equilíbrio de complexação

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA 
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS, SAÚDE E TECNOLOGIA - CCSST 
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
DOCENTE: PAULO ROBERTO DA SILVA RIBEIRO 
DATA DA PRÁTICA: 24/10/19 
 
 
 
 
AMANDA ANIELLE REIS SILVA 
JULIANA DA SILVA BARROSO 
YASMIM MENEZES DO NASCIMENTO 
 
 
 
 
PRÁTICA 8: EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPERATRIZ-MA 
2019 
RESUMO 
A pratica consiste em realizar o equilíbrio de complexação de forma experimental através dos 
sistemas Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3, em que foram preparadas soluções envolvendo tais sistemas 
de forma que fica visível a percepção e o entendimento das reações de e a interpretação dos 
deslocamentos do equilíbrio químico desse tipo de reação. 
 
1 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. 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)). 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. (HARRIS, 2005). 
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, vamos 
fazer as considerações: os complexos mais usados em química analítica são estáveis, ou seja, 
em condições adequadas, as reações são praticamente completas e instantâneas. Para fins 
didáticos, inicia-se os estudos com ligantes monodentados seguidos pelos ligantes 
polidentados.(VOGEL; AFONSO, 2000) 
 Do ponto de vista analítico, as reações de complexação em diversas etapas são muito 
interessantes. Sob uma dada condição, a concentração do ligante fará com que uma espécie 
predomine entre os demais complexos. Assim, para fins analíticos, o conhecimento da 
concentração de cada espécie envolvida nos equilíbrios de complexação se faz necessário. A 
determinação da constante de equilíbrio de complexação, Kcomp, dos íons Fe (III) por íons 
tiocianato tem sido proposta em experimentos de Química, tanto de ensino médio e técnico 
quanto de nível superior 1,2. Estes experimentos, empregando a colorimetria, nem sempre 
consideram a existência de equilíbrios simultâneos, o que pode levar a erros no cálculo de 
Kcomp. (SKOOG; WEST; HOLLER; CROUCH, 2007) 
2 OBJETIVO 
Estudar as reações de complexação e interpretar o deslocamento do equilíbrio químico. 
 
3 MATERIAIS 
3.1 Vidrarias: 
 Tubos de ensaios 
 Béquer de 50 mL 
 Pipeta graduada e 5 mL – (Incerteza: ± 0,1) 
 
 
3.2 Utensílios: 
 Papel Toalha 
 Pisseta com água destilada 
 Pipeta de Pasteur ou conta-gotas 
 
3.3 Reagentes: 
 
 Água destilada 
 Solução de cloreto férrico 0,10 mol L-1 
 Solução de cloreto férrico saturada 
 Solução de tiocianato de amônio 0,10 mol L -1 
 Solução de tiocianato de amônio saturada 
 Solução de cloreto de sódio saturada 
 Solução de cloreto de amônio saturada 
 Solução de sulfato de cobre 0,10 mol L -1 
 Solução de amônia 1,0 mol L-1 
 Solução de ácido sulfúrico 1,0 mol L- 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Sistema Fe3+ / SCN-: 
a) Adicionou-se em um tubo de ensaio 1,0 mL de água destilada, mais 1 gota de solução de 
cloreto férrico 0,10 mol L-1 e 6 gotas de solução de tiocianato de amônio 0,10 mol /L-1, agitou-
se e observou-se se houve reação. 
b) Adicionou-se 6,0 mL de água destilada em um béquer mais 4 gotas de solução de cloreto 
férrico 0,10 mol L-1 e 4 gotas de solução de tiocianato de amônio 0,10 mol L-1 e agitou-se e 
separou-se em 5 tubos sendo eles: 
 TUBO 1: Utilizado como referência 
 TUBO 2: Adicionou-se 6 gotas de solução saturada de cloreto de sódio, agitando e 
comparado com o tubo 1. 
 TUBO 3: Adicionou-se1 gota de solução saturada de cloreto férrico, agitando e 
comparado com o tubo 1. 
 TUBO 4: Adicionou-se 1 gota de solução saturada de tiocianato de amônio, agitando 
e comparado com o tubo 1. 
 Tubo 5: Adicionou-se cloreto de sódio gota a gota, observando a reação. 
4.2 Sistema Cu 2+/ NH3 
Adicionou-se em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de sulfato de cobre 0,10 mol L-1, mais 
1 gota de solução de amônia 1,0 mol L-1, , agitou-se e observou-se se houve reação. Em seguida 
continuou adicionando solução de amônia1,0 mol L-1, sob observação, gota a gota até ocorrer 
dissolução do precipitado. Subsequentemente adicionou-se gota a gota de solução de ácido 
sulfúrico 1,0 mol L-1 até ocorrer uma nítida transformação. 
 
