Relatório - Reações e estabilidade dos compostos de coordenação (1)

Prévia do material em texto

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SÃO PAULO
CAMPUS SÃO PAULO
Reações e estabilidade dos compostos de coordenação
Relatório referente à atividade experimental no dia 28/09/2016 na disciplina de Inorgânica II, do curso de Licenciatura em Química. 
Acadêmicos:	Anne Novaes
Carine Breve
Cintia Carvalho
Rebeca Machado
			
13
SÃO PAULO, 13 de Outubro de 2016
Considerações iniciais 
Nesta aula experimental tem-se o objetivo de estudar os compostos de coordenação e sua estabilidade, assim como as suas características visuais e reativas ao longo dos experimentos. Partindo disso podemos aprender que existem compostos que apresentam limitação com certos reagentes, como também existem outros compostos que reagem facilmente originando complexos estáveis. 
Para o melhor andamento, execução e entendimento dos mecanismos do experimento, é necessário ter o conhecimento sobre nomenclatura de compostos, oxirredução, conceitos dos diferentes números de oxidação para um determinado metal, termo dinamismo, conceitos de estabilidade, fórmulas estruturais dos ânions possivelmente ligados aos metais, entre outros, assim como regras básicas de trabalho e segurança no laboratório químico.
Os materiais empregados nos experimentos em geral foram cloretos de ferro II e III, tiocianato de amônio, cloreto de amônio, fluoreto de sódio, oxalato de sódio, cloreto de cobalto, ácido clorídrico, água destilada, cloreto de cromo e álcool amílico. 
Os métodos utilizados foram o de mistura de substâncias para observar possíveis reações, aquecimento de soluções, aquecimento em banho maria e resfriamento em banho de gelo.
As observações do experimento estão indicadas no decorrer da dissertação do trabalho. No entanto, pode-se concluir que o método de estudo proposto à pesquisa de estabilidade de compostos é eficaz, e podemos, ao final do experimento, indicar e responder o porquê de diferentes complexos possuírem estabilidades bem diferentes ou semelhantes, assim como realizar ligações concretas com aquilo estudado na química inorgânica prática. 
I – Complexos de ferro(III) e de ferro(II)
Foi realizado para este experimento uma marcha analítica a ser seguida conforme a figura 1.
Figura 1 - Marcha analítica - Experimento I
A cor da solução aquosa de cloreto de ferro(III) é amarela clara. A formação desse composto se dá a partir da equação 1.
Equação 1
A cor da solução aquosa de cloreto de ferro(II) possui coloração verde clara. Geralmente são comuns em complexos por associação e complexos quelados intensamente coloridos. Na equação 2 é possível verificar a formação desse composto.
 
Equação 2
Os íons ferro(II) são facilmente oxidados a ferro(III), sendo, portanto fortes agentes redutores. Quanto menos ácida a solução maior a ocorrência da oxidação. Compostos contendo ferro II são armazenados em frascos escuros, pois devido a luz recebida e refratada pelo frasco, assim como sensíveis aumento de temperatura podem provocar a reação de oxidação do ferro II a ferro III, este acontecimento é evidenciado pela mudança de cor da solução de verde clara para amarela. Para que esse efeito seja minimizado é colocado um prego de ferro na solução mantendo a maior concentração de cátions ferro II na solução por oxidação do ferro zero. 
Os sais de ferro(III) são derivados do óxido de ferro(III) sendo mais estáveis que o ferro(II), no entanto na presença de Cl- (cloretos) a coloração da solução torna-se mais forte. 
Usando o diagrama de Latimer, conforme a equação 3, podemos explicar.
 -0,04
 E° = -0,77
 E° = +0,44
Equação 3
Para testar as interações do ferro(III) na formação do complexo, preparou-se uma solução partindo de 30 mL de água destilada, 2 gotas de solução de cloreto de ferro(III) 0,5 mol.L-1 (cor amarela claro) e 4 gotas de solução de tiocianato de amônio 0,2 mol.L-1 (incolor). A solução resultante apresentou coloração vermelho intenso.
Dividindo em cinco tubos de ensaio com volumes iguais iniciou-se a experimentação. Partindo da análise das soluções e dos íons presentes deduziu-se o equilíbrio conforme a equação 4. 
 
