Relatório do projeto de inor II

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO – UFMA
CENTRO DE CIENCIAS EXATAS E TECNOLOGIA – CCET
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA II
ISADORA TUANNE PEREIRA DE FARIAS
JOÃO VAZ DE SOUZA NETO
LARISSA ELANE AMARAL NAZARETH
MARÍLIA RODRIGUES SERRA
PROJETO DE QUÍMICA INORGÂNICA II
RELATÓRIO
São Luís - MA
2017
ISADORA TUANNE PEREIRA DE FARIAS
JOÃO VAZ DE SOUZA NETO
LARISSA ELANE AMARAL NAZARETH
MARÍLIA RODRIGUES SERRA
RELATÓRIO DO PROJETO DE QUÍMICA INORGÂNICA II
Relatório apresentado ao Curso de Química da Universidade Federal do Maranhão – UFMA, como requisito de nota parcial para aprovação na disciplina Química Inorgânica II.
Profª. Drª. Ana Clécia Santos de Alacântara 
São Luís – MA
2017
TÍTULO: FORMAÇÃO DO COMPLEXO SULFATO DE TETRAMINOCOBRE (II), [CU(NH3)4] SO4.
1 INTRODUÇÃO
	Ao se ater os compostos de coordenação, refere-se a compostos que contém um átomo ou íon central, que geralmente é um metal de transição, rodeado por um grupo de íons ou moléculas. O complexo tende a manter sua identidade ainda em solução, mas neste caso pode haver dissociação parcial. A carga elétrica do complexo depende da carga do átomo central e dos íons ou moléculas que o rodeiam e pode resultar um cátion, um ânion ou um composto iônico.(COSTA, 2004)
 O método mais utilizado para estabelecer uma base para o estudo quantitativo da maioria dos compostos iônicos dos metais de transição, tais como óxidos, fluoretos e sulfatos; E também um maior tratamento qualitativo de outros compostos de coordenação. (ORGEL 2004)
1.1 COMPOSTOS E COMPLEXOS
	Caracterizam-se por apresentar um íon metálico central, ligado a moléculas neutras ou ânions, denominados ligantes. O íon metálico atua como um ácido de Lewis e os ligantes como bases de Lewis. Apresentam características espectrais peculiares, com bandas internas de ligantes, bandas d-d e bandas de transferência de carga. Também apresentam propriedades magnéticas características, com espécies diamagnéticas e paramagnéticas, que dependem do estado de oxidação do metal e da força do campo ligante, formando complexos de alto spin ou baixo spin. São formados geralmente por reações de substituição do ligante aquo (solvente) por outros ligantes de interesse. Apresentam diversas possibilidades de isomeria (geométrica, de ligação, óptica, etc.) Características de coordenação ocorrem quando um ácido de Lewis (um receptor de elétrons) recebe um par de elétrons de uma base de Lewis (um doador de elétrons), para formar um aduto (produto da adição direta de duas ou mais moléculas diferentes, resultando em um único produto de reação contendo todos os átomos de todos os componentes iniciais). 
1.2 LIGANTES
	Entende-se por ligante, qualquer íon ou molécula unida ou ligada diretamente a um íon metálico. Os tipos mais frequentes de ligantes são os íons negativos mono- atômicos e moléculas apolares neutras. Estas moléculas são quase sempre aquelas que possuem um ou mais pares de elétrons não compartilhados; Por exemplo, NH3, H2O e CO. Determinações estruturais mostram que, com poucas exceções, as moléculas ligantes polares estão orientadas de forma que um par de elétrons não compartilhado está dirigindo diretamente ao íon metálico. A amônia por sua vez, caracteriza-se como um ligante de campo forte com tendência a formar complexos de spin baixo, por ter uma alta magnitude, emparelhando assim os elétrons, isto é, diamagnético.
	Quando dois sais são muito solúveis em água reagem mutuamente e, por vez, formam outro sal pouco solúvel, ou mesmo insolúvel, em água.Este sal denomina-se precipitado. Assim sendo, quando o sal de Sulfato de Cobre (II) recebe ligantes de NH3 e perde as ligações às moléculas de H2O, perde simultaneamente solubilidade, originando um precipitado de Sulfato de Tetraminocobre (II), [Cu(NH3)4]SO4.
	O cobre é um elemento capaz de formar íons com estado de oxidação +1 e +2, sendo este último o estado mais frequente. Em solução aquosa, os íons Cu2+ hidratados apresentam coloração azul clara e são capazes de formar complexos com a amônia de coloração azul escura(BACCAN, 1984).
2 OBJETIVOS
2.1 OBJETIVO GERAL
Demonstrar a formação do complexo de coordenação envolvendo o cobre.
2.2 OBJETIVO ESPECÍFICO
Analisar, a partir de um experimento com sulfato de cobre, a formação de um complexo e os diferentes números de oxidação relacionados diretamente com os ligantes de amônia para a formação do sulfato de tetraminocobre II
3 PARTE EXPERIMENTAL
3.1 MATERIAIS
Espátula
Balança Analítica
Pipeta de Pasteur ou Conta gotas
3.2 VIDRARIAS
2 Béqueres
2 Bastões de Vidro
1 tubo de ensaio
1 Balão volumétrico de 50 ml
3.3 REAGENTES E SOLUÇÕES
Hidróxido de Amônio NH4OH – 25 ml
Sulfato de Cobre(II) Pentahidratado CuSO4(0,01M) – 50 ml
Água destilada
4 PROCEDIMENTO
Pesou-se 0,153 gramas de sulfato de cobre II, (CuSO4. 5H2O).
Em seguida preparou-se 50 ml de solução de sulfato de cobre 0,01M, em um balão volumétrico.
Transferiu-se parte da solução para um tubo de ensaio. Adicionaram-se, com uma pipeta, cinco gotas de hidróxido de amônio ao tubo de ensaio, que continha o sulfato de cobre.
Verificou-se a reação a cada cinco gotas de hidróxido de amônia adicionado e anotaram-se os resultados.
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
A solução preparada de sulfato de cobre II apresentou uma coloração azul clara, conforme descrito pela literatura. Foi feita então a adição de hidróxido de amônia na solução para a confirmação da coloração do complexo obtido.  
Após a adição das primeiras gotas de hidróxido de amônio a solução teve uma mudança de coloração para azul escuro, com formação de três fases, sendo a intermediária com uma coloração turva, devido a reação do íon complexo de cobre com amônia e o ânion sulfato.( Figura 1)
 Esta reação forma o complexo Sulfato de Tetraminocobre (II) e é representada na equação:
[Cu(H2O)6]SO4 + 4 NH4OH → [Cu (NH3)4](SO4)2 + 6H2O    
Com a adição de mais gotas, totalizando 20 gotas, foi notada uma mudança na coloração da solução, a mesma deixou de ter caráter turvo e apresentou uma cor azul marinho. (Figura 2)
 
