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Relatorio de aula prática -
EQUILIBRIO DE
COMPLEXAÇÃO
Química Analítica
Universidade Federal do Maranhão (UFMA)
18 pag.
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS, SAÚDE E TECNOLOGIA-CCSST
CAMPUS II-IMPERATRIZ
DISCENTE: VINICIUS COSTA BARROS
EQUILIBRIO DE COMPLEXAÇÃO
Relatório de aula prática do dia 10/05/2017
apresentada a disciplina de 
Química Analítica Qualitativa 
para obtenção 
de nota e aprendizagem 
Coordenador:
PROFESSOR LINDOMAR CORDEIRO ANTUNES DE ARAÚJO
 IMPERATRIZ, MA
2017
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RESUMO
Uma reação de complexação é entendida como a “transformação” de um
íon simples em um íon complexo. O íon complexo é obtido pelo
compartilhamento de um par ou mais pares de elétrons de uma espécie ou
mais espécies (ânions ou moléculas) com uma espécie deficiente em
elétrons (um cátion), capaz de aceitar esse par (ou pares) de elétrons,
através de ligações covalentes coordenadas. 
O equilíbrio de complexação foi estudado de forma experimental através dos
sistemas Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3, em que foram preparadas soluções
envolvendo esses sistemas de forma em que fica visível a percepção e o
entendimento das reações de complexação e a interpretação dos
deslocamentos do equilíbrio químico desse tipo de reação.
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INTRODUÇÃO
De acordo com a Teoria de Lewis, ácidos são espécies receptoras de pares de
elétrons e bases são espécies doadoras de pares de elétrons. De acordo com
as reações 1 e 2 abaixo, nota-se que esta teoria é complementar à teoria de
Arrhenius e de Bronsted-Lowry.
Figura 1 – Reações de Teoria de Arrhenius e de Bronsted-Lewis.
(Equilíbrio de Complexação- UFSJ)
Na equação 1, houve a transferência de elétrons da molécula de água (base de
Lewis) para molécula de ácido acético (ácido de Lewis). Já na equação 2,
houve a transferência de elétrons da molécula de amônia (base de Lewis) para
molécula de água (ácido de Lewis). Em ambas, os conceitos de Bronsted-
Lowry são obedecidos, porém, a teoria de Lewis nos permite estudar reações
envolvendo espécies metálicas na forma de íons, por meio de reações de
complexação, onde o íon metálico atua como um ácido de Lewis que recebe
um par de elétrons de uma base de Lewis, que é denominada como “Ligante”
(ANDRADE,2009).
Como exemplo, tem-se a reação abaixo, onde cada molécula de amônia atua
como uma base de Lewis contribuindo com um par de elétrons isolado para o
íon Cu2+, levando à formação de uma ligação covalente coordenada. O produto
resultante é um complexo constituído de 4 moléculas de amônia coordenadas
ao íon central Cu2+. Dizemos então que o complexo possui número de
coordenação igual a 4 (NC = 4) (ANDRADE,2009).
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Figura 2 – Reação com base de Lewis, íons Cu2+.
(Equilíbrio de Complexação- UFSJ).
Os complexos formados são classificados em função de sua carga. Se for um
composto neutro, são denominados “Compostos de Coordenação”. Caso
contrário, os íons complexos são classificados como “Catiônicos ou Aniônicos”
(ANDRADE,2009). 
Na química analítica, a maior parte dos complexos de interesse são
mononucleares, ou seja, possuem apenas um átomo central. Existem porém
espécies polinucleares como o Ag2I3 - (triiodoargenato(I)) e o Fe2PO4 3- (µ-
fosfatoferro(III)) (ANDRADE,2009). 
Os ligantes são classificados em função do número de pares de elétrons
disponíveis para a reação. Assim os ligantes “monodentados” dispõem de
apenas um par de elétrons, como a NH3, Cl- , H2O e outros. Já os ligantes
“polidentados” possuem dois ou mais pares de elétrons, como a etilenodiamina
– NH2CH2CH2NH2 – e a dietilamina – NH(CH2CH2NH2)2(ANDRADE,2009). 
