SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DO COMPLEXO CLORETO TRIS (ETILENODIAMINO) NÍQUEL II [ Ni (en)3 ] Cl2 .H2O

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Moisés Machado de Oliveira
Márcio José Travain 
André Muniz
SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DO COMPLEXO CLORETO
TRIS (ETILENODIAMINO) NÍQUEL II
 [ Ni (en)3 ] Cl2 .H2O
Relatório de Química Inorgânica apresentado ao IFPR – Instituto federal do Paraná - como requisito parcial para obtenção de conceito bimestral 
 Prof. Dr. Agrinaldo Jacinto do N. Junior
PARANAVAÍ
2016
1 Introdução 
O metal níquel é dúctil e resistente a corrosão. Ocorre na natureza em combinação com arsênio, antimônio e enxofre. Apresenta condutividade elétrica e térmica elevadas. Em solução aquosa o estado de oxidação +2 é o mais importante, sendo pouco comuns as reações de oxidação de +2 para +3. O íon Ni(II) em solução aquosa acha-se coordenado a moléculas de água em uma geometria octaédrica, formando o íon complexo [Ni(H2O)6] 2+ , de cor verde.
Em muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de reações de substituição das moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, etilenodiamina, etc., ou ânions: Cl-, OH-, etc.). A reação de formação do complexo cloreto de hexaaminoníquel(II), por exemplo, resulta da troca de moléculas de água por moléculas de amônia, no complexo octaédrico [Ni(H2O)6] 2+, 
[Ni(H2O)6]2+(aq) + 6 NH3(aq) → [Ni(NH3)6]2+ (aq) + 6H2O(l)
O Cloreto de hexaaminoníquel(II), [Ni(NH3)6](Cl)2, é um sólido (cristais de cor azul-violeta) com estrutura cristalina cúbica, solúvel em água e em solução aquosa de amônia, mas insolúvel em amônia concentrada, álcool etílico e éter.
Este complexo decompõe-se pelo aquecimento liberando NH3(g), transformando-se em um sólido de cor verde. O mesmo acontece com sua solução aquosa, que muda de azul-violeta para verde com o aquecimento.
A obtenção de [Ni(NH3)6 ]Cl2 pode ser feita pela reação entre a amônia concentrada e solução de cloreto de níquel(II). A equação da reação de obtenção pode ser escrita como:
Ni(NO3)2.6H2O(s) + 6 NH3(aq) + 2Cl- → [Ni(NH3)6](Cl)2 (s) + 6 H2O(l) + NO3-
2 OBJETIVOS 
2.1 OBJETIVO GERAL
Sintetizar, caracterizar e calcular o rendimento do complexo [Ni(NH3)6]Cl2
2.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
3 MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 EQUIPAMENTOS, UTENSÍLIOS E MATERIAIS
TABELA I: Materiais utilizados no experimento de retrotitulação.
	
MATERIAL
	
QUANTIDADE (unid.)
	Papel tornassol vermelho e azul.
	
	Béquer de 50e de 100 mL; 
	
	Proveta de 10, de 50 e de 100 mL; 
	
	Bastão de vidro; 
	
	6 Tubos de ensaio; 
	
	Espátula; 
	
	Vidro de relógio; 
	
	3 Pissete; 
	
	Suporte para tubos de ensaio;
	
	Conta-gotas; 
	
	O funil de Büchner; 
	
	Kitassato; 
	
	Papel de filtro;
	
	Trompa d’água; 
	
	Cápsula de porcelana grande (para banho de gelo);
	
	Balança; 
	
	Centrífuga; 
	
	Frascos para guardar o produto obtido.
	
3.2 REAGENTES
 
TABELA II: Reagentes utilizados no experimento retrotitulação.
	
REAGENTE
	
QUANTIDADE (gotas/mL) 
	NH4Cl; 
	
	NH4OH concentrado;
	
	Ni(NO3)2.6H2O;
	
	Éter;
	
	Álcool Etílico 92,8 % m/v;
	
	Solução de AgNO3 0,10 mol/L ; 
	
	Solução de HNO3 3 mol/L; 
	
	Solução de NaOH 1,0 mol/L;
	
	Solução alcoólica de dimetilglioxima 1 % m/v;
	