Figura 1.Mudança de coloração com três fases. Figura 2.Solução homogênea com coloração azul marinho
 
 A ligação do átomo central com o ligante amônia promove uma diferença energética. Assim, como complexos absorvem a radiação visível necessária para promover a transição eletrônica d – d, os complexos de cobre passam a exibir a coloração de azul marinho de comprimento de onda 440 a 485 nm.
6 CONCLUSÃO
O objetivo do experimento foi alcançado, que era a síntese do complexo [Cu(NH3)4]SO4.H2O. Ao relembrar conceitos referentes às teorias de ligações, vê-se que o ligante Amim pode se coordenar de maneiras diferentes, podendo ter conformação octaédrica, mas no caso do cobre ele se coordena na formação quadrado planar.
BIBLIOGRAFIA
ATKINS,P. et al.Química inorgânica I. Porto Alegre: Bookman, 2008.
Brown, LeMay, Bursten, - Química: a Ciência Central, Pearson, 2005, 9ª. Ed., cap.24 - “Química dos compostos de coordenação”, p. 884-910
COSTA,W. E. Aspectos Básicos sobre compostos de coordenação e
funções de onda angulares. São Luis: EDUFMA, 2004.
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. São Paulo: Edgard Blücher, 2000.
ORGEL, Leslie. Introdução à Quimica dos Metais de Transição, São Paulo: Edgard Blücher, 1970