SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DO COMPLEXO CLORETO DE HEXAAMINNÍQUEL (II) [Ni(NH3)6]Cl2

Prévia do material em texto

Moisés Machado de Oliveira
Márcio José Travain 
André Muniz
SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DO COMPLEXO 
CLORETO DE HEXAAMINNÍQUEL (II)
[Ni(NH3)6]Cl2
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 
Complexação é uma reação entre uma base de Lewis (ligante) e um ácido de Lewis (íon metálico). Dessa forma, o conceito mais adequado para um complexo é o de uma espécie poliatômica, consistindo de um íon metálico (ácido de Lewis) e de um determinado número de ligantes (base de Lewis), circundando o íon metálico. Os metais de transição possuem forte tendência a formar complexos com outros íons e/ou moléculas. Geralmente os complexos formados são coloridos, e muito mais estáveis do que os seus sais. 
O elemento de transição Níquel (Ni) de número atômico 28 e de massa atómica 58,7, à temperatura ambiente, encontra-se no estado sólido, é um elemento de transição situado no grupo VIII B, 4º período e bloco d da Classificação Periódica dos Elementos. Foi isolado pela primeira vez em 1751, é duas vezes mais abundante que o cobre na crosta terrestre, apresenta cor branca prateada com tons amarelos e possui como característica marcante a capacidade de se transformar em um imã quando em contato com campos magnéticos. Nos compostos simples, é predominantemente iônico e bivalente, existindo como Ni (II) na maioria de seus complexos que são comumente quadrados planares ou octaédricos.
Possui relativa resistência à oxidação e à corrosão, é mais duro que o ferro e forma ligas, de diversas utilizações na indústria, para melhorar as propriedades da maioria dos metais a que se associa. Ao todo, mais de três mil ligas de níquel encontram aplicação industrial ou doméstica. Cerca de metade da produção do metal é utilizada em ligas de ferro. Os compostos de níquel são úteis na proteção de materiais, em forma de niquelados, e na fabricação de pólos elétricos em cubas eletrolíticas, catalisadores, esmaltes e recipientes de armazenamento dos derivados de petróleo.
O níquel apresenta uma riquíssima química de coordenação onde são conhecidos complexos com estados de oxidação que vão de 1-- até 4+, cujo estudo contribuiu para o desenvolvimento da ciência na área dos compostos de coordenação.
Em solução aquosa, o metal apresenta o estado de oxidação mais comum o 2+. O íon Ni2+ encontra-se coordenado às moléculas de água em uma geometria octaédrica, formando o íon complexo hexaaquaniquel (II) [Ni(H2O)6]2+, de cor verde. Quando coordenado as moléculas de amônia forma o complexo octaédrico hexaaminníquel (II) e fica na cor azul.
 
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; observação: na verdade essas moléculas são parcialmente polarizadas devido às Forças de London), ou (ânions: Cl-, OH-,). 
[Ni(H2O)6]2(aq) + 6NH3(aq) → [Ni(NH3)6]2+(aq) + 6H2O(l)
A reação de formação do complexo cloreto de hexaaminoníquel (II) - [Ni(NH3)6]Cl2, resulta da troca de moléculas de água por moléculas de amônia, no complexo octaédrico [Ni(H2O)6]2+. Quando amônia é adicionada a uma solução aquosa de Ni (II), as moléculas de amônia competem com as da água para se ligar ao Ni2+. Esta reação é possível, pois o níquel (II) forma um grande número de compostos com aminas, no caso do composto acima hexaamina. O níquel estabiliza-se melhor com as aminas que com a água, por isso ocorre à formação do cloreto de hexaaminoníquel (II).
NiCl2.6H2O(s) + 6NH3(aq) → [Ni(NH3)6]Cl2(s) + 6H2O(l)
O cloreto de níquel (II), NiCl2, é sal anidro amarelo, mas o mais familiar é o hexa hidrato NiCl2·6H2O de cor verde.. Em geral cloreto de níquel (II), em várias formas, é a mais importante fonte de níquel para sínteses químicas.
O cloreto de hexaaminoníquel (II) é um sólido formado por 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. Sendo um complexo octaédrico onde os ligantes são as amônias (NH3) e íon central o Ni2+ e os íons Cl- os contra íons do complexo, para a formação do composto neutro.
Observação: Produto Químico tóxico. Prejudicial se inalado ou ingerido.
Classe de risco 6.1 – Sólido Tóxico, Inorgânico.
2 OBJETIVOs 
2.1 OBJETIVO GERAL
Sintetizar, caracterizar e calcular o rendimento do complexo [Ni(NH3)6]Cl2
2.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Caracterizar Ni2+;
Caracterizar Cl-;
Caracterizar NH3;
3 MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 EQUIPAMENTOS, UTENSÍLIOS E MATERIAIS
TABELA I: Materiais utilizados no experimento.
	