Os ligantes polidentados são denominados “agentes quelantes” e seus
complexos são denominados “quelatos”, cuja estabilidade é superior aos
complexos obtidos a partir de ligantes monodentados. Nos estudos de
equilíbrios envolvendo complexos, o interesse é calcular as concentrações de
todas as espécies envolvidas nas reações de complexação. Para tal, faz-se as
considerações: os complexos mais usados em química analítica são estáveis,
ou seja, em condições adequadas, as reações são praticamente completas e
instantâneas(ANDRADE,2009).
As reações de complexação envolvem um íon metálico M reagindo com um
ligante L para formar o complexo ML
M+L  ML
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Figura 3 – Equilíbrio de Complexação (UFSC – Química Analítica)
As reações de complexação ocorrem em etapas:
 
(SMANIOTTO,2013).
Os ligantes unidentados são adicionados invariavelmente em uma série de
etapas; As constantes de equilíbrio para as reações de formação de complexos
são descritas como constantes de formação. Cada uma das reações é
associada a uma constante de formação progressiva, K1 a K4; Por exemplo,
K1=[ML]/[M][L],K2=[ML2]/[ML][L]; O equilíbrio pode ser escrito como a soma
das etapas individuais; As constantes de formação globais são designadas pelo
símbolo βn, assim:n, assim:
(SMANIOTTO,2013).
Para uma dada espécie como ML, se pode calcular um valor α, que é a fração
da concentração total do metal que existe naquela forma; αM é a fração do total
de metal presente no equilíbrio na forma livre; αML, a fração presente como ML,
e assim por diante:
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(SMANIOTTO,2013)
A seletividade de um ligante em relação a um íon metálico sobre outros se
refere à estabilidade dos complexos formados; quanto maior a constante de
formação, melhor a seletividade do ligante. 
(SMANIOTTO,2013)
Logo, a formação de complexos é indispensável para aumentar a seletividade
de um grande número de reações usadas em análises. De ponto de vista
analítico é importante porque as propriedades de um íon metálico, inclusive
num complexo, alteram total ou parcialmente, segundo a maior ou menor
estabilidade do mesmo e isso pode ser demonstrado através dos sistemas
Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3.
OBJETIVOS
Estudar de forma experimental reações de complexação e interpretar os
deslocamentos de equilíbrio químico quando há perturbação de sistemas.
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METODOLOGIA
-Materiais
-Vidrarias
 Tubos de ensaio
 Beckers (50 mL)
 Pipeta Graduada
 Pipeta de Pasteur
 Pisseta com Água Destilada
 Pipetador de Volume Manual
-Reagentes
 Água Destilada
 Solução de cloreto férrico 0,1 mol/L
 Solução de cloreto férrico saturada
 Solução de tiocianato de amônio 0,1 mol/L
 Solução de tiocianato de amônio saturada
 Solução saturada de cloreto de sódio
 Solução saturada de cloreto de amônio Solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L
 Solução saturada de sulfato de cobre 
 Solução de hidróxido de amônio 1,0 mol/L
 Solução de ácido sulfúrico
-Equipamentos
 EPI (Jaleco)
-Procedimentos
1.Conheceu-se os volumes, quantidade de gotas, concentrações de cada
reagente através do guia prático do experimento, bem como os próprios
reagentes usados na prática, ou seja, os valores utilizados na prática foram
obtidos através da leitura do guia prático.
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Para a primeira parte do experimento, voltado para as reações de sistemas
Fe3+/SCN- colocou-se 1 mL de água destilada através de uma pipeta.
2.Adicionou-se uma gota de cloreto férrico 0,10 mol/L, proveniente de uma
amostra contida em um becker, ao tubo de ensaio do item 1.
3. Com outra pipeta de Pasteur acrescentou-se seis gotas de solução de
tiocianato de amônio 0,10 mol/L, proveniente de uma amostra contida em um
becker, ao tubo do item 2. Logo após agitou-se o tubo e observou-se o que
ocorreu no interior do tubo de ensaio.
4.Mediu-se 6,0 mL de água de um Becker com uma pipeta e transferiu-se a
outro becker, nesse becker acrescentou-se quatro gotas de cloreto férrico 0,10
mol/L com uma pipeta de Pasteur, e com outra pipeta de Pasteur também
inseriu 4 gotas de tiocianato de amônio, logo após agitou-se o tubo e observou-
se o que ocorreu no interior do tubo de ensaio. .
5.O becker do item 4 teve sua solução distribuída para 5 tubos de ensaio de
forma mais equitativa possível, através de uma pipeta de Pasteur, esses tubos
foram destinados a reações de complexação, apenas o tubo 1 que serviu
apenas como referência.
