Roteiros de Aula Prática

UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIAINSTITUTO DE QUÍMICADEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICAQUI-137 - QUÍMICA INORGÂNICA DE COORDENAÇÃO SEMESTRE – 2014.1

EXPERIMENTO 1: Elementos de Transição

1. O que se entende por elementos de transição?

Uma análise geral da tabela periódica nos permite dividir os elementos em metais e não-metais. Os metais apresentam propriedades típicas como, por exemplo, ductilidade, maleabilidade, condutividade térmica e elétrica. A Tabela 1 mostra alguns elementos que apresentam propriedades metálicas:

Tabela 1. Alguns metais típicos.

Período/Grupo 3 4 5 6 7 8 9 10 11 124o Período Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn5o Período Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd6o Período La / Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au HgNo elétrons d 1 2 3 5 5 6 7 8 10 10

Cite três aplicações do cobre que permitem classificá-lo como um metal.

Os elementos citados na Tabela 1 são metais e, com exceção do zinco, cádmio e mercúrio, eles são conhecidos como metais de transição ou elementos de transição.

O termo transição é amplamente usado para incluir qualquer metal que tenha orbitais d incompletos, na sua forma elementar ou num estado de oxidação no qual forme algum composto.

O que você entende por "substância na forma elementar"?Se os elementos de transição são metais, como eles são representados na forma elementar?Por que o cobre é considerado um metal de transição, mas o zinco não é?

Ao se estudar as propriedades dos elementos de não-transição, chamados representativos, pode-se notar que elas variam gradualmente ao longo de um período da tabela periódica como se os metais de transição não estivessem lá. É como se os elementos de transição formassem uma "ponte" ao longo do meio da tabela.

Utilizando a tabela periódica, identifique os elementos de transição do 4o, 5o e 6o períodos.

Os elementos do bloco-d são agrupados em séries. Aqueles do 4o

período formam a 1a série de transição, os do 5o formam a 2a série, e os do 6o, a 3a série.

Localize na tabela periódica o 1o e o último elemento de cada série de transição.O que diferencia os elementos das três séries entre si? Use os elementos do grupo 4 para ilustrar a sua resposta.

Lantânio (La) e lutécio (Lu) apesar de apresentarem orbitais d parcialmente preenchidos (5d1), não são estudados juntos com elementos da 3a

série transição. Por conta dos seus tamanhos, suas propriedades são mais semelhantes àquelas dos lantanídeos e, portanto, eles são estudados juntos com esses elementos.

Os metais de transição, do mesmo modo que os representativos, formam compostos simples como óxidos e sais. Mas eles também podem interagir com moléculas como a água, a amônia e outras mais complexas para formar íons ou moléculas complexos, conhecidos como compostos de coordenação. Exemplo:

[Co(H2O)6]3+ (aq) + 6NH3 (aq) [Co(NH3)6]3+ (aq)

Na reação acima, o Co3+ atua como ácido ou como base de Lewis? Justifique sua resposta.

Num composto de coordenação, o metal de transição aceita elétrons de espécies doadoras – bases de Lewis – e forma um composto complexo. Esta propriedade dos metais de transição é de vital importância em algumas transformações químicas que ocorrem nos organismos vivos.

Por exemplo, no sangue existe uma substância chamada hemoglobina que carrega o oxigênio dos pulmões para todo o corpo e sua cor é azul. A molécula de hemoglobina se liga a moléculas de oxigênio para formar a oxihemoglobina, que é vermelha. Ambas, hemoglobina e oxihemoglobina são compostos de coordenação.

Observe a estrutura da hemoglobina e do grupo heme na Figura 1.

Identifique o metal de transição na molécula de hemoglobina e de oxihemoglobina.

Na reação da hemoglobina com o oxigênio, qual espécie atua como ácido e qual atua como base de Lewis? Justifique sua resposta.

(a) (b)Figura 1: Estrutura da hemoglobina e da oxihemoglobina (a), mostrando o

grupo heme em destaque (b).

2. A variabilidade dos estados de oxidação

Muitos metais de transição apresentam vários estados de oxidação. Esse é um dos motivos que faz com que esses elementos e seus compostos apresentem alta atividade catalítica e participem em muitas reações redox.

O que você entende por catalisador?

Alguns exemplos comuns de reações catalisadas por metais de transição estão apresentados na Tabela 2.

Tabela 2. Reações catalíticas usadas em processos industriais.