MATERIAL
	
QUANTIDADE (unid.)
	Papel tornassol vermelho e azul.
	algumas fitas
	Béquer de 50e de 100 mL;
	2
	Proveta de 10, de 50 e de 100 mL;
	1
	Bastão de vidro;
	1
	Tubos de ensaio;
	6
	Espátula;
	1
	Vidro de relógio;
	1
	Pissete;
	1
	Suporte para tubos de ensaio;
	1
	Conta-gotas;
	1
	O funil de Büchner;
	1
	Kitassato;
	1
	Papel de filtro;
	1
	Trompa d’água;
	1
	Cápsula de porcelana grande (para banho de gelo);
	1
	Balança;
	1
	Centrífuga;
	1
	Frascos para guardar o produto obtido.
	1
3.2 REAGENTES
 
TABELA II: Reagentes utilizados no experimento.
	
REAGENTE
	
QUANTIDADE (gotas/mL) 
	NH4Cl; 
	uma ponta de espátula
	NH4OH concentrado;
	20 mL aproximadamente
	Ni(NO3)2 . 6H2O;
	3,3 gramas
	Éter;
	10 mL
	Álcool Etílico 92,8 % m/v;
	10 mL
	Solução de AgNO3 0,10 mol/L ; 
	3 gotas
	Solução de HNO3 3 mol/L; 
	Algumas gotas
3.3 METODOLOGIA 
3.3.1 Sintetizar o Complexo [Ni(NH3)6]Cl2
Inicialmente, foi preparada uma solução amoniacal de cloreto de amônio - NH4Cl da seguinte forma: 
Foi dissolvido um pouco de cloreto de amônio - NH4Cl em 2,5 mL de hidróxido de amônio - NH4OH dentro de um béquer, até que a solução fosse saturada;
Após, a solução foi transferida para uma proveta e seu volume foi completado para 5 mL com NH4OH concentrado;
A solução foi deixada em repouso até o momento de seu uso, tampada com um vidro de relógio;
A um béquer pequeno foi adicionado 3,3 g de dinitrato de níquel hexaidratado (II) Ni(NO3)2.6H2O, sal previamente pesado em balança analítica;
Em seguida, foi adicionada uma mínima quantidade de água destilada, gota a gota, até que o sal fosse totalmente dissolvido;
A este béquer adicionou-se gradualmente, 12,5 mL de solução concentrada de amônia NH4OH, nesse momento a solução ficou azul;
Esfriou-se a solução em água corrente e adicionou-se 5 mL de solução amoniacal de cloreto de amônio - NH4Cl, preparada no inicio do experimento;
 Deixou-se então a solução em repouso pro 15 minutos em banho de gelo;
Os cristais obtidos foram filtrado a vácuo e lavados usando uma porção de 5 mL de NH4OH concentrado, seguida de pequenas porções de álcool e finalmente de éter;
Depois de secos, os cristais obtidos foram pesados e anotados os resultados;
Calculou-se o rendimento prático da obtenção.
3.3.2 Caracterizar o Complexo cloreto de hexaaminníquel (II) - [Ni(NH3)6]Cl2
Preparou-se uma solução estoque (ou suspensão) aquosa do complexo, sintetizado anteriormente, aproximadamente 0,05 mol/L.
Caracterizou-se os componentes do produto, obtido acima, em tubos de ensaio através das reações a seguir. 
3.32.1 Caracterização do Ni2+(aq)
Foi aquecida cuidadosamente 10 gotas da solução estoque do composto, após esfriar verificou-se o pH com papel tornassol vermelho.
Adicionou-se gotas de solução 3 mol/L de ácido nítrico HNO3 à solução anterior até observar o desaparecimentodo precipitado rosa.
Adicionou-se solução de hidróxido de amônio NH4OH concentrada. Anotou-se o resultado.
3.32.2 Caracterização do Cl- (aq)
Colocou-se 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio.
Adicionou-se 3 gotas de solução de nitrato de prata AgNO3 0,10 mol/L. Observou-se e anotou-se o resultado. 
A solução acima foi centrifugada, desprezou-se o sobrenadante e adicionou-se ao resíduo 10 gotas de NH4OH concentrado. Observou-se e anotou-se o resultado.
A solução do item anterior foi acidulada com 18 gotas de HNO3 3 mol/L, verificando a acidez com papel tornassol azul. Observou-se e anotou-se o resultado.
