Relatório de Inorgânica - Compostos de Coordenação

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UECE-Universidade Estadual do Ceará 
FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química inorgânica II – 2019.2 
A Química dos Compostos de Coordenação: reações e propriedades 
 
Dário GOMES 
Alison DUARTE 
Universidade Estadual do Ceará/Faculdade de Educação de Itapipoca 
Relatório de Trabalho para Química Inorgânica II 
Prof. Sávio Magalhães 
 
RESUMO 
 
Esta prática laboratorial tem como objetivo averiguar algumas reações que acontecem com os compostos de 
coordenação tal qual como as suas respectivas características e propriedades. Para a realização desses 
experimentos foram utilizados procedimentos simples, por exemplo, aquecimento de solução, decantação e 
formação de precipitados, cabe ressaltar que foram utilizados outros tipos de procedimentos além destes para 
a realização desta prática. Além disso, todos esses experimentos foram realizados em soluções aquosas e 
utilizando as reações químicas propostas pelo roteiro prático. Com isto, a parir de dados experimentais 
realizados e associado a dados teóricos, observou-se a utilização de teorias de ligação para explicar alguns 
aspectos dos compostos de coordenação, a título de exemplo, a troca de ligantes, desdobramento do campo 
cristalino, as cores dos compostos de coordenação e a reatividade dos compostos formados a partir de centro 
metálicos de Cu e Co. Portanto, está prática evidenciou a base teórica já vista em sala de aula de maneira 
prática evidenciando cada ponto saliente acerca desses compostos. 
. 
PALAVRAS-CHAVE: Complexo; coloração; solução aquosa; reações. 
OBJETIVO 
 
O objetivo do presente trabalho é observar reações envolvendo alguns compostos de 
coordenação. 
INTRODUÇÃO 
Os compostos de coordenação são formados por ligações covalentes coordenadas entre um 
centro metálico e um ligante, formando o chamado complexo. Os compostos de 
coordenação têm sido utilizados desde a antiguidade como corantes, pelo simples fato de 
suas propriedades espectrais, ou seja, pela a cor caracterizada dos complexos. Até então não 
se sabia como eram as fórmulas desde complexo e só no final do século XIX elas foram 
deduzidas e possibilitou a base para estudos sobre as suas ligações. Alfred Werner propôs a 
geometria para esses complexos, onde seria octaédrica com um centro metálico ligado aos 
ligantes e que íons poderiam estar fracamente ligado a esses ligantes. Outras teorias 
surgiram para explicar as ligações, as geometrias, as propriedades espectrais e magnéticas, 
entre outras. A teoria do campo cristalino (TCC) traz uma questão mais abrangente acerca 
da ligação para formar os complexos, onde fala que a interação é puramente eletrostática 
entre o metal e o ligante. Já a teoria da ligação de valência (TLV), levanta a questão que o 
complexo é formado quando os ligantes formam ligações coordenadas com o metal, em que 
o ligante por sua vez possui um par de elétrons livres e o metal um orbital d vazio com 
energia adequada a concretização da ligação. Por outro lado, a teoria do orbital molecular 
(TOM) introduz uma ligação mais covalente entre o centro metálico e os ligantes. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
Materiais utilizados em ambos experimentos: 
 4 tubos de ensaio; 
 2 espátulas; 
 1 béquer; 
 1 cadinho; 
 1 pipeta; 
 1 pisseta; 
 Bastão de vidro; 
 Suporte e Proveta; 
 Chapa aquecedora; 
 Balança semi-analítica. 
Reagentes utilizados: 
 Água destilada; 
 Álcool etílico; 
 Solução de 1 mol/L de NaOH; 
 CuSO4.5H2O; 
 Solução de 3 e 6 mol/L de NH4OH; 
 CoCl2; 
 HCl concentrado 
6.1. [Cu(NH3)4]SO4 – Sulfato de Tetraamincobre (II) 
1.Em cadinho, foi adicionado 1g de CuSO4.5H2O e posto para aquecer evitando a 
calcinação. 
2. Após aquecido, o resíduo seco, foi posto em um tubo de ensaio e adicionou-se ao mesmo 
recipiente 6 mL de água destilada. 
3. Logo após, a solução foi dividida em três tubos de ensaio diferentes nomeados 
respetivamente de: A, B e C. 
4. Feito isto, os seguintes procedimentos foram realizados: 
TUBO A: Adicionou-se 2 mL de uma solução de 1 mol/L de NaOH. Após o aparecimento 
de um precipitado parcialmente solúvel em NaOH, o tubo de ensaio foi aquecido 
cuidadosamente até o escurecimento do precipitado; 
TUBO B: Neste tubo, adicionou-se, gota a gota, 2 mL de uma solução 6 mol/L de NH4OH. 
Em seguida, adicionou-se 2 mL de álcool e foi posto o tubo em repouso até a decantação 
do precipitado; 
TUBO C: Adicionou-se uma pequena quantidade de álcool e logo em seguida observou-
se a formação do precipitado. 
 
