidade de São Paulo-
Instituto de Física e Química de São Carlos – Departamento de Química e Física 
Molecular. 
 
5.1 Bibliografia complementar 
[3] Almeida. V. V. et al. Análise Qualitativa de Proteínas em Alimentos. Química nova 
na escola, v. 35, n° 1, p. 34-40, 2013. 
[4] Rodrigues, M. A. et all. Cobre. Química nova na escola, v. 34, n° 3, p. 161-162, 
2012. 
[5] Robson Fernandes de Farias. Werner, Jørgensene o papel da intuição na evolução do 
conhecimento químico. Química nova na escola, n° 13, p. 29-33, 2011. 
[6] Robson Fernandes de Farias. Suplementação de elementos-traços. Cadernos 
temáticos de Química Nova na Escola, n° 6, p. 07-12, 2005. 
 
6. Anexos 
Anexo 1 
- Referência 3 
Anexo 2 
- Referência 4 
Anexo 3 
- Referência 5 
Anexo 4 
- Referência 6