3.32.3 Caracterização de NH3
Colocou-se 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e foi aquecida cuidadosamente em banho-maria. 
Aproximou-se à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho umedecido com água destilada. Observou-se e anotou-se o resultado.
Colocou-se um pouco do sólido em um tubo de ensaio e aqueceu-se diretamente na chama do bico de bunsen. 
A seguir aproximou-se à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho umedecido com água destilada. Observou-se e anotou-se o resultado.
Obs. guardou-se o composto obtido em frascos preparados para isto.
4 Resultados e Discussão
4.1 Obtenção do Complexo Cloreto de Hexaaminníquel (II) - [Ni(NH3)6]Cl2
Quando se adicionou 12,5 mL de hidróxido de amônio NH4OH concentrado à solução de dinitrato de níquel hexaidratado (II) - Ni(NO3)2.6H2O que obviamente contém níquel; houve uma mudança na coloração de verde para azul violeta. 
A alteração na cor se dá pelo aumento/diminuição do comprimento de onda que, por definição, é a distância entre dois máximos de uma onda medidos em alguma unidade de comprimento. Assim, a alteração da configuração e/ou conformação de uma molécula resulta na alteração do comprimento de onda e, consequentemente, na coloração do composto.
A reação química envolvida nesse processo é exotérmica visto que houve liberação de energia sob a forma de calor. 
O produto desta reação é o cloreto de hexaaminníquel (II) - [Ni(NH3)6]Cl2 como pode-se observar na reação a seguir.
Reação 1:
Ni(NO3)2.6H2O(s) + 6NH4OH(aq) → [Ni(NH3)6]Cl2(s) + 12H2O(l) + 2NO3- (aq)
O composto de níquel formado tem seis moléculas de amônia como ligante, por isso possui coordenação octaédrica como mostra a figura. 
Os grupos amônia do complexo provêm do hidróxido de amônio de acordo com o equilíbrio a seguir:
Reação 2:
NH4OH(aq) NH3(aq) + H2O(l)
Como a amônia é uma base de Lewis mais forte do que a água, ela tem a capacidade de retirar as moléculas de água do complexo e coordenar com o níquel que fica tendo como ligantes seis moléculas de amônia.
Após resfriamento adicionou-se 5 mL da solução amoniacal NH4Cl e deixou-se repousar por 15 minutos em banho de gelo. A solução amoniacal foi adicionada para que aja mais formação do complexo [Ni(NH3)6]Cl2, isso devido ao efeito do íon comum . 
O banho de gelo tem como objetivo aumentar a constante de equilíbrio da reação 1.
Na filtração adicionamos NH4OH concentrado para garantir que todos os ligantes do níquel sejam amônia e para arrastar alguma impureza inorgânica. 
A adição de álcool serviu para baixar a temperatura da solução, dificultando sua dissolução e, assim, evitando perdas. Já a adição de éter serviu para precipitar possíveis complexos que ainda estariam em solução e também para arrastar a água proveniente do NH4OH, conforme reação 2, e como o éter é um solvente bastante volátil facilitou a secagem dos cristais do complexo [Ni(NH3)6]Cl2 formado.
 Tabela de dados obtidos no experimento 
	
	Massas em gramas
	Número de mol de Ni(NH3)6]Cl2)
	Papel filtro
	0,2927
	
	[Ni(NH3)6]Cl2 + papel filtro
	2,1818
	
	[Ni(NH3)6]Cl2
	0,1889
	0,00815 mol
Portanto conseguimos sintetizar através do experimento 0,1889 gramas de cloreto de hexaaminoníquel (II) [Ni(NH3)6]Cl2
 Cálculo teórico do número de mols de dinitrato de níquel hexaidratado (II) Ni(NO3)2.6H2O adicionado. 
	
