SÍNTESE DE SAL DUPLO E COMPLEXO METÁLICO

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ERITON DOUGLAS
KARMEL PRADO
LARSON LUZ
SÍNTESE DE SAL DUPLO E COMPLEXO METÁLICO – INTRODUZINDO A QUÍMICA DE COORDENAÇÃO INVESTIGANDO ALGUMAS PROPRIEDADES DOS SAIS
DE COBRE, COBALTO E NÍQUEL E SUAS REATIVIDADES FRENTE À AMÔNIA
NAVIRAÍ - MS
ABRIL, 2018
ERITON DOUGLAS RGM:34708
 KARMEL PRADO 		RGM: 34719
 LARSON LUZ 			RGM: 34720
SÍNTESE DE SAL DUPLO E COMPLEXO METÁLICO – INTRODUZINDO A QUÍMICA DE COORDENAÇÃO INVESTIGANDO ALGUMAS PROPRIEDADES DOS SAIS DE COBRE, COBALTO E NÍQUEL E SUAS REATIVIDADES FRENTE À AMÔNIA
Relatório de atividade experimental exigido para fins de avaliação parcial da disciplina de Química Inorgânica III, do Curso de Licenciatura em Química, da Universidade Estadual de Mato Grosso do Sul – UEMS, Unidade Universitária de Naviraí.
Prof. Dr. Ademir dos Anjos
Naviraí - MS
Abril, 2018
SUMÁRIO
RESUMO
Palavras-chave:
INTRODUÇÃO
Cobre, Cobalto e Níquel são elementos que pertencem ao bloco “d” da tabela periódica, que é composto pelos metais de transição. [1]
	Este grupo é composto por complexos de cores muito marcantes e vivas, algo que por muito tempo foi um mistério sem explicação. Para Werner, isso só foi explicado entre 1930 e 1960, quando através dos orbitais foi descrita a estrutura eletrônica. Existem dois modelos principais que descrevem, sendo eles; “a Teoria do campo cristalino” e “a Teoria do campo ligante”, de modo que a segunda teoria explica com mais destreza a maior variedade das propriedades. [1] 
	Mas antes de comentar as teorias temos que entender o que são os complexos. Podemos entender Complexo ou Íon complexo, como um composto formado pela reação de um ligante químico a um determinado íon metálico central, onde este íon central é responsável por coordenar os ligantes que o circundam. O conceito é similar ao da formação de sólidos iônicos, com exceção ao fato de que nos complexos ocorre geralmente a formação de espécies pouco soluceis e também pouco dissociáveis. [3]
Nestes Complexos, os átomos dos metais possuem configuração eletrônica onde estão presentes poucos elétrons em sua Camada de valência e também há orbitais vazios. Um átomo metálico pode perder seus elétrons de valência e em seguida adquirir outros. Deste modo formam-se respectivamente, ligações iônicas e covalentes. A formação do complexo é explicada pela ligação covalente, ou seja, pelo compartilhamento de elétrons. [2] 
	Teoria do campo cristalino: Tem como base o desdobramento dos orbitais d nos grupos onde existem energias diferentes. Tal desdobramento é usado como justificativa para explicar a estabilidade, as propriedades magnéticas e o espectro óptico dos completos. Considera pares isolados de elétrons ligantes como pontos de cargas negativas com capacidade de repelir elétrons dos orbitais d do íon metálico central. [1]
	Ryutaro Tsuchia propôs a “série espectroquímica”, onde ligantes poderiam organizar-se em uma ordem crescente de energia de transição, quando presentes em um complexo. [1]
I-< Br- < S2 < SCN- | < Cl- < NO-2 < N3 < F- < OH- < C2O2-4 < H2O < NCS- < CH3CN < py < NH3 < em < bipy < phen < NO-2 < PPh3 < CN- < CO. (Os átomos doadores estão sublinhados). [1]
