Post on 28-Jun-2015
Filipe Matos Pereira Lima
João Marcos Lenhardt Silva
Michael Christmann
Rafael Martins de Paula
RELATÓRIO
Prática 7 – Complexos em solução.
CURITIBA
2010
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA E BIOLOGIA
DISCIPLINA DE QUÍMICA DE COORDENAÇÃO
PROFESSOR MARCELA MOHALLEM OLIVEIRA
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1 INTRODUÇÃO
A formação de um complexo decorre de fatores como a labilidade e da força
entre a interação entre o metal e o ligante. “A labilidade é a capacidade do complexo
em participar de reações na quais seus ligantes são substituídos na esfera de
coordenação” (SANTOS, 2008, p. 12, grifo do autor), e esse fator tem caráter
cinético, não havendo qualquer relação com a estabilidade termodinâmica do
composto.
A grande maioria dos complexos possui seu íon metálico central com
características eletrófilas, assim quando em solução, o cátion atrai tão forte as
moléculas polares e íons que contenham elétrons livres que se formam os
complexos, isto significa que, em lugar de cátions comuns, aparecem íons
complexos formados do cátion metálico e de moléculas de solvente. Servem de
exemplo os cátions [Al(H2O)6]+3, [Fe(H2O)6]
+3 e [Cu(H2O)6]+2 etc., no caso do
solvente ser a água (EQUILÍBRIO).
A coloração dos complexos tem relação direta com o estado de oxidação do
íon metálico central, disposição espacial da esfera de coordenação primária e da
natureza do ligante, sendo caracterizada pela absorção de comprimentos de onda,
os quais promovem elétrons de um nível de energia mais baixo para um mais alto do
orbital d do íon metálico, distintos de um complexo para outro.
Essa prática tinha como objetivo a verificação experimental das
propriedades dos complexos em solução.
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2 MATERIAIS E MÉTODOS
2.1 MATERIAIS
MATERIAIS REAGENTES
12 tubos de ensaio
Suporte para tubos de ensaio
Pipetas graduadas
Balança
Espátula
Bico de Bünsen
Pêra
Pinça de madeira
Fósforo.
Solução 1 mol/L de NH4SCN
Solução 0,1 mol/L de Cr2(SO4)3
Solução 0,1 mol/L de Co(NO3)2
Solução 0,1 mol/L de CuSO4
Solução 0,1 mol/L de EDTA
Solução 0,1 mol/L de Na2C2O4
Solução saturada de KBr
Solução de FeCl3 – 0,1 mol/L em HCl dil.
Água destilada
H2SO4 1 mol/L
NH4OH conc.
HCl conc.
ZnSO4 . 7 H2O
Solução 0,1 mol/L de ácido tartárico
Solução 0,05 mol/L de ácido acético
Solução 0,01 mol/L de HNO3
2.2 MÉTODOS
2.2.1 Métodos para o procedimento experimental 1: Formação de
complexos em etapas.
Dois tubos de ensaio foram numerados, e em ambos os tubos foram
adicionados 2 mL de sulfato de cobre II 0,1 mol/L e 1 mL de ácido sulfúrico 1 mol/L.
Ao tubo 1 adicionou-se gota a gota, a solução de KBr saturada até não se observar
mais variação na cor da solução contida no mesmo. Toda e qualquer mudança na
coloração foram anotadas e também qualquer outro aspecto observado.
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Do conteúdo do tubo 1 foi reservado dentro do mesmo e o resto transferido
para um novo tubo de ensaio denominado 3 e juntou-se água, aos poucos. Então
foram comparadas as cores nos tubos 1, 2 e 3.
2.2.2 Métodos para o procedimento experimental 2: Estabilidade
termodinâmica.
Parte a)
A dois tubos de ensaio (tubo 1 e tubo 2), adicionou-se 1 mL de solução de
cloreto férrico em HCl diluído. No tubo 1, foi adicionado 1 ml de solução de hidróxido
de amônio conc. Ao tubo 2, adicionou-se 2 mL de solução de ácido tartárico 0,1
mol/L e depois 1 mL de solução de hidróxido de amônio conc. Comparou-se então
os fenômenos.
Parte b)
Num tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de solução de nitrato de cobalto II
0,1 mol/L. Adicionou-se algumas gotas de HCl conc. O tubo então foi agitado. O
processo foi repetido até que não houvesse mais nenhuma modificação. Por último
adicionou-se alguns cristais de um sal de zinco (ZnSO4 . 7H2O). Agitou-se e
observou-se.
Parte c)
Em um tubo contendo 2 mL de solução de cloreto férrico em HCl diluído
adicionou-se algumas gotas de solução de tiocianato de amônio 1 mol/L. Agitou-se,
e adicionou-se 4 mL de solução de oxalato de sódio 0,1 mol/L.