290,79 gramas --------- 1 mol de Ni(NO3)2.6H2O X = 0,01135 mol de Ni(NO3)2.6H2O
 3,3 gramas ---------- X 
Levando em consideração que os complexos de níquel são formados com apenas uma molécula do metal por complexo formado. Logo para uma reação com 100 % de rendimento teríamos que ter a mesma quantidade de mols de cloreto de hexaaminoníquel (II) [Ni(NH3)6]Cl2 formado.
 Cálculo do número de mols cloreto de hexaaminníquel (II) - [Ni(NH3)6]Cl2 obtidos no experimento
	
231,783 gramas --------- 1 mol de [Ni(NH3)6]Cl2 X = 0,00815 mol de Ni(NO3)2.6H2O
 1,8891 gramas ---------- X 
 Prova real 
	
1 mol de [Ni(NH3)6]Cl2------ 231,783 gramas X = 1,889 gramas 
 0,00815 mol --------- X 
Agora comparando o número de mols de Ni2+ adicionado na forma de Ni(NO3)2.6H2O com o número de mols de Ni2+ produzido na forma de [Ni(NH3)6]Cl2, calculou-se então o rendimento do experimento.
 Cálculo do rendimento da reação
	
0,01135 mol --------- 100% X = 71,81 % de rendimento
0,00815 mol --------- X 
NO entanto conforme consta no frasco, do complexo dinitrato de níquel hexaidratado (II) Ni(NO3)2.6H2O, sua pureza é de 97 %, portanto temos que:
 
 Correção do rendimento da reação
	
71,81 -------- 97 % X = 74,03 %
 X -------- 100 % 
Por fim obtivemos 1,8899 g do complexo cloreto de hexaaminoníquel [Ni(NH3)6]Cl2, que equivale a um rendimento (74,03 %) pode ter ocorrido perda durante a filtração, ou na baixa formação dos cristais na baixa temperatura. Porém este resultado ainda pode ser considerado um bom rendimento para este tipo de experimento.
	 
4.2 Caracterização do Complexo Cloreto de Hexaaminníquel (II) - [Ni(NH3)6]Cl2
4.2.1 Identificação do Ni2+(aq)
Esta parte do experimento não foi realizada por falta do reagente dimetilglioxima, porém segundo a literatura a reação ocorre como segue abaixo. 
Ao adicionar a solução alcoólica de dimetilglioxima ocorreu a seguinte reação.
Ni2+(aq) + 2C4H6(NOH)2(aq) + 2H2O Ni[C4H6(NOH)(NO)2](s) + 2H3O+(aq) 
Os cristais que se formados são do complexo acima mostrado. Ao adicionar HNO3 faz com que o equilíbrio se desloque para o lado dos reagentes fazendo com que o composto volta-se a sua forma original. Ao adicionar o NH4OH, o mesmo reage com o ácido do meio fazendo com que o equilíbrio se desloque para o lado dos produtos, fazendo assim com que os cristais do complexo se formem mais uma vez.
4.2.2 Identificação do Cl-(aq)
 Ao adicionar 3 gotas de AgNO3 0,10 mol/L, no tubo de ensaio com a solução estoque, forma-se um precipitado branco, isso devido a formação de AgCl sólido que se depositou no fundo do tubo de ensaio. A reação ocorrida é a seguinte: 
AgNO3(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) + NO3-(aq)
 
 Ao Centrifugar, no fundo do tubo de ensaio ficou com um precipitado branco acinzentado e em cima uma solução liquida levemente azul, onde se desprezou o sobrenadante. 
Durante a centrifugação ocorreu a seguinte reação:
Onde o precipitado branco é o AgNO3 e o liquido azul é o restante dos compostos.
AgCL(s) + NH4OH(aq) + NO3-(aq) AgNO3(aq) + NH4Cl(aq) + OH-(aq)
Observou-se que ao adicionar, na solução estoque 3 gotas de AgNO3 houve a formação de um precipitado branco, o AgCl, indicando a presença do aníon cloreto (Cl-). O AgCl possui baixa constante de dissociação o que o torna quase insolúvel em meio aquoso. 
Quando se adicionou ao resíduo 10 gotas de NH3 na forma de NH4OH concentrado ocorre a seguinte reação:
AgNO3(aq) + NH4Cl(aq) + HNO3(aq) +OH-(aq) AgCL(s) + NH4NO3(aq) + H2O(l) + NO3-(aq)
Ao acidular a solução do item anterior com 18 gotas de HNO3 3 mol/L a reação obtida é exotérmicaa solução esquentou um pouco e ficou com uma cor branca leitosa e pH ácido como mostrou o papel tornassol azul ficando vermelho.
4.2.3 Identificação do NH3
Depois de colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e aquecê-la cuidadosamente em banho-maria, aproximou-se então à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho, o mesmo mudou de coloração pra azul indicando pH básico de aproximadamente 10 
 