6.Ao tubo 2 foi adicionado 6 gotas de solução de cloreto de sódio, foi agitado
até a dissolução e comparou-se com o tubo 1, observou-se e foi interpretado o
que aconteceu ao tubo 2 em seu interior.
7.Ao tubo 3 foi adicionado uma gota de solução saturada de cloreto de férrico,
foi agitado até e comparou-se com o tubo 1, logo em seguida foi interpretado o
que aconteceu ao tubo 3 em seu interior.
8. Ao tubo 4 foi adicionado uma gota de solução saturada de tiocianato de
amônio, foi agitado até e comparou-se com o tubo 1, logo em seguida foi
interpretado o que aconteceu ao tubo 4 em seu interior.
9. Ao tubo 5 foi adicionado gota a gota de solução saturada de cloreto de sódio,
foi agitado até e comparou-se com o tubo 1, logo em seguida foi interpretado o
que aconteceu ao tubo 5 em seu interior finalizando as reações com o sistema
Fe3+/SCN- .
10.Para iniciar as reações envolvendo o sistema Cu2+/NH3, colocou-se 10 gotas
de sulfato de cobre 0,10 mol/L proveniente de um becker, com o auxilio da
pipeta de Pasteur para a transferência, e adicionou-se uma gota de solução de
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hidróxido de amônia 1,0 mol/L, agitou-se e observou-se o que aconteceu no
interior do tubo, interpretando a reação logo após.
11.A seguir , foi continuada a adição da solução de hidróxido de amônia gota a
gota, até que o precipitado que havia se formado no item anterior se
dissolvesse, logo após adicionou-se ácido sulfúrico 1,0 mol/L com uma pipeta
de Pasteur até ocorrer uma nítida transformação, encerrando a prática para
sistema Cu2+/NH3-.
RESULTADOS
Sistema Fe3+/SCN-
Primeiramente em um tubo adicionou-se 1 mL de água destilada, uma gota de
cloreto férrico 0,1 mol/L e seis gota de tiocianato de amônio 0,1 mol/L.
Quando adicionado cloreto férrico na água, a solução fica laranjada, ao
adicionar 6 gotas de tiocianato a solução fica vermelho cor de sangue. A
equação e deslocamento podem ser descritas pela mesma reação no becker a
seguir(Ver anexo 1).
Adicionamos 6 mL de água destilada em um Becker juntamente com duas
gotas de solução saturada de FeCl3 e NH4SCN.
FeCl3 + 3 NH4SCN ❑
↔
 Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
Adicionou-se esta solução em 5 tubos de ensaio de forma distributiva
mais equitativa possível.
Tubo 2 ) Adição de seis gotas de solução saturada de cloreto de sodio
A cor descorou. A adição de cloreto de sódio (NaCl) provocou um
deslocamento do equilíbrio para o lado esquerdo no sentido em que a mesma
foi consumida, e por isto, obteve-se a cor descorada. (Ver anexo 2)
 Equação:
FeCl3 + 3NH4SCN ❑
↔
 Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
+ NaCl 
FeCl4 + 4 NH4SCN + Na  Fe(SCN)4 + 4NH4Cl + Na
Tubo 3) Adição de uma gota de solução saturada de cloreto férrico
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Foi constatado que a cor escureceu. Houve o deslocamento do equilíbrio para
o lado direito. (Ver anexo 3)
Equação:
Tubo 4) Adição de uma gota de solução saturada de tiocianato de amônio 
A cor obtida foi um vermelho bem mais intenso. Houve um deslocamento de
equilíbrio para o lado direito o que fez com que a cor ficasse mais intensa (Ver
anexo 4). 
Equação:
Tubo 5) Adição de cloreto de sódio gota a gota
Vai acontecendo a mesma reação do tubo 2, porém a medida que vai se
adicionando, a solução vai descorando mais, quanto mais forma a reação de
complexação , mais o deslocamento do equilíbrio vai buscando tornar a cor da
solução incolor/transparente. (Ver anexo 5)
Sistema Cu2+/NH3
Ao adicionar 1 gota de hidróxido de amônio 1,0 mol/L a um tubo com 10 gotas
de sulfato de cobre 0,1 mol/L forma-se um precipitado azul gelatinoso (ver
anexo 6)
Reação: NH4OH+ CuSO2  (NH4)2SO4 + Cu(OH)2
O precipitado obtido é o hidróxido de cobre.