6.2. [Co(H2O)6]Cl2 – Cloreto de hexaaquocobalto (II) 
Inicialmente, adicionou-se 1 g de CoCl2 em um béquer, previamente, contendo 6 mL de 
água destilada. Após observar a cor da solução, a mesma, foi dividida em três tubos de 
ensaios nomeados de: A, B e C. 
 
TUBO A: Foi mantido como padrão; 
TUBO B: Adicionou-se 0,5 mL de ácido clorídrico concentrado. Logo em seguida 
observou-se as cores obtidas. Após isto, adicionou-se mais água. 
TUBO C: Adicionou-se algumas gotas de uma solução 3 mol/L de NH4OH e em seguida 
 a solução foi agitada. 
RESULTADOS E DISCUSSOES 
 
Em cadinho, 1 grama de CuSO4. 5H2O foi aquecido cuidadosamente sem calcinar. Após 
isso, notou-se uma mudança em sua coloração, de azul para um branco meio acinzentado, 
figura 1. Esse fenômeno é devido reação de dissociação térmica de complexos sólidos. A 
uma dada temperatura perde-se os grupos ligantes voláteis, que são substituídos pelos 
ânions do complexo. Ao ser aquecido o Sulfato de Cobre hidratado, ocorre a perda de água 
e forma Sulfato de Cobre anidro. Ou seja, a troca de cor é decorrente da substituição do 
grupo ligante água por íons sulfato. 
 
 
A cor dos complexos está diretamente relacionada aos orbitais de valência semipreenchidos. 
Ou seja, quando houver excitação do elétron de uma camada inferior estará absorvendo 
(espectro de absorção) e quando o elétron decai (espectro de emissão), emite um certo 
comprimento de onda na faixa do visível correspondente à uma certa cor. 
 
Figura 1. Sulfato de Cobre antes e depois do aquecimento. 
 
[Cu(H2O)4]SO4.H2O → [CuSO4] + 5H2O ↑ 
 AZUL BRANCO 
 
O Sulfato de Cobre anidro foi distribuído em partes iguais em três tubos de ensaio com 6 
mL de água destilada cada. Pode notar-se que a cor azul retornou imediatamente após a 
adição de água. Isso ocorreu devido a substituição do ligante SO4 por água, reação reversa 
da dissociação térmica, havendo a formação novamente de Sulfato de Cobre hidratado. 
Figura 2. 
 
Figura 2. Coloração do Sulfato de Cobre após adição de água destilada. 
No primeiro tubo foi posto 2 mL de solução 1 mol de NaOH. Após a adição notou-se a 
formação de um precipitado azul escuro e quando aquecido a sua coloração passou para 
um verde escuro. O precipitado formado é Hidróxido de Cobre, abaixo segue a equação: 
 
 
 
Na reação de dupla troca o Sulfato de Sódio formado é solúvel, assim ele não forma um 
precipitado. Já o hidróxido é insolúvel, por isso o Hidróxido de Cobre precipita. Figura 3. 
A mudança de cor está relacionada as propriedades espectrais dos complexos, os elétrons 
de valência após serem excitados com o aquecimento saltaram de uma camada mais interna 
para uma externa e ao decair gerou fótons na forma de luz, emitindo um certo comprimento 
de onda na faixa do visível, correspondente a cor do precipitado analisado. No segundo tubo 
de ensaio durante a adição de 2 mL de solução 6 mol de NH4OH, foi notável fortemente 
azulada. Após colocar a mesma quantidade de álcool na solução, percebeu-se que formou 
um precipitado azul escuro no fundo do tubo. Figura 3. Abaixo segue a equação: 
 
 
 
 
O íon Sulfato é substituído pelo grupo amina formando um complexo sulfato de 
tretaminocobre (II) que decanta, formando o precitado azul escuro. Reação caracterizada 
pela substituição de grupos ligantes em solução aquosa. No último tubo foi posto na solução 
deCuSO4 (aq) uma certa quantidade de álcool, cerca de 2 mL. Com a adição notou-se a 
CuSO4 (aq) + NaOH(aq) → CuOH(s) + NaSO4 (aq) 
 AZUL VERDE 
CuSO4 (aq) + NH4OH(aq) → [Cu(NH3)4].SO4 (s) + H2O (aq) 
 AZUL AZUL ESCURO 
 
formação de um precipitado de coloração azul claro, com um aspecto de cristal azul. Figura 
3. Esse fato é decorrente da cristalização em álcool do complexo [Cu(H2O)4]SO4.H2O, 
formando um precipitado sólido. 
 