	Dentro da teoria temos os “ligantes de corpo forte”, que são aqueles que possuem uma transição de energia alta, enquanto os “ligantes de campo fraco” original uma energia de transição fraca. [1]
	Teoria do campo ligante: Utilizando valores de ΔO, a teoria do campo cristalino interpreta dados magnéticos, termoquímicos e eletromagnéticos de maneira simples, tão simples que considera ligantes como cargas pontuais ou dipolos, desconsiderando a sobreposição dos orbitais ligantes do metal. A teoria do campo ligante utiliza da teoria dos orbitais moleculares, porém centra-se mais nos orbitais d dp átomo central. Deste modo a teoria fornece uma ideia mais substancial pra origem do ΔO. [1]
O Cobre
Como já dito anteriormente, o cobre é classificado como um metal de transição, sendo um elemento pertencente ao grupo 11 da Tabela Periódica dos Elementos Químicos. Dentre suas características mais destacáveis: Possui coloração avermelhada, sendo encontrado em estado sólido á temperatura ambiente, além disso ele é maleável, é um ótimo condutor de correntes elétricas e também de energia em forma de calor. Além disso, este elemento possui uma baixa reatividade, isso é na verdade resultado da pouca blindagem da carga de seu núcleo pelos elétrons d. [1]
Assim como os metais demais elementos do grupo 11, o cobre é facilmente obtido de alguns minérios, quando encontrado nestes minérios tem coloração verde, os minérios mais comuns para extração do cobre são: calcopirita (CuFeS2), calcocita (Cu2S), carbonato básico de cobre CuCO3 . Cu(OH)2, óxido cuproso Cu2O. [2]
Sua importância não se restringe a indústria, Ele também é importante para os organismos, compondo as enzimas. [2]
O Cobalto
Foi descoberto em 1774 por George Brandt, seu nome vem do alemão "kobald" que significa “espírito maligno” é um elemento encontrado em um minério, a cobaltita. É utilizado principalmente em ligas como Alnico além de ser usado também como agente de pigmentação. [1]
	Este elemento possui valência em d7 s2, possuindo então uma considerável variedade de números de oxidação possíveis, podendo então formar diversos complexos de coordenação. Sendo que no estado +II existe uma menor variedade de formação de complexos quando se comparado ao estado +II de oxidação. Vale ressaltar que as características dos sais formados com este elemento dependem do elemento que se liga ao mesmo, visto que sais deste não possuem características próprias. [1]
Cobalto com Nóx +I
É encontrado principalmente em Complexos com ligantes receptores π. Complexos com tal número de Oxidação apresentam geometria bipirâmide trigonal ou tetraédrica. [4]
 
 Complexo de [Co+I H(N2)(PPh3)3]
Nóx +II 
Neste estado de oxidação, o Cobalto forma estruturas octaédricas e tetraédricas, As estruturas tetraédricas emitem coloração azul, já quando se hidrata o seu sal com 6 moléculas de água, forma uma estrutura que emite a cor rosa e passa a possuir uma geometria octaédrica. [1]
Nóx +III
É o estado mais encontrado nos complexos, porém, na forma de compostos simples é raramente encontrado. Todos complexos de cobalto em tal estado de oxidação possuem arranjo octaédrico e assim como fora dito anteriormente, suas propriedades químicas e físicas dependem dos ligantes associados ao mesmo. [1]
Complexo [Co(CN)6]3-.