2.2.3 Métodos para o procedimento experimental 3: Inércia e Iabilidade.
Parte a)
Misturou-se 1 ml de solução de cloreto férrico em HCl diluído e 3 ml de
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solução de EDTA 0,1 mol/L, em um tubo de ensaio, ao mesmo foram adicionadas
cerca de 3 gotas de HNO3 0,01 mol/L. Agitou-se e então foram adicionadas algumas
gotas de solução de tiocianato de amônio 1 mol/L.
Parte b)
Em um outro tubo de ensaio, juntou-se 1 mL de sulfato de cromo III 0,1
mol/L, 1 mL de solução de ácido acético 0,05 mol/L e 3 mL de solução de EDTA 0,1
mol/L. Dividiu-se a solução em dois tubos e um deles foi aquecido, cuidadosamente,
em bico de Bünsen.
3 RESULTADOS E DISCUSSÕES
3.1 Resultados e discussões para o procedimento experimental 1:
Formação de complexos em etapas.
A solução de sulfato de cobre II possui cor azul e mesmo com a adição de
ácido sulfúrico sua cor não se altera.
No entanto, ao tubo I a adição de KBr fez a solução adquirir uma coloração
verde. Esta solução teve uma parte separada e a ela foram adicionados água,
porém nenhuma mudança de cor foi observada.
CuSO4.5H2O(aq) + 2KBr CuBr2.4H2O(aq) + K2SO4(aq)
3.2 Resultados e discussões para o procedimento experimental 2:
Estabilidade termodinâmica.
a) A solução de cloreto férrico em HCl diluído apresentava cor amarela.
Quando hidróxido de amônio foi acrescentado formou-se um precipitado coloidal
marrom, que era o hidróxido de ferro. Na adição de ácido tartárico nada foi
observado, o íon Fe+3 devia ter formado um complexo com o a base conjugada do
ácido. Na adição de hidróxido de amônio concentrado fez a solução mudar para
laranja.
FeCl3 (aq) + 3 NH4OH(aq) Fe(OH)3 (aq) + 3 NH4Cl(aq)
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b) Em outro tubo de ensaio que continha nitrato de cobalto II, o qual possui
cor rosa, que era o Co(NO3)2 .6H2O, entretanto em solução esse complexo é
representado por [Co(H2O)6]2+. Quando foram adicionados gotas de HCl
concentrado fez a solução tornar-se azul, porque os íons Cl- substituem as
moléculas de água . Em seguida, com a adição de ZnSO4.7H2O, a solução mudou
sua coloração para lilás.
[Co(H2O)6]2+(aq) + 4Cl-(aq) → [CoCl4]2-(aq) + 6H2O(l)
c) A solução de cloreto férrico com HCl, como anteriormente dito, possui cor
amarela, que foi suprimida quando tiocianato de amônio foi adicionado ao mesmo
tubo de ensaio, pois formou-se tiocianato de ferro que é vermelho intenso.
FeCl3 (aq) + 3 NH4SCN (aq) → Fe(SCN)3 (aq) + 3 NH4Cl (aq)
Em seguida, a adição de oxalato de sódio fez a solução mudar para uma cor
castanha amarelada.
3.3 Resultados e discussões para o procedimento experimental 3:
Inércia e Iabilidade.
O acréscimo de EDTA a solução de cloreto férrico em HCl diluído não
alterou visivelmente a solução, pois ela continuou com sua coloração característica.
Mesmo após a adição de HNO3 nenhuma reação foi observada.
A solução de sulfato de cromo III tem cor verde, e esta cor permaneceu
mesmo com adição de EDTA e ácido acético. Somente quando um dos tubos foi
aquecido foi que houve mudança. O aquecimento tornou a solução roxa.
4 CONCLUSÃO
As mudanças de coloração dos complexos em solução têm basicamente
como fator a reatividade de um ligante em relação a outro, como o caso do sulfato
de cobre que com a adição do ácido sulfúrico não sofre nenhuma mudança, porém
com o brometo de potássio há a formação de CuBr2.4H2O, o qual tem cor diferente
do CuSO4.5H2O.
No caso da complexação com EDTA a labilidade foi comprovada como um
fator cinético, pois quando a solução foi aquecida o equilíbrio tende para formação
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do complexo com EDTA.
5 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução 5. ed. Inglesa. São
Paulo: Blucher, 1999.
VOGEL, A. I.; Química Analítica Qualitativa. 5ª Edição. São Paulo, SP: Editora Mestre Jou,
1981.
Sites relacionados
EQUILÍBRIO: http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade08.pdf, acesso em
28/06/2010, às 22h30;
SANTOS, M. M.; Química dos Elementos de Transição – Roteiro das Aulas; Instituto de
Química, UnB, 2008; Acesso online:
http://vsites.unb.br/iq/HPMMS/arquivos/disciplinas/2008_1/QET/QET2008_1.pdf;