 
Equação 4
O aparecimento da cor vermelha sempre se dá pela hexacoordenação do ferro(III) pelos íons tiocianatos (SCN-) presente na solução formando [Fe(SCN)6]3- (íon hexacianidoferroso(III)). Na equação 5 é possível verificar a formação desse composto.
Equação 5
No tubo 1 ao adicionar cloreto de ferro(III) a solução intensifica a cor, isto se deve ao deslocamento do equilíbrio para a direita, conforme equação 6, aumentando a concentração dos ânions complexos.
Equação 6
No tubo 2 ao adicionar 4 gotas de solução tiocianato de amônio incolor, a solução transita para o vermelho mais intenso, o equilíbrio se desloca para a direita, conforme equação 7, aumentando a concentração dos ânions complexos.
Equação 7
No tubo 3 ao adicionar pequena quantidade do sólido branco de cloreto de amônio a cor da solução transita para o laranja, conforme a equação 8.
Equação 8
A transição para a cor laranja é devido à formação do cloreto de ferro deslocando o equilíbrio para a esquerda.
No tubo 4 adicionou-se 2 gotas de fluoreto de sódio 0,2 mol.L-1, a solução transitou para a coloração incolor.
Isto se deve a formação do complexo aniônico hexafluorido de ferro(III), [FeF6] , o equilíbrio se desloca para a direita, conforme a equação 9.
Equação 9
Analisando o seguinte experimento verificamos que a característica incolor não é devido a formação do íon aquo, mas sim do complexo aniônico formado pelo fluoreto de ferro (III).
Isto ocorre devido à característica favorável do flúor, conforme a equação 10 verificamos que ele é um forte oxidante que é mais estável como ânion.
 E° = +2,87
 E° = -2,87
Equação 10
Podemos prever então que resulta na solução de hexafluoridoferrato(III) de sódio, precipitado branco e cristalino proveniente de solução concentrada de fluoreto, escassamente solúvel em água.
No tubo 5, adicionou-se 2 gotas de oxalato de amônio 0,25 mol.L-1 á solução que transitou imediatamente para o incolor. Isso decorre pela formação do trioxalato de ferro(III), [Fe(C2O4)3]-3, este complexo insolúvel em água seqüestra o ferro(III) do complexo aniônico presente na solução.
Deste modo o equilíbrio é deslocado para a direita, conforme a equação 11.
Equação 11
No decorrer do experimento foram observados a existência dos seguintes compostos de coordenação:
 ânion hexatiocianidoferrato(III)
 ânion trioxalatoferrato(III)
 ânion hexafluoridoferrato(III)
O e possui a mesma estabilidade, enquanto que o é o mais estável dos três compostos formados.
Na figura 2 é possível verificar a coloração dos compostos formados em cada tubo.
Figura 2 - Compostos formados.
II- Efeito da concentração do ligante no equilíbrio envolvendo íons complexos de cobalto.
Foi realizado para este experimento uma marcha analítica a ser seguida conforme a figura 3.
Figura 3 - Marcha analítica - Experimento II
O equilíbrio envolvido nos experimentos é demonstrado na equação 12.
 
Equação 12
A informação inicial foi de que um dos complexos era azul e o outro rosa, para identificá-los antes da realização do experimento foi necessário retomar conceitos de ligantes fortes e fracos, do desdobramento dos orbitais, arranjos etc. O Cl em comparação com H2O é um ligante fraco, por outro lado possui arranjo tetraédrico enquanto que a água possui octaédrico. 
Assim sendo a energia do Cl é menor, então o comprimento de onda será maior, podendo-se dizer que sua cor complementar seria o azul (cor vista), já a água possui uma energia maior, portanto comprimento de onda menor, assim sua cor complementar é rosa (cor vista). Resumindo [CoCl4]2- (tetracloridocobaltato(II)) é um complexo de cor azul, e [Co (H2O)6]2+ (hexaaquacobalto(II)) é rosa.
Realizando a distribuição eletrônica do cobalto(II) tem-se : [Ar]3d7, para água, que é um ligante forte (portanto ∆ grande) tem-se 6 elétrons no T2g (dxy, dzx, dyz), e apenas 1 no eg (dz² e dx²-y²), aplicando a EECC = (0,6Δθ *1) – (0,4Δθ *6), chegou-se em um valor em média de 1,8Δθ. De modo análogo para o ligante Cl o ∆ é pequeno, então tem-se 5 elétrons no T2g e 2 elétrons no eg, efetuando a conta chega-se em um valor em módulo para EECC de 0,8Δθ. A distribuição pode ser melhor visualizada na figura 4.
Figura 4 – Comparação dos ligantes nos complexos envolvidos em relação á energia. 
Os resultados são coerentes com os arranjos, assim a maior energia é do composto octaédrico, e a menor do tetraédrico. Os arranjos então têm relação com a energia envolvida. 
O procedimento consistiu em colocar em dois tubos de ensaio duas gotas de solução de cloreto de cobalto(II) 1,5 mol.L-1 de coloração avermelhada. Em seguida em um dos tubos (Tubo 1) foram adicionados 2 mL de água destilada, e observou-se a coloração rosa. No segundo tubo (Tubo 2) foi adicionado HCl e a coloração observada foi azul. O que está de acordo com o proposto pela teoria e pode ser visualizado na figura 5.
Figura 5 – Complexos formados- tetracloridocobaltato à direita e hexaaquacobalto à esquerda. 
Aqueceu-se o tubo 1 em banho Maria montado em um béquer, após adicionar-se gotas de HCl (mesmo com a adição a solução permaneceu rosa), durante o aquecimento observou-se que a coloração foi passando de rosa para azul. O tubo 1 foi então submetido à um banho de gelo e observou-se que a coloração voltou a ser rosa. 
Pelo Princípio de Le Chatelier, o aumento da temperatura numa reação reversível favorece o lado endotérmico da mesma, pois com a adição de calor é preciso que o equilíbrio se restabeleça. Por outro lado, a diminuição da temperatura faz com que o equilíbrio se restabeleça no lado exotérmico da reação. (ATKINS, 2012)
Com o aumento da temperatura, o equilíbrio se deslocou para a formação de reagentes, tetracloridocobaltato, que é azul (reação endotérmica). Com a diminuição da temperatura, o equilíbrio se deslocou para a formação de produtos, hexaaquacobalto, que é rosa (reação exotérmica).
III - Estudo da solubilidade de um composto cobalto(II) em água.
Foi realizado para este experimento uma marcha analítica a ser seguida conforme a figura 6.
Figura 6 - Marcha analítica - Experimento III
O cloreto de cobalto(II) apresenta uma solubilidade de 53 g em 100 mL de água à 20°C.
A solução de CoCl2 apresenta uma coloração vermelho, ao se adicionar o NH4NCS, houve a formação de uma nova substância, pois ao se adicionar uma gota ficou azul inicialmente e depois formou o tom vermelho mais escuro.
O íon hexaaquacobalto(II) reage com o íon cloro, formando o íon tetracloreto de cobalto(II), sendo este mais estável reage com o isotiocianato de amônio, formando o composto íon tetraisotiocianato de cobalto(II). Conforme a equação 13 é possível verificar a reação dos compostos.
 