O Níquel
Sendo um dos elementos mais abundantes da crosta terrestre, o níquel é um metal prateado, maleável e dúctil, encontrado principalmente na forma de sulfetos. Sua obtenção através de seus minérios é geralmente dificultada por conta da presença de outros metais nestes minérios. [4]
“O íon Ni2+ tem configuração d8 e forma muitos complexos, que podem ter geometria octaédrica, quadrado planar e alguns complexos podem assumir geometria tetraédrica. Os complexos octaédricos são geralmente azuis e paramagnéticos, complexos quadrado-planares são em sua maioria marrons, vermelhos ou amarelos. Complexos tetraédricos são geralmente formados com ligantes como fosfina, arsina e fosfinóxido e têm coloração azul intensa que permite distingui-los dos complexos quadrado-planares de níquel” (LEE, 1980)
A Amônia
Amônia (NH3) é um gás incolor produzido em grande escala, usado principalmente a indústria de fertilizantes pois serve como fonte primordial na produção de nitrogênio. [6]
O ponto de ebulição da amônia é -33°C. Na forma líquida, suas reações se assemelham com as de autoprotólise e neutralização ácido-basea, sendo ela um solvente não aquoso muito útil para solutos como álcoois, aminas, sais de amônio, amidas e cianetos. [4]
Said Duplos
Para entender o que são sais duplos primeiramente deve-se entender a definição mais simples de sais: Sais são complexos iônicos formados pela reação de um ácido e uma base. Na reação ácido-base, o íon Cátion H+ e o Íonânion OH- reagem entre si formando água e os Íons Ânions do ácido reagem com os cátions da base, para formar o sal. [5] 
 	Sais duplos ou mistos são aqueles que possuem dois cátions ou dois ânions diferentes. [6]
A nomenclatura destes sais segue a seguinte regra: quando existe um ânion e vários cátions, deve-se ler primeiramente o nome do ânion e depois o nome dos cátions, seguindo a ordem alfabética. Já quando existem vários ânions e apenas um cátion, deve-se ler primeiro os nomes dos ânions, seguindo a ordem alfabética, e por fim o nome do cátion. [1]
OBJETIVO
O objetivo desta prática será a obtenção e caracterização de um sal duplo, o alúmen de potássio - KAl(SO4)2.12H2O, e de um complexo metálico, o íon tetraminoníquel (II) – NiII(NH3)42+, visando distinguir as duas classes de compostos metálicos e introduzir dessa forma a química de coordenação.
MATERIAIS E REAGENTES 
Materiais
Balança analítica, espátulas, béqueres de 250 mL, béqueres de 50 mL, provetas de 25 mL e 50 mL, bastões de vidro, filtros de papel, funis de vidro, suportes universais, argolas, palitos de fósforo, béqueres de 100 mL, placas de Petry, estufa, proveta de 25 mL, pipetas de Pasteur de 5,0 mL, pisseta e banho de gelo, tubos de ensaio, pipetas de Pasteur de 5,0 cm³, erlenmeyers, parafilme, papel indicador.
Reagentes
Alumínio em pó, solução de 3,0 mol/L de hidróxido de potássio, solução 9,0 mol/L de ácido sulfúrico, solução aquosa concentrada de hidróxido de amônio, Nitrato de níquel, acetona, álcool etílico, sal de cobre (nitrato), sal de cobalto (nitrato), sal de níquel (nitrato), solução de hidróxido de amônio concentrado, solução de peróxido de hidrogênio 20% e água destilada. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Síntese do KAl(SO4)2.12H2O.
Pesou-se 1,5 g de alumínio e transferiu-o para um béquer de 250 mL. Acrescentou-se pelas paredes do béquer, lentamente em etapas, 25 mL de uma solução de 3,0 mol/L de hidróxido de potássio.
Aqueceu-se lentamente a solução por aproximadamente 15 minutos (agite com o auxílio do bastão de vidro) ou até que todo o alumínio se dissolvesse, parando apenas quando a solução se completou ao cessar da evolução do gás hidrogênio.
Filtrou-se a solução, coletando o filtrado num béquer de 100 mL e colocou-se o béquer contendo o filtrado em um banho de gelo e após alguns minutos, então adicionou-se cuidadosamente, 25 mL da solução de ácido sulfúrico 9,0 mol/L. em seguida, adicionou-se, gota a gota, a solução de H2SO4 até o desaparecimento total do precipitado e aqueceu-se a solução.