[Ni(NH3)6]Cl2(aq) + H2O(l) → NH3(g)
Observe que ao aquecer a solução de [Ni(NH3)6]Cl2 ocorre o desprendimento de amônia NH3 na forma de vapor, sendo o seu vapor básico por isso a cor do papel tornassol fica azul.
Similarmente ocorre mudança de coloração quando os cristais são aquecidos mostrando a evaporação das moléculas NH3(g).
Depois de colocar um pouco do complexo sólido obtido em um tubo de ensaio e aquecê-lo diretamente na chama do bico de bunsen, aproximou-se à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho que ficou azul indicando novamente liberação de substância básica, a amônia NH3(g). 
O complexo sólido presente no tubo de ensaio mudou sua coloração de Azul violeta para verde musgo.
 
[Ni(NH3)6]Cl2(s) → NH3(g) + NiCl2 . 6H2O
Ao ocorrer a saída da amônia NH3 da esfera de coordenação, por conta de sua evaporação, seu lugar será ocupado pelos dois cloretos Cl- , dando origem ao complexo cloreto de níquel hexaidratado NiCl2· 6H2O que possui cor verde, as moléculas de água provavelmente são provenientes da umidade do ar ou umidade do próprio [Ni(NH3)6]Cl2 utilizado.
 
5 CONCLUSÃO 
O presente experimento desenvolvido no laboratório do IFPR - Câmpus Paranavaí propiciou ao grupo não só o exercício da prática experimental, mas também amplo conhecimento teórico sobre os complexos de níquel que é um metal muito conhecido e utilizado na indústria da galvanoplastia.
O objetivo deste experimento foi o de sintetizar o complexo [Ni(NH3)6]Cl2, bem como caracteriza-lo. Os objetivos do experimento foram concluídos com êxito. As cores visualizadas ao longo da prática foram exatamente àquelas esperadas, de acordo com a literatura.
Os resultados foram satisfatórios, obteve-se um rendimento de 74,03 % na síntese do complexo do cloreto de hexaaminníquel (II) [Ni(NH3)6]Cl2. Obteve-se êxito na caracterização do Ni2+, pois o composto sintetizado reagiu com a dimetilglioxima. Obteve-se êxito na caracterização do Cl-, pois o composto sintetizado reagiu com nitrato de prata, produzindo um precipitado branco, o cloreto de prata. Obteve-se êxito na caracterização do NH3, pois o composto sintetizado liberou amônia ao ser aquecido, isso devido ao alto pH registrado pelo papel indicador.
Foi possível comprovar ainda que o complexo sintetizado apresenta baixa estabilidade térmica, pois, ao ser aquecido perde a amônia de sua estrutura e forma o cloreto de hexaáquoníquel (II) de cor verde. Os testes que buscavam verificar a presença de cloreto (Cl-) e amônia (NH3), no complexo, apresentaram resultados positivos.
Conclui-se que os resultados experimentais, quanto ao rendimento do complexo sintetizado, se aproximaram dos resultados teóricos esperados, possuindo uma pequena margem de erro causada, dentre outros fatores, pelo grau de pureza dos reagentes, precisão das vidrarias e medidas efetuadas e perda de material na filtragem e resíduos que ficam retidos no funil de Büchner.
6 REFERÊNCIAS bibliograficas
Ayala J. D.,Bellis V. M. , Química inorgânica experimental, disponível em http://zeus.qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/apostila_inorg_exp.pdf.
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 2a Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
EBBING, D. D. General Chemistry. 4a Ed. Massachusetts: Houghton Mifflin, 1993.
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. São Paulo: Edgard Blucher Ltda, 1999.
Lee, J. D.; Química Inorgânica não tão Concisa, 5ª ed., Edgard Blücher: São Paulo, 1999
Brown, Theodore L. Química: a Ciência Central. Trad. De Robson Matos; 9ª edição. São Paulo, Pearson Education do Brasil, 2007
VOGEL, Arthur I. ; Química Analítica Qualitativa, 5ª edição. Editora Mestre Jou. São Paulo, 1981.
ROCHA, E. C. Química analítica I, roteiro de práticas. UFSC, Florianópolis – SC, 2008.