 
Equação 13
Dividiu-se a solução em dois tubos de ensaio, adicionou o álcool amílico em um dos tubos e foi evidenciado a formação de duas fases na solução uma na coloração vermelha e outra na coloração azul. Na figura 7 é possível verificar a coloração.
 
 Fase orgânica - H2[Co(NCS)4]
Fase inorgânica - [Co(OH2)6]2+ + 4Cl-
Figura 7 - Fase orgânica e fase inorgânica
Isso se dá ao fato da solução apresentar dois caráteres, um apolar e outro polar. O álcool amílico apresenta uma cadeia orgânica grande, onde o mesmo apresenta mais caráter apolar do que polar, ou seja a sua fase hidrofóbica é maior que a hidrofílica, portanto o álcool amílico irá reagir com o íon tetraisotiocianato de cobalto(II).
Na coloração azul houve a quebra da ligação metal-ligante. E essa coloração é específica da formação de íon tetraisotiocianatocobalto(II) - composto de coloração azul.
No tubo 2 foi adicionado água destilada, teremos então uma solução insaturada de íon tetraisotiocianatocobalto(II). Sua coloração permanece vermelho, mas com um tom mais claro, devido a sua diluição com a água. Na figura 8 é possível verificar a sua coloração.
Fase inorgânica - [Co(NCS)4]2-
Figura 8 - íon tetraisotiocianatocobalto(II)
IV- Estudo de uma solução aquosa de cloreto de cromo (III).
Foi realizado para este experimento uma marcha analítica a ser seguida conforme a figura 9.
Figura 9 - Marcha analítica - Experimento IV
Em um tubo de ensaio foi adicionado uma pequena quantidade de CrCl3.6H2O e 3 mL de água destilada. Na figura 10 é possível verificar a coloração do composto em sua forma sólida e dissolvida em água.
Figura 10 - CrCl3 . 6H2O(aq) e CrCl3 . 6H2O(s)
Quando puro, CrCl3, é insolúvel em água. No entanto, na presença de vestígios de sais de Cromo(II) ou um agente redutor, dissolve-se facilmente e exotermicamente como o hexahidratado, CrCl3.6H2O, dando uma solução de cor verde escuro. Isso ocorre porque existe a transferência de elétrons no meio aquoso, transformando o Cr2+ em Cr3+ na solução. Podemos verificar essa reação conforme a equação 14. (HOLLEMAN, A. F.; WIBERG, Egon, 2001)
 E° = +0,74
 E° = -0,74
Equação 14
Em repouso, a solução vai de uma cor azul-verde lentamente para uma cor violeta. Esta mudança de cor é o resultado de um isômero hidratado, onde o complexo de cloreto ligado é gradualmente trocado por água e torna-se cloreto ionicamente ligado, conforme a equação 15.
 
 verde escuro verde escuro azul verde violeta
Equação 15
O calor proporcionado pelo banho maria favorece a formação do composto azul verde (), pois as moléculas de H2O se agregam mais facilmente ao metal.
Referências Bibliográficas
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química-: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Bookman Editora, 2012.
OLLEMAN, A. F.; WIBERG, Egon. Inorganic Chemistry, 1ª Ed. New York: Academic Press, 2001; p. 1375.
VOGEL, Arthur Israel; AFONSO, Júlio Carlos. Análise química quantitativa. Grupo Gen-LTC, 2000.