Filtrou-se e colocou-se o filtrado em banho de gelo até a formação dos cristais de alúmen.
Pesou-se um papel filtro e utilizou-o para filtrar os cristais. Ainda no funil, lavou-se os cristais, primeiramente com água gelada e depois com acetona ou etanol gelado. 
Retirou-se o papel filtro, colocou-o em uma placa de Petry e deixou-o secar em estufa por um minuto.
Retirou-o da estufa, deixou resfriar, pesou o papel filtro e armazenou o sal formado.
Síntese do íon complexo [CuII(NH3)4]2+
Pesou-se 1,5 g do sal de cobre em um béquer de mL, dissolvendo-o com mL de água destilada. 
Adicionou-se à solução obtida 5,0 mL de uma solução aquosa concentrado de amônia. Em seguida, agitou-a com o bastão de vidro por alguns minutos.
Adicionou-se lentamente a solução de 2,0 mL de etanol e então colocou-se em banho de gelo até precipitação.
Pesou-se o papel filtro e utilize-o para filtrar o sólido obtido e, ainda no funil, lavou-se o sólido com acetona ou etanol gelado. Retirou-se o papel filtro, colocou-o em uma placa de Petry e deixou-o secar em estufa por alguns segundos.
Retirou-o da estufa, deixou resfriar, pesou o papel filtro e armazenou o sal formado.
 
Prática dos sais.
Dissolveu-se três porções de 0,25g do sal de cobre (diretamente nos tubos de ensaio). Faz-se o mesmo para os sais de cobalto e níquel então dissolveu-se as porções de todos os sais em 20 ou 25 mL de água destilada e fez-se a leitura do pH em uma das soluções de cada sal.
Separou-se e usou uma das soluções de cobre, uma das soluções de cobalto e uma das soluções de níquel, para comparar suas colorações com as produzidas pelos complexos formados após a adição de amônia. 
Em seguida, acrescentou-se uma das soluções de cobre, uma das soluções de cobalto e uma das soluções de níquel, 0,5 mL da solução de hidróxido de amônio concentrada, agitou-se até a mudança de coloração pudesse ser observada. Tampou-se as soluções com parafilme e as deixou descansando.
Nos outros frascos repetiu-se os procedimentos anteriores, aumentando o volume da solução de hidróxido de amônio concentrada para 2,0 mL. 
Comparou-se as colorações das soluções dos compostos formados com as colorações das soluções partida, assim como outras observações que forem pertinentes (precipitação, etc.).
Pesou-se mais 0,25g de sal de cobalto em um tubo e dissolva com água destilada. Adicionou-se 0,5 mL da solução de hidróxido de amônio concentrada e, em seguida, 1,0 mL da solução de peróxido de hidrogênio 20%. Observe. 
Comparou-se o resultado com o obtido no item “e” da solução de cobalto.
Imagem 1 – Sais Usados
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Síntese do KAl(SO4)2.12H2O.
Pesado 1,5 g de alumínio em pó, transferimos para um béquer de 250 mL, onde o dissolveu em 25 mL de hidróxido de potássio (KOH), obtendo como produto o gás hidrogênio (H2), e uma solução acinzentada composta por hidróxido de alumínio e potássio.
Al(s) + KOH(aq) + H2O(l) → KAl(OH)4(aq) + H2(g)
A fim de acelerar a reação usou-se o aquecimento como catalizador para que dissolvesse todo o metal alumínio. Dessa forma, ele borbulhou bastante, apresentando sinais de liberação do gás hidrogênio.
Mesmo com o aquecimento, nem todo alumínio reagiu, dessa forma foi necessário filtrar a solução para retirar o excesso do metal. No papel filtro ficou o pó cinza do alumínio e sem a presença do alumínio a solução ficou translucida.
O metal em excesso foi descartado e na solução sobrenadante foi adicionado ácido sulfúrico que foi levado ao banho de gelo, para resfriamento e solidificação. A reação gerou o hidróxido de alumínio que é um cristal branco, o Al(OH)3.