5 RESULTADOS E DISCURSSÕES 
5.1 Sistema Fe3+ / SCN-: 
a) Quando se adicionou o cloreto férrico na água, a solução fica de cor amarelada, ao adicionar 
6 gotas de tiocianato na solução observa a mudança de coloração para vermelho tijolo. 
b) Ao adicionar 6 mL de água destilada em um béquer juntamente com duas gotas de solução 
saturada de FeCl3 e NH4SCN. A equação se deslocamento podendo ser descritas pela reação a 
seguir. 
FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe (SCN)3 + 3NH4Cl 
Esta solução foi dividida em 5 tubos de ensaio em quantidades aproximadas, onde: 
TUBO 1: Serviu como referência. 
TUBO 2: A adição de cloreto de sódio (NaCl) provocou uma mudança na coloração para 
alaranjado de metila e ocasionou um deslocamento do equilíbrio para o lado esquerdo no 
sentido em que a mesma foi consumida. 
FeCl3 + 3NH4SCN ↔ Fe (SCN)3 + 3NH4Cl + NaCl 
FeCl4 + 4 NH4SCN + Na ↔ Fe (SCN)4 + 4NH4Cl + Na 
TUBO 3: A adição de uma gota de solução saturada de cloreto férrico provocou uma mudança 
na coloração para um tom mais escuro que original. Houve o deslocamento do equilíbrio para 
o lado direito. 
FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe (SCN)3 + 3 NH4Cl + 3 FeCl3 
TUBO 4: A adição de uma gota de solução saturada de tiocianato de amônio, provocou uma 
mudança na coloração para um tom mais escuro que original, ocasionando um deslocamento 
de equilíbrio para o lado direito. 
FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe (SCN)3 + 3 NH4Cl + 3 NH4SCN 
TUBO 5: Ao adicionar cloreto de sódio gota a gota nota-se que a coloração vai ficando cada 
vez mais fraca, pois há tentativa de quebra do equilíbrio o que não ocorre já que ambas soluções 
são saturas. Quanto mais forma a reação de complexação, mais o deslocamento do equilíbrio 
vai buscando tornar a cor da solução incolor. 
5.2 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 nota-se a formação de um precipitado de hidróxido de cobre azul claro. 
NH4OH+ CuSO2 ↔ (NH4)2SO4 + Cu (OH)2 
Após adicionar hidróxido de amônio até a dissolução do precipitado, a solução forma o íon 
CuO22-, que dá uma coloração azul mais intensa do que o sulfato de cobre. Em seguida, 
adicionou-se ácido sulfúrico e percebe-se que a solução vai ficando cada vez mais incolor até 
que a transformação nítida ocorre, tornando a solução totalmente incolor. 
2Cu + SO42- + H2SO4 ↔ Cu2SO4 + 2H2O + 2 SO2 
O complexo formado (Cu2SO4(OH)2+) dá lugar a cor transparente no interior do tubo. 
6. CONCLUSÃO 
Nesta pratica foi possível observar a formação de complexos e o equilíbrio de complexação de 
forma experimental através dos sistemas Fe3+/ SCN e Cu2+/NH3, e a mudança de coloração 
após a formação de cada complexo ou a adição de novas soluções ao complexo existente. O 
complexação de íons Fe (III) por íons SCN - pode ser estudada por comparação visual de corescom o cuidado de acidificar as soluções de ferro (III) e empregar como eletrólito um ânion não 
complexante. O experimento pode ser utilizado para introduzir equilíbrio químico na presença 
de equilíbrios simultâneos. 
 
REFERÊNCIAS 
 
HARRIS, D.C. Análise Química Quantitativa, 6ª edição, Livros Técnicos e Científicos 
Editora, 2005. 
 
VOGEL, A. I.; AFONSO, J. C. Análise química quantitativa. Grupo Gen-LTC, 2000. 
8521625790. 
 
SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER F.J.; CROUCH, S.R. Fundamentos de Química 
Analítica, 8ª edição, Editora Thomson Learning, 2007. 
 
ANEXOS: 
I. IMAGENS 
 
 
 
 
Figura 1. Equilíbrio de complexação 
II. EXERCÍCIOS 
 
1. Descreva as características das reações de complexação. 
Nº MÁXIMO, N DE LIGANTES  nº de coordenação do íon metálico; 
Depende da configuração 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. 
 
2. Interpretar os resultados de cada reação promovida nessa prática, apresentar as 
equações químicas e as expressões das constantes de equilíbrio. 
a) FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe (SCN)3 + 3NH4Cl 
A solução fica com coloração vermelha bem nítida (Vermelho tijolo) 
Keq = [Fe (SCN)3] [NH4Cl] ³ / [FeCl3] [NH4SCN] ³ 
 
b) FeCl4 + 4 NH4SCN + Na  Fe (SCN)4 + 4NH4Cl + Na 
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) FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe (SCN)3 + 3 NH4Cl + 3 FeCl3 
A coloração no tubo ficou mais escura, devido ao deslocamento do equilíbrio para a direita. 
Keq = [NH4Cl6] ²[Fe2SCN] ² / [FeCl3]4[NH4SCN]2 
 
d) FeCl3 + 3 NH4SCN ↔ Fe (SCN)3 + 3 NH4Cl + 3 NH4SCN 
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 íon 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 ácido 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] 
 
3. Discutir a perturbação e o estabelecimento de novo equilíbrio químico segundo o 
Princípio de Le Chatelier. 
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). 
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 
NH3 = (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. 
Cu2+ + 4 NH3 ⇄ [Cu (NH3)4] 2+ 
X 1,96 + 4X 2 x 10-4 
Note que não 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