Produto formado Reação catalisada CatalisadorÁcido Sulfúrico SO2 + ½ O2 SO3 V2O5

Ácido Nítrico NH3 + 5/4 O2 NO +3/2 H2O Pt/RhAcetaldeído C2H4 + ½ O2 CH3CHO Pd2+ + Cu2+

Amônia N2 + 3 H2 2NH3 Fe / Fe2O3

Benzeno Refino do petróleo Pt/ReFormaldeído CO + 3/2 H2 CH2OH Cr2O3 + ZnOPolietilenos x(C2H4) (C2H4)x Compostos de Ti3+

Quais metais de transição, apresentados na Tabela 2, são usados como catalisador na forma elementar?

Determine os estados de oxidação dos metais de transição apresentados na Tabela 2.

A Tabela 3 apresenta os estados de oxidação para os elementos da 1a série de transição; aqueles estados mais comuns e importantes são mostrados em negrito.

Tabela 3. Estados de oxidação de elementos da 1a série de transição.

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu0 (3d24s2) 0 (3d34s2) 0 (3d54s1) 0 (3d54s2) 0 (3d64s2) 0 (3d74s2) 0 (3d84s2) 0 (3d104s1)

1 (3d34s1) 1 (3d5) 1 (3d54s1) 1 (3d74s1) 1 (3d84s1) 1 (3d10)2 (3d2) 2 (3d3) 2 (3d4) 2 (3d5) 2 (3d6) 2 (3d7) 2 (3d8) 2 (3d9)

3 (3d0) 3 (3d1) 3 (3d2) 3 (3d3) 3 (3d4) 3 (3d5) 3 (3d6) 3 (3d7) 3 (3d8)4 (3d0) 4 (3d1) 4 (3d2) 4 (3d3) 4 (3d4) 4 (3d5) 4 (3d6)

5 (3d0) 5 (3d1) 5 (3d2) 5 (3d4)6 (3d0) 6 (3d1) 6 (3d2)

7 (3d0)

Quais são os estados de oxidação mais comuns para o cobre? E para o manganês?

Não é possível ser muito preciso quanto aos estados de oxidação mais comuns para um dado elemento, porque um estado de oxidação que é comum nos compostos simples pode não ser nos complexos e vice-versa.

Cátions dos metais de transição em meio aquoso estão hidratados, como conseqüência da natureza polar da molécula de água. Veja a Figura 2.

(a) (b)Figura 2. Representação de um cátion hidratado (a) e um ânion hidratado (b).

Escreva a equação que representa dissolução do sulfato de cobre(II), Cu2+SO4

2, em água.

Quais são as energias envolvidas nesse processo?

Se a atração do cátion metálico pelo pólo negativo da água é suficientemente forte, a polaridade da ligação O H dessa molécula pode aumentar muito em relação àquela das moléculas não ligadas diretamente ao cátion e chegar ao ponto de promover a reação entre a água e o cátion. Veja Figura 3.

Figura 3. Representação da hidrólise de um cátion.

Analise a equação mostrada na Figura 3 e discuta os fatores que podem promover a hidrólise de cátions.

Metais de transição em alto estado de oxidação podem reagir com a água, numa reação de hidrólise. Formam-se hidroxo e/ou oxoespécies que podem ser catiônicas, aniônicas ou neutras, dependendo do estado de oxidação do metal e do grau de hidrólise. A Tabela 4 mostra alguns oxocátions e oxoânions dos metais de transição.

Tabela 4: Oxoespécies de metais de transição

Oxoespécie NomeVO2+

MoO22+

VO43

CrO42

Cr2O72

MnO4

MoO42

Determine o estado de oxidação do metal de transição em cada uma das oxoespécies apresentadas na Tabela 4.Usando as normas de nomenclatura dos compostos de coordenação, dê a correta nomenclatura das oxoespécies da Tabela 4.Qual é a diferença entre os ânions cromato e dicromato?

As oxoespécies podem ser mono ou polinucleares, dependendo se possuem um átomo metálico ou mais de um.

A variabilidade dos estados de oxidação dos metais de transição deve-se à disponibilidade dos elétrons d. O nível de energia desses elétrons não é muito diferente daquele dos elétrons s ou p próximos, de modo que eles participam da formação da ligação, que pode ser iônica ou covalente.

3. Referências

VIVEIROS, A.; ROCHA, Z. N. Roteiros de aula prática QUI137. Salvador: UFBA.


EXPERIMENTO 2: Formação de complexos e quelatos

1. Objetivos

Observar a formação de compostos de coordenação. Identificar em cada composto o centro metálico e os ligantes. Discutir a estrutura dos complexos com base em suas propriedades

em solução e dados espectroscópicos. Observar a formação de um quelato.

2. Materiais e reagentes