Após adicionar hidróxido de amônio até a dissolução do precipitado, a solução
forma o íon cuprato CuO22-, que dá uma coloração azul mais intensa do que o o
sulfato de cobre (ver anexo 7)
Logo após adicionou-se acido sulfúrico, e ao adicionar esse acido, a solução
vai ficando incolor/transparente até que a transformação nítida ocorre, a
solução fica totalmente incolor (ver anexo 8).
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Equação:
2Cu + SO42- + H2SO4  Cu2SO4 + 2H2O + 2 SO2
O complexo da reação formado (Cu2SO4(OH)2+) da lugar a cor transparente no
interior do tubo
CONCLUSÃO
Através dos sistemas Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3 ,pode-se observar a formação de
complexos e o equilíbrio de complexação de forma experimental, a
interpretação das perturbações de equilíbrio e o estudo dos mesmos de forma
experimental foram obtidos com êxito dentro dos parâmetros idealizados.
ANEXOS
Sistema Fe3+/SCN-
Anexo 1
Tubo com cloreto férrico
Tubo com cloreto férrico e tiocianato de amônio 
Becker com cloreto ferrico
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Becker com cloreto férrico e tiocianato de amônio
Distribuição do conteúdo do becker em cinco tubos de forma equitativa
Anexo 2 
Descoração do tubo dois quando adicionado cloreto de sódio devido ao
deslocamento de equilíbrio químico e formação de complexo
Anexo 3
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Escurecimento do tubo 3 quando adicionado cloreto férrico, devido ao
deslocamento do equilíbrio quimicoAnexo 4
Intensificação da cor vermelha no tubo 4 devido ao deslocamento do equilíbrio
químico
Anexo 5
Busca do equilíbrio químico no gotejamento de cloreto de sódio no tubo 5, a
descoração continua a medida que é acrescentado o cloreto de sódio, há o
deslocamento de equilibro químico e formação de complexo
Anexo 6
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Hidróxido de amônio acrescido de sulfato de cobre, forma-se um azul
gelatinoso e precipitado (hidróxido de cobre) 
Anexo 7
Dissolução do precipitado e intensificação da cor quando adicionado mais
hidróxido de amônio ao tubo de ensaio
Anexo 8
Nítida transformação ao acrescentar ácido sulfúrico, o equilíbrio de
complexação faz com que a solução saia da coloração azul e fique incolor 
APÊNDICE A
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Exercícios
1) Descreva as características das reações de complexação
Respostas-
-> Nº MÁXIMO, N, DE LIGANTES  nº de coordenação do íon metálico
 - depende da config. eletrônica do íon 
- do tamanho dos ligantes, entre outros fatores
 - os números mais comuns são 2, 4 e 6 
-> ÍON CENTRAL (geralmente) metais de transição (24 Cr – 30 Zn) 
-> LIGANTES moléculas neutras ou íons negativos
 EXEMPLO:
 AMIN-COBRE: M = Íon central (Cu 2+); L = Ligante (NH 3); N= 4
-> COMPLEXOS PODEM SER NEUTROS OU CARREGADOS: 
Cisplatina: PtCl2(NH3)2
-> Ligação M – L  Envolve interações do tipo ácido - base -> Conceito
de Lewis
 Metal: ÁCIDO capaz de receber pares de elétrons
 Ligantes: BASE capaz de doar pares de elétrons 
Logo - Para atuar como ligante: 
A espécie precisa ter pelo menos 1 par de elétrons “livres” 
- Complexo: produto de um ácido + base Lewis pode ser mononuclear
ou polinuclear -> maior interesse analítico
2) Interpretar os resultados de cada reação envolvida nessa pratica,
apresentar as equação químicas e as expressões da constante de
equilíbrio.
