Introdução aos ions complexos

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia 
Disciplina: Química inorgânica A.
Introdução aos íons complexos.
Nos séculos XVIII E XIX foram preparados vários compostos contendo átomos metálicos, cuja estrutura e ligação não puderam ser descritas satisfatoriamente pelas teorias então correntes. Devido a sua complexidade frente aos outros sais inorgânicos deu-se o nome de íons complexos. A primeira teoria proposta para explicar como se dava as ligações desses complexos foi proposta por Alfred Werner em 1898, antes mesmo da descoberta do eletro por J.J.Thompson em 1896.
“A teoria de Werner foi capaz de explicar a natureza das ligações nos complexos, e concluiu que nesses compostos o metal apresenta dois tipos de Valencia.” (jdlee ,anoa).A Valência primaria : carga do íon complexo e a Valencia secundária : numero de átomos coordenados ao átomo central (numero de coordenação). 
Pode-se definir um complexo como um coposto formado por um átomo metálico central receptor de eletros (acido de Lewis) evolvido por átomos e/ou moléculas doadores de eletros (base de Lewis) em igual número ou superior ao estado de oxidação mais alto do metal. A ligação estabelecida entre ácido e base de Lewis é do tipo coordenada, por esse motivo os complexos também são conhecidos como compostos de coordenação.
 “Compostos de adição são formados quando quantidades estequiométricas de dois ou mais compostos estáveis são colocados em cotato.” (LEE, 1999). Esses compostos pertencem a dois grupos: os que perdem suas identidades quando dissolvidos em solução e formam íons simples e sãos chamados de sais duplos. E os que não perdem suas identidades são chamados de complexos.
A Representação de um íon complexo é o íon metálico central e os ligantes escritos entre colchetes. Um exemplo é o íon tetraamino cobre II, cuja reação de síntese é mostrada abaixo.
Resultado e Discussão
 Ao adicionar o Tetrafenilborato de Sódio ao tubo de ensaio contendo a solução de sulfato duplo de alumínio e potássio houve a dissociação do mesmo em seu íon complexo (2[B(C6H4)4]-) e seu contra-íon (4Na+),onde seu contra-íon reagiu com o íon sulfato formando o Sulfato de Sódio, precipitado branco observado durante a reação. Como a capacidade de um composto de coordenação se dissociar em íons complexos depende da estabilidade do mesmo pode-se inferir que o Tetrafenilborato de Sódio é um composto de coordenação de baixa estabilidade. A equação da reação é mostrada a seguir:
 2SO2-4 + 4Na+ + 4[B(C6H5)4]- → 2 Na2SO4 + 2[B(C6H4)4]- 
	Posteriormente, ao adicionar Cloreto de Bário no segundo tubo contendo a solução de sulfato duplo de alumínio e Potássio, ocorreu a dissociação completa do mesmo em 2Ba+ e 4Cl- e o íon Bário reagiu com o Sulfato formando o sal insolúvel, precipitado branco observado na reação. Tendo visto que o cloreto de Bário dissociou-se completamente e perdeu suas propriedades o mesmo pode ser classificado como um sal duplo, isto pode ser observado na reação abaixo:
2SO2-4 + 2Ba+ + 4Cl-(s) → 2BaSO4(s) + 4Cl-
	Em seguida, adicionou-se Tiocianato de Potássio na solução de cloreto Férrico onde o mesmo se dissociou em íons tiocianato e íons potássio assim os íons Tiocianato reagiram complexando os íons de Ferro presente na solução formando assim um complexo marrom escuro, o Tiocianato Ferroso. Para que haja a formação de complexo é necessário um metal (espécie central) que funciona como um ácido de Lewis recebendo elétrons e ligantes que atuam como base de Lewis que doam eletros. A reação ocorrida é explanada abaixo:
Fe3+ + 6SCN- → [Fe(SCN)6]3-
	Dando continuidade, quando se adicionou o tiocianato de potássio em solução de hexacianoferrato(III) de Potássio não foi observada nenhuma mudança significativa, isto se explica no fato de que, segundo a serie espectroquimica, o ligante CN- é um ligante de campo mais forte que o ligante SCN-, desta forma este último não consegue deslocar o CN-, sendo assim não houve reação.
Íons de sais complexos 	
Ao adicionar gota a gota solução saturada de Iodeto em uma solução saturada de prata ocorreu a formação de um precipitado amarelo, com o excesso de iodeto ocorre a dissolução do precipitado por que o mesmo tornou-se um complexo, pois em solução íons metálicos “livres” são coordenados pela água ou por outros ligantes e já que o iodeto é um ligante mais fraco na série espectroquimica foi necessário um excesso do mesmo para que houvesse a complexação da prata. Como mostra as equações abaixo:
Ag+ + I- → AgI
AgI + I- → AgI2-
	
	Na adição de Hidróxido de Sódio na solução de Zinco, nota-se inicialmente a formação de precipitado, com o excesso de Hidróxido de Sódio ocorre a formação de um íon de sal complexo solúvel ao meio, o [Zn(OH)4]2-(aq).Isso pode ser observado na equação que segue abaixo :
Zn(OH)2(s) + 2NaOH → [Zn(OH)4]2-(aq) + 2Na+
	Para a obtenção dos precipitados de cloreto de prata e hidróxido de cobre, usamos as seguintes reações: 
 HCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + HNO3(aq)
CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) → Cu(OH)2(s) + 2NaSO4(aq)
	Aos sólidos adicionou-se Hidróxido de amônio em excesso e observou-se a dissolução dos precipitados, devido ao NH4 do hidróxido de amônio se coordenar ao metais formando complexos estáveis.
Propriedades dos íons complexos 
	Ao adicionarmos agua no produto da solução saturada de prata com excesso de iodeto (AgI2-) observamos a formação do precipitado AgI houve assim a retirada do excesso de iodeto isto ocorreu por que de acordo com a série espectroquimica o íon I- é um ligante de campo mais fraco que o H2O, sendo ele deslocado pelas moléculas de agua. 
[AgI2]- (aq) + H2O ↔ AgI(s) + I-
	Em seguida, em um tubo de ensaio contendo Ag+ adicionou-se solução de ácido nítrico 1:1 (v/v) até obtermos uma solução ácida cujo o ph foi 2, e houve formação de precipitado devido a presença de H + na solução que retirou a amônia do complexo deixando o metálico livre que facilmente reagiu com os íons cloretos livres formando assim um sal insolúvel.
[Ag(NH3)]2+(aq) + Cl- + 2H +→ AgCl(s) + 2NH4
	Ao adicionarmos hidróxido na solução ocorreu mudança na coloração isso pode ser explicado devido o excesso de hidróxido na solução que consegui descolar a amônia mesmo sendo esta um ligante de campo mais forte. Isso pode ser observado na reação que segue:
[Cu(NH3)4]2+ + 6OH- + 2NaOH → [Cu(NH3)2(OH)2]2+ + 6OH-(aq) + 2 Na+(aq) + 2NH3
	Ao adicionar a solução de solução de sulfeto de amônio Ocorreu a formação de do sulfeto de cobre, sólido insolúvel de cor preta. Devido a isto a solução ficou de azul pra preta 
 [Cu(NH3)4]2+ + 2NH4S(s) → CuS(s) + 4NH3 + 2NH4+
Conclusão
	A partir desse experimento foi possível observar na pratica como a formação de um complexo esta embasada na teoria de acido e base de Lewis e verificar o quando a força do campo cristalino do ligante influencia tanto na formação quanto nas propriedades dos complexos.
Referências
J.D.Lee, química inorgânica não tão concisa, editora Blucher, são Paulo 1999