2 KAl(OH)3(s) + H2SO4(aq) → 2 Al(OH)3(s) + H2SO4(aq) + H2O(l)
Adicionou-se mais ácido sulfúrico formando o sulfato de alumínio mais a água.
2Al(OH)3(s) + H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 6H2O(l)
Para continuar com a reação do ácido sulfúrico com o hidróxido de sódio, aqueceu-se a solução até que o cristal se dissolvesse totalmente, então a solução foi levada ao banho novamente até que cristalizasse formando o alúmen de potássio.
Síntese do complexo [CuII(NH3)4]2+
Pesado 1,5 g de [CuII(NH3)4]2+ transferimos para um béquer de 100 mL, dissolvemos com 5,0 mL de água destilada.
Foi adicionado mais 1,0 mL de água destilada, pois o sal não tinha dissolvido completamente.
Sua coloração ficou azul celeste.
Adicionamos 5,0 mL de hidróxido de amônio e agitamos ficando azul-escuro.
Novamente, adicionamos 2,0 mL de etanol e foi colocado para resfriar.
Peso do papel filtro foi 1,950 g.
Calcule o rendimento da reação.
Prática dos sais.
Em tubos de ensaio, dissolveu-se com 20mL de água 3 amostras de cada sal, sendo eles: cobre, cobalto e níquel. A solução de Cobre, inicialmente azul, manteve sua tonalidade quando diluída em água. A solução de Cobalto também manteve sua coloração inicial, sendo ela o vermelho. Por fim, a solução aquosa de sal de níquel também manteve a coloração inicial, o verde. 
Para que fossem observadas as influências das concentrações nas reações, as amostras foram divididas em três tubos diferentes. 
Verificou-se o pH dos sais com o papel indicador universal, obtendo os seguintes resultados:
O Cu(NO3)2 seu pH estava em 5.
O Co(NO3)2 seu pH estava em 6.
O Ni(NO3)2 seu pH estava em 6.
Adicionou-se nos tubos de ensaio contendo os sais de Cu, Co e Ni, 0,5 mL da solução de hidróxido de amônio, o que por sua vez, alcalinizou as soluções.A solução contendo Cu ficou azul-escuro.
A solução contendo Ni ficou verde-água.
A solução contendo Co ficou verde-escuro. 
Nos últimos três tubos de ensaio contendo as soluções com sais de Cu, Co e Ni, foi-se adicionado 2,0 mL de hidróxido de amônio. Comparando as três dissoluções, notou-se que: I- O sal de Cobre dissolveu-se totalmente na presença do hidróxido de amônio. II- O sal de Níquel formou um precipitado azul-claro, que tendia ao verde, que por ter maior densidade que o sobrenadante, sedimentou-se. III- O Sal de Cobalto também obteve a formação de precipitado, porém este possuía um tom verde-escuro.
Essa intensificação da coloração, deve-se ao fato de que, pouca quantidade de amônia, não são capazes de retirar todas as moléculas de agua, ligadas ao complexo metálico. Porém, com a adição de mais amônia (muita quantidade), a amônia consegue retirar a água ligada ao metal do complexo, deste modo a coloração ficou mais intensa.
Reação entre o nitrato de cobre(II) + água + amônia, formando nitrato de amônia e hidróxido de cobre (II): 
10NH3(aq) + 4H2O(l) + Cu(NO3)2(aq) → 2NH4NO3(aq) +Cu(OH)2(aq)
Reação entre o nitrato de cobalto(II) + água + amônia, formando nitrato de amônia e hidróxido de cobalto (II):
Co(NO3)2(aq) + 2H2O(l) + 2NH3(aq) → 2NH4NO3(aq) + Co(OH)2(s)
Reação entre o nitrato de níquel(II) + água + amônia, formando nitrato de hexaaminocobre (II) e água
Ni(NO3)2(aq) + 6H2O(l) + 6NH3(aq) → [Ni(NH3)6]Cl2(aq) + 6H2O(l)
Dissolveu-se 0,25g de sal de cobalto em água destilada, a solução resultante apresentou coloração avermelhada, assim como na dissolução anterior. Em seguida foi adicionado hidróxido de amônio, deixando a solução com um tom de verde água e peróxido de hidrogênio a 20%. 