3.3 METODOLOGIA 
3.3.1 Sintetizar, Caracterizar e Calcular o Rendimento do Complexo [Ni(NH3)6]Cl2
Preparar a solução amoniacal de NH4Cl da seguinte forma:
medir 2,5 mL de NH4OH conc. e colocar em um béquer;
dissolver NH4Cl pouco a pouco até saturar a solução;
transferir para uma proveta e completar o volume para 5 mL com NH4OH conc..
deixar esta solução em repouso até o momento do uso, tampada com um vidro de relógio.
Pesar 3,3 g de Ni(NO3)2.6H2O, colocar em um béquer pequeno e adicionar água destilada gota a gota com agitação, em quantidade mínima, até dissolver todo o sal.
Adicionar gradualmente 12,5 mL de solução concentrada de amônia. Neste ponto, a cor da solução deve mudar para azul.
Esfriar a solução em água corrente e adicionar 5 mL de solução amoniacal de NH4Cl preparada no início da aula. Deixar em repouso por 15 minutos em banho de gelo.
Filtrar os cristais obtidos utilizando filtração à vácuo e lavá-los usando uma porção de 5 mL de NH4OH conc., seguida de pequenas porções de álcool e finalmente de éter, usando as garrafas lavadeiras nesta operação. Explicar porque se pode lavar com estes solventes e porque os solventes devem ser usados nesta ordem.
Secar os cristais o máximo possível no próprio funil, deixando o sistema de vácuo funcionando.
Depois de secos, pesar os cristais obtidos. Anotar o resultado.
Calcular o rendimento prático da obtenção.
3.3.2 caracterizar o complexo [Ni(NH3)6]Cl2
Prepare uma solução (ou suspensão) aquosa do complexo cerca de 0,05 molL-1.
Para caracterizar os componentes do produto obtido faça em tubos de ensaio as reações indicadas a seguir. Anote seus resultados e justificativas no Caderno de Laboratório.
3.32.1 Caracterização do Ni2+(aq)
Aqueça cuidadosamente 10 gotas da solução estoque do composto, deixe esfriar e verifique se o meio está básico, com papel tornassol vermelho. 
Adicione 3 gotas de solução alcoólica de dimetilglioxima. Anote o resultado e justifique suas observações.
Adicione gotas de solução 3 mol.L-1 de HNO3 à solução anterior até observar o desaparecimento do precipitado rosa. Adicione solução de NH3 concentrada. Anote o resultado e justifique suas observações.
3.32.2 Caracterização do Cl- (aq)
Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio.
Adicionar 3 gotas de solução de AgNO3 0,10 mol/L. Observar e anotar o resultado. 
Centrifugar, desprezar o sobrenadante e adicionar ao resíduo 10 gotas de NH3 concentrado. Observar e anotar o resultado.
Acidular a solução do item anterior com HNO3 3 mol/L, verificando a acidez com papel tornassol azul. Observar e anotar o resultado.
3.32.3 Caracterização de NH3
Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e aquecer cuidadosamente em banho-maria. 
Aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho umedecida com água destilada. Observar e anotar o resultado.
Colocar um pouco do sólido em um tubo de ensaio e aquecer diretamente na chama do bico de gás. Aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho umedecida com água destilada. Observar e anotar o resultado.
Obs: guardar o composto obtido em frascos preparados para isto.
 
4 Resultados e Discussão
4.1 Preparo da Solução de Biftalato de Potássio (KHC8H4O4)
KHC8H4O4(s) + H2O(l) → K+(aq) + C8H4O4-(aq) +  H3O+(aq)
	
	n = = = 5,05 * 10-4 mol de Biftalato de Potássio 
	
	n = → → 4,95 * 10-4 mol de Biftalato de Potássio 
	
	n = → → 4,92 * 10-4 mol de Biftalato de Potássio 
4.2 Preparo de 250 mL Solução de Hidróxido de Sódio (NAOH) O,1 mol L-1
NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq) + H2O(l)
	
 [NaOH] = → 0,1 mol L-1 = →m= 4 gramas L-1 
C = m.v → C = 4 g . 0.25 L → C = 1 grama
4.3 Padronização da Solução de Hidróxido de Sódio (NAOH)
A padronização foi realizada em triplicata e a tabela a seguir mostra as respectivas massas usadas de biftalato de Potássio ( titulado) e volume gasto da solução de hidróxido de Sódio (titulante):
Tabela 1: Dados Experimentais
	Titulação 
	Massa de KHC8H4O4 (g)
	Número de mol de KHC8H4O4 (mol)
	Volume gasto de NaOH [0,1] (mL)
	Número de mol de NaOH (mol)
	1º
	0,1032
	5,05 * 10-4
	5,45
	5,45 * 10-4
	2º
	0,1011
	4,95 * 10-4
	5,05
	5,05 * 10-4
	3º
	0,1004
	4,92 * 10-4
	5,05
	5,05 * 10-4
	Média
	0,1016
	4,97 * 10-4 
	5,18
	5,18 * 10-4
	Var. A
	2,12 * 10-6
	4,63* 10-11
	0,053
	5,33* 10-10Desvpad A
	1,46* 10-3
	6,81* 10-6
	0,231
	2,31 * 10-5
Biftalato de Potássio + Hidróxido de Sódio → Ftalato de Sódio e Potássio + Água
KHC8H4O4(aq) + NaOH(aq) → KNaC8H4O4(aq) + H2O(l)
 1 mol = 1 mol
	