a) FeCl3 + 3 NH4SCN ❑
↔
 Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
A solução fica com coloração vermelha bem nítida
Keq = [Fe(SCN)3][NH4Cl]³ / [FeCl3][ NH4SCN]³
b) FeCl4 + 4 NH4SCN + Na  Fe(SCN)4 + 4NH4Cl + Na
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Há uma descoloração da cor da solução, devido o deslocamento do
equilíbrio da reação a esquerda
Keq = [Fe(SCN)4][ NH4Cl]4[Na] / [FeCl4][ NH4SCN]4[Na]
c)
A coloração no tubo ficou mais escuro, devido ao deslocamento do
equilíbrio para a direita
Keq = [NH4Cl6]²[Fe2SCN]² / [FeCl3]4[NH4SCN]2
d)
A coloração ficou com um vermelho mais intenso devido ao
deslocamento do equilíbrio para o lado direito
Keq = [Fe(SCN)6][NH4Cl]6 / [FeCl6][NH4SCN]6
e) NH4OH+ CuSO2  (NH4)2SO4 + Cu(OH)2
Essa reação é uma reação de precipitação, quando o equilíbrio foi
perturbado formou o hidróxido de cobre, e depois a formação do ion
cuprato quando houve mais adição de hidróxido de amônio.
Keq = [(NH4)2SO4 ][ Cu(OH)2] / [CuSO2][ NH4OH]
f) 2Cu + SO42- + H2SO4  Cu2SO4 + 2H2O + 2 SO2
A reação do item anterior, é uma reação reversível, formando
complexos quando o seu equilíbrio é deslocado para o outro sentido
com a adição de acido sulfúrico, o complexo formado é
(Cu2SO4(OH)2+), que faz com que a coloração do tubo saia de azul
para incolor.
Keq = [Cu2SO4][SO2]² / [Cu]²[SO42-][ H2SO4]
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3) Discutir a pertubação e o novo equilibrio quimico segundo o principio de
Le Chatelier 
Respostas- 
O Princípio de Le Chatelier prevê as mudanças que ocorrem quando
reagentes ou produtos são adicionados a uma reação em equilíbrio. 
A reação se desloca no sentido de compensar a perturbação imposta ao
estado de equilíbrio.
 a A + b B  c C + d D
Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se
desloca, sempre no sentido de minimizar a ação do fator aplicado. Num
sistema em equilíbrio, a adição ou a retirada de um reagente ou produto
irá alterar a concentração desse participante e, consequentemente,
perturbar o equilíbrio do sistema. O princípio de Le Chatelier, nessa
situação, terá o seguinte significado: A adição de uma substância
desloca o equilíbrio no sentido que irá consumi-la (isto é, para o lado
oposto ao da substância adicionada). A retirada de uma substância
desloca o equilíbrio no sentido que irá refazê-la (isto é, para o mesmo
lado da substância que foi retirada) (Feltre, 2001).
4) 0,1 mol de CuSO4 é adicionado a 1 L de NH3 2,0 mol/L calcule a
concentração de Cu2+ na solução resultante, assumindo volume
constante
Cu2+ + NH3  [Cu(NH3)4]2+ Kdis = 1 x 10 -10
nNH3 = (1L) x (2 mol/L ) = 2 mol 
NCu2+ = 0,1 mol.
 
 Cu2+ + 4 NH3 ⇄ [Cu(NH3)4] 2+
Início -------- 10-3 mol ----- 
Reação 1 x 10-2 4 x1x10-2 
Equilíbrio ----- 1,96 1 x 10-2 
[NH3] = (1.96) mol ÷ (1 ) L = 1,96 mol/ L . 
[Cu(NH3)4] 2+] = (1x10-2 ) mol ÷ (1) L = 2 x 10-2 mol L-1 . 
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Cu2+ + 4 NH3 ⇄ [Cu(NH3)4] 2+ 
X 1,96 + 4X 2 x 10-4
 Note que na a [NH3] = 1,96+ x mol L/L . 
Contudo, 1,96 >>> X, assim, [NH3] 1,96 mol/ L . 
Além disso, temos que 
[Cu2+] = X mol/ L e [[Cu(NH3)4] 2+] = 2 x 10-4 mol L-1 . 
REFERÊNCIAS
ANDRADE, F. P. UFSP – Equilíbrio de Complexação, São João del Rei, MG,
2009
SMANIOTTO, A. Química Analítica – Curso de Graduação em Farmácia,
Equilíbrio de Complexação , 2013.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. Volume Único. 3ª Edição. São
Paulo: Moderna. 425, 426 e 427 p. 2001
Outros: 
APAC, Eureka, Revista, Experimentos de química recreativa con sulfato de
cobre pentahidratado, Volumen 3, Numero 3, 2006
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