Ni: dissolveu quase que totalmente, porem seu precipitado ficou espalhado pelo sobrenadante.
A solução ficou verde assim que adicionou-se o peróxido e sua coloração ficou verde-escuro.
Pesou-se a placa de petri com 52,588g.
CONCLUSÃO
O orbital faz o composto. Essa é a principal conclusão desse trabalho.
Um elétron, um spin, um orbital, os detalhes mais sórdidos fazem toda a diferença na hora de prever e de obter um material. Conhecendo cada átomo, cada íon e suas características você adquire o sucesso ou o fracasso de uma síntese.
Enquanto alguns átomos metálicos possuem a tendência de perder seus elétrons (III-B à V-B) outros possuem a tendência oposta, para se estabilizar precisam receber elétrons (VI-B à VIII-B). Essa característica advinda dos orbitais e elétrons contidos neles são o que ditarão como uma reação ocorrerá: se o átomo atuará como uma base ou um ácido, quem ligará com quem, o que irá formar, etc... Esta é uma das principais razões para buscar compreender a teoria dos orbitais moleculares, valência, entre outras teorias relacionadas as camadas de um elétron.
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. PRINCÍPIOS DA QUÍMICA. 5° edição. Porto Alegre: Bookman, 2012.
SHRIVER, Duward & ATKINS, Peter. Química Inorgânica. Porto Alegre – RS, 3ª ed. Artmed Editora S.A, 1999.
HUHEEY,J. E. Inorganic Chemistry – Principes of structure and reactivity. 3ª ed. São Paulo: Ed. Harper & Row do Brasil, 1983.
FARIAS, R. F. Práticas de Química Inorgânica. 1ª edição. São Paulo: Átomos, 2004. 
L. 	o. Encontrado em: < > Acesso em: 10 de Abril de 2018.
 
QUESTIONÁRIO
	
Equacione as reações ocorridas.
Síntese do KAl(SO4)2.H2O
Al(s) + KOH(aq) + 3 H2O(l)→ KAl(OH)4 (aq) + 3/2 H2(g)
2 KAl(OH)4(aq) + H2SO4(aq) →2 Al(OH)3(s) + K2SO4(aq) + 2 H2O(l)
2 Al(OH)3(s) + 3 H2SO4(aq)→ Al2(SO4)3(aq) + 6 H2O(l)
K2SO4(aq) + Al2(SO4)3 →2KAl(SO4)2(s)
Síntese do complexo [CuII(NH3)4]2+
Calcule o rendimento da reação.
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Qual o gás liberado na reação do KOH com o alumínio? Como foi feita essa caracterização mesmo?
O gás liberado foi o gás hidrogênio (H2). A caracterização foi feita colocando um fósforo aceso na boca do béquer queimando o gás hidrogênio.
Diferencie os sais duplos de complexos metálicos.
Um sal duplo é composto por um cátion e dois ânions ou um ânion e dois cátions. Quando no estado sólido ele mantem sua identidade molecular, porém quando em solução se dissocia em íons.
Um complexo metálico é composto por um átomo metálico na forma iônica ligado a um íon ou molécula. Ao contrário do sal duplo, o complexo mantem sua identidade mesmo em solução, em outra, não se dissocia nem se ioniza em quando em solução.
Faça as configurações eletrônicas para os metais no estado livre e para os respectivos íons metálicos.
Al: [Ne] 3s2 3p1
AlIII ou Al3+: [Ne] 3s0
Cu: [Ar] 4d10 3s1
CuII ou Cu2+: [Ar] 4d10 3s0
No caso dos complexos, indique qual o número de coordenação e a geometria ao redor dos íons metálicos?