	
 0,1 --------------- 1L
5,05 * 10-4------- X
X = 5,05 * 10-3 L , ou seja 5,05 mL
	
5,05 ---------- 100%
5,45 ----------- X
X = 107,92 % → 107,92 - 100 = 7,92 % de erro
	
	
 0,1 --------------- 1L
4,95 * 10-4------- X
X = 4,95 * 10-3 L , ou seja 4,95 mL
	
4,95 ---------- 100%
5,05 ----------- X
X = 102,02 % → 102,02 - 100 = 2,02 % de erro
	
	
 0,1 --------------- 1L
4,92 * 10-4------- X
X = 4,92 * 10-3 L , ou seja 4,92 mL
	
4,92 ---------- 100%
5,05 ----------- X
X = 102,64 % → 102,64 - 100 = 2,64 % de erro
	
MÉDIA
DA
TRIPLICATA
	
 0,1 --------------- 1L
4,97 * 10-4 ------- X
X = 4,97 * 10-3 L , ou seja 4,97 mL
	
4,97 ---------- 100%
5,18 ----------- X X = 104,22 % 
 104,22 - 100 = 4,22 % de erro
 
4.4 Preparo de 250 mL Solução De Ácido Clorídrico (HCl) 0,5 mol L-1
HCl(s) + H2O(l) → H+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
	
 1 mol ----------- 36,46 g X = 18,23 g L-1
0,5 mol ---------- X
D = → 1,18 = → = 15,45 mL ________1 L X= 3,86 mL 
 X _________ 0,25 L
3,86 -----------37%
 X ---------- 100 % x = 10,43 mL de HCl para 250 mL de solução 0,5 mol L-1
4.5 Padronização da Solução de Ácido Clorídrico (Hcl)
A padronização foi realizada em triplicata e a tabela a seguir mostra oss respectivos volumes e números de mol de ácido clorídrico (titulado) e volume gasto da solução de hidróxido de Sódio (titulante):
 
	0,5 mol ------ 250 mL
 X ------ 2,5 mL X = 0,005 mol de HCl em 2,5 mL
Tabela 2: Dados Experimentais
	Titulação 
	Volume de HCl [0,5] (mL)
	Número de mol de HCl (mol)
	Volume gasto de NaOH [0,1] (mL)
	1
	2,5
	1,25 * 10-3
	12,95
	2
	2,5
	1,25 * 10-3
	13,3
	3
	2,5
	1,25 * 10-3
	13,1
HCl(aq) + NaOH(aq) → NACl(aq) + H2O(l)
 1 mol -------- 1 mol
 1,25 * 10-3 ----- x x = 1,25 * 10-3 mol de NaOH
	
	
 0,1 mol----------- 1L
1,25 * 10-3------- X
X = 1,25 * 10-2 , ou seja 12,5 mL de NaOH
	
12,5 ---------- 100%
12,95 ----------- X
 X = 103,6 % 
103,6 - 100 = 3,6 % de erro
	
	
 0,1 mol----------- 1L
1,25 * 10-3------- X
X = 1,25 * 10-2 , ou seja 12,5 mL de NaOH
	
12,5 ---------- 100%
13,3 ----------- X
 X = 106,4 % 
106,4 - 100 = 6,4 % de erro
	
	
0,1 mol----------- 1L
1,25 * 10-3------- X
X = 1,25 * 10-2 , ou seja 12,5 mL de NaOH
	
12,5 ---------- 100%
13,1 ----------- X
 X = 104,8 % 
104,8 - 100 = 4,8 % de erro
4.6 Cálculo da Molaridade do de leite de Magnésia comercial (1200 mg / 15mL): 
 
4.7 Determinação de Mg(OH)2 em Amostra Comercial de Leite de Magnésia
 1 L ------- 1,372 mol 
5 * 10-4 ------- X mol X = 6,86 * 10-4 mol L-1 de Mg(OH)2 em 0.5 mL
1 L --------------- 0.5 mol
6 * 10-3 ---------- X X = 3 * 10-3 mol L-1 de HCl 6 mL
 1 L ----------- 0,1 mol 
18,35 * 10-3------- X X = 1,835 * 10-3 mol L-1 de NaOH em 18,35 mL
 1 L ----------- 0,1 mol 
17,55 * 10-3------- X X = 1,755 * 10-3 mol L-1 de NaOH em 17,55 mL
 1 L ----------- 0,1 mol 
18,60 * 10-3------- X X = 1,860 * 10-3 mol L-1 de NaOH em 18,60 mL
Tabela 3: Dados Experimentais e teoricos
	
Titulação 
	
5 mL Mg(OH)2 + 
6 mL HCl 
 0,5 mol L-1
	
Número de mol do Mg(OH)2 
Valor teórico
	
Número de mol do
HCl
	
Volume gasto de NaOH 
0,1 mol L-1
	
Número de mol do
NaOH
	1
	6
	6,86 * 10-4
	3 * 10-3
	18,35
	1,835 * 10-3
	2
	6
	6,86 * 10-4
	3 * 10-3
	17,55
	1,755 * 10-3
	3
	6
	6,86 * 10-4
	3 * 10-3
	18,60
	1,860 * 10-3
HCl(aq) + NaOH(aq) → NACl(aq) + H2O(l)
 1 mol ------ 1 mol
 X -----1,835 * 10-3 X = 1,835 * 10-3 ,que reagiu com a mesma quantidade de HCl, posto que a reação é 1 para 1
	
	
(3 * 10-3 _ 1,835 * 10-3)= 1,165 * 10-3 mol de HCl que reagiu com Mg(OH)2
2HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
 2 mol -------- 1 mol
 1,165 * 10-3 -------- X X = 5,825 * 10-4 mol de Mg(OH)2
	 
	
(3 * 10-3 _ 1,755 * 10-3)= 1,245 * 10-3 mol de HCl que reagiu com Mg(OH)2
2HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
 2 mol -------- 1 mol
 1,245 * 10-3 -------- X X = 6,225 * 10-4 mol de Mg(OH)2
	
	
(3 * 10-3 _ 1,860 * 10-3)= 1,14 * 10-3 mol de HCl que reagiu com Mg(OH)2
2HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
 2 mol -------- 1 mol
 1,14 * 10-3 -------- X X = 5,7 * 10-4 mol de Mg(OH)2
5 CONCLUSÃO 
O presente experimento desenvolvido no laboratório do IFPR - Câmpus Paranavaí propiciou ao grupo não só o exercício da prática experimental, mas também uma fundamentação teórica concisa sobre o método de retrotitulação de um produto que é muito conhecido e utilizado no cotidiano.
Os resultados experimentais se aproximaram significativamente dos resultados teóricos esperados, possuindo uma pequena margem de erro causada, dentre outros fatores, pelo grau de pureza dos reagentes, pela precisão das medidas efetuadas e pela diferença entre o ponto de equivalência e o ponto final da titulação.
Conclui-se que os resultados previstos na teoria para a concentração desejada de HCl são bem próximos daquele encontrado na prática, pois há pouca diferença entre 0,100 e 0,1038 mol/L. Então, constata-se a eficácia da análise titrimétrica para padronizar soluções, pois é um procedimento de fundamental importância na busca de resultados como o do teor básico do leite de magnésia aqui constado. 
E que sempre deve ser feito o cálculo de molaridade da solução padrão secundário pelo fato de a mesma variar a cada vez que é feito, de acordo com as condições as quais são submetidas cada análise. Em relação ao teor de hidróxido de magnésio encontrado no leite de magnésia da marca Philips, pode-se dizer que há uma diferença bem pequena entre aquela porcentagem indicada pelo fabricante na embalagem do produto e a encontrada nessa análise, pois no rótulo do medicamento há a informação de que em 15g do leite contém cerca de 1,2 g de Mg(OH)2, ou seja, 8%. A porcentagem encontrada no experimento também foi de aproximadamente 8%.
Para a determinação do teor de hidróxido de magnésio no leite de magnésia resultou-se em uma porcentagem de 9,34 %±0,06, onde de acordo com o teste estatístico (Teste T) usado para comparar valor calculado com o valor aceito de 8,55% de hidróxido de magnésio, constatou-se uma diferença, resultando em uma porcentagem diferente das especificações dadas pela legislação brasileira de 1282,50 mg em 15 ml (colher de sopa) que equivale a 8,55% de hidróxido de magnésio
6 REFERÊNCIAS
COSTA, W. V. Análise das aulas da disciplina Química Inorgânica I – QUI 601 e proposta de modificação da prática de obtenção e caracterização de complexos de níquel. 2003. 45f. Monografia
(Treinamento em Docência Química) – Curso de Pós-Graduação em Química, UFMG, BeloHorizonte, 2003.
Vogel, A.I.; "Análise Química Quantitativa"; ed. Guanabara, 5a. ed., Rio de Janeiro, 1992.