Figura 3. Precipitado de Hidróxido de Cobre, precitado sulfato de tretaminocobre (II) e 
precitado de sulfato de tretaaquocobre (II) cristalizado. 
Em cadinho, foi posto 1 grama de CoCl2, a cor do mesmo é vermelha por ser hidratado. O 
soluto foi distribuído em partes iguais em três tubos de ensaio com 6 mL de água destilada. 
Todos obtiveram uma cor vermelha devido ao soluto já ser hidratado, ou seja, a adição de 
água não possibilitou a mudança para outra cor. No primeiro tudo, manteve-se como padrão, 
possuindo colocarão vermelha. No segundo tubo foi adicionado 0,5 mL de HCl 
concentrado, logo notou-se a mudança de coloração de róseo para azul. Abaixo segue a 
equação: 
 
 
 
 
A mudança de róseo para azul é devido a substituição do ligante água por íons cloreto, 
saindo de um complexo hidratado para um anidro. Reação comum de 
hidratação/desidratação do Cobalto (II). No mesmo tubo foi adicionado água destilada, logo 
foi perceptível o retorno da cor vermelha inicial, ou seja, ocorreu uma reação reversa. No 
último tubo ao adicionar gostas da solução de 3 mols de NH4OH e agitar, notou-se na 
solução um precipitado com coloração esverdeada. 
 
 
 
 
[Co(H2O)6]Cl2 (aq) + HCl (aq) → [CoCl4]. 6H2O (aq) 
 ROSA AZUL 
CoCl2 (aq) + NH4OH(aq) → [Co(NH3)4].Cl2 (s) + H2O (aq) 
 ROSA VERDE ESCURO 
 
Conforme a equação descrita acima. Pode-se notar que o ligante água do cloreto de 
hexaaquocobalto (II) foi substituído por uma amina, formando o precitado de cloreto de 
tetramincobalto (II). Reação caracterizada pela substituição de grupos ligantes em solução 
aquosa. A mudança de cor decorre da mudança entre ligantes em condições ambiente. 
CONCLUSÃO 
 
Com a realização dessa prática laboratorial, pôde-se observar vários conhecimentos práticos 
já vistos em sala de aula de maneira teórica, por exemplo, a coloração dos compostos de 
coordenação. Com isto, entendem-se que, para cada composto de coordenação existe um 
determinado comprimento de onda na região do visível responsável pela sua respectiva cor 
e, que a TCC é capaz de explicar a coloração a partir de dados espectrais e do desdobramento 
do seu campo. Além disso, verificou-se algumas de suas propriedades e, averiguou-se a 
reatividade dos elementos Cu e Co nas reações propostas de antemão pelo roteiro. Ademais, 
entendeu-se as reações químicas envolvendo os compostos de coordenação em soluções 
aquosas e seus respectivos resultados, bem como a influência da água sobre os ligantes do 
centro metálico. Portanto, apesar de poucos suporte técnico e material, o ensaio laboratorial 
facultou uma base experimental riquíssima para o entendimento dessa classe de compostos 
tão abundantes. 
 
REFERÊNCIAS 
 
 
SHRIVER, D.; ATKINS, P. Química inorgânica: 4. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2008 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química:3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006 
 
MIESSLER, G.; FISCHER, P.; TARR, D. Química inorgânica: 5. ed. São Paulo: Pearson 
Education do Brasil, 2014 
 
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão Concisa, Tradução da 5ª Edição. São Paulo, Editora Edgard, 
2000. 
 
FOGAÇA, J. Deslocamento do equilíbrio químico e mudança de cor. (Brasil Escola). Disponível 
em: https://www.google.com/amp/s/m.educador.brasilescola.uol.com.br/amp/estrategias-
ensino/deslocamento-equilibrio-quimico-mudanca-cor.htm . Acesso em 4 junho 2020. 
 
FOGAÇA, J. Reações entre íons em solução. (Brasil Escola). Disponível em: 
https://www.google.com/amp/s/m.educador.brasilescola.uol.com.br/amp/estrategias-
ensino/reacoes-entre-ions-solucoes.htm . Acesso em 4 junho 2020. 
 
Química: sais hidratados e anidros. (Centro de Educação Básica Francisco de Assis). Disponível 
em: https://www.unijui.edu.br/efa/noticias/32238-quimica-sais-hidratados-e-anidros . Acesso em 4 
Junho 2020.