Número de coordenação é 6 e a geometria é octaédrica.
Quais os estados de oxidação dos íons de cobre, cobalto e níquel presentes? Faça as configurações eletrônicas para os metais no estado livre e para os respectivos íons metálicos.
Cu: [Ar]4d10 3s1		 Cu2+: [Ar] 4d9
Ni: [Ar]4d8 3s2		Ni2+: [Ar]4d8
Co: [Ar] 4d7 3s2 		 Co2+: [Ar] 4d7
Pela leitura dos pHs, mostre a partir de qual reação ácido-base os sais podem ter sido formados.
O Cu(NO3)2 seu pH estava em 5.
O Co(NO3)2 seu pH estava em 6.
O Ni(NO3)2 seu pH estava em 6.
Pesquisar as principais propriedades e usos dos sais utilizados.
Cobre (Cu)
É um metal de transição macio, maleável e dúctil, localizado no grupo I-B da tabela periódica, de número atômico igual a 29 prótons, número de oxidação entre (-I) e (+IV), massa atômica 63,55 g.mol-1, ponto de fusão de 1038° C, ponto de ebulição 2927º C. É utilizado em ligas metálicas, decoração, bijuterias, fiação elétrica, utensílios entre várias outras coisas.
Cobalto (Co)
O cobalto é um átomo que está abrigado na família XIII-B, sendo um metal de transição prateado, de número atômico 27, estado de oxidação entre (-I) e (+IV), massa atômica 59 g.mol-1. O cobalto está presente principalmente em nossa alimentação (fazendo parte da composição da vitamina B12, essencial para o corpo), mas também é comumente aplicado na construção civil na produção de tintas e cerâmicas e também na medicina em tratamentos. 
Níquel 
Também é um metal de transição branco prateado e dúctil localizado no grupo XIII-B da tabela periódica, de número atômico igual a 28, número de oxidação entre (-I) e (+IV), massa atômica 58,71 g.mol-1, ponto de fusão de 1453º C, ponto de ebulição de 2910º C. Por ter grande resistência a corrosão é comumente empregado em ligas metálicas, na indústria, produção de material bélico, confecção de moedas, na área de transporte aéreo e terrestre, na construção civil, etc.
Quais as conclusões podem ser tiradas com relação às afinidades dos íons metálicos pelos ligantes H2O e NO3?
Os íons metálicos tem maior afinidade em fazer ligações com a amônia do que com a água. Pois ao acrescentar a água aos respectivos sais, formam-se compostos aquo, porem, ao acrescentar a amônia a esse composto, a molécula da água é substituída pela molécula da amônia formando compostos amino.
Dê a estrutura molecular e o nome dos complexos formados com H2O e NO3. Os íons metálicos se ligam a quais átomos nesses ligantes?
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Explique as reações com peróxido de hidrogênio. 
Quando adicionou-se o nitrato de amônia, a solução de peróxido de hidrogênio, por ter propriedades oxidantes, reagiu com o hidróxido de cobalto (II), oxidando-o e formando o hidróxido de cobalto (III) ou Co(OH)3.
Diferencie os íons metálicos utilizados e os ligantes aquo (H2O) e amino (NH3) quanto ao caráter ácido-básico (Lewis e Pearson).
Cobre tem caráter ácido fraco/macio de Lewis/Pearson.
Níquel tem caráter ácido fraco/macio de Lewis/Pearson.
Cobalto tem caráter ácido fraco/macio de Lewis/Pearson. 
Todos tendem a receber elétrons e possuem nox (+II), sendo assim tanto o ligante aquo (H2O), quanto o ligante amino (NH3) tem caráter de base fraca/macia de Lewis/Pearson, uma vezque a regra de interação de Lewis/Pearson diz que o ácido fraco se liga com base fraca, e ácido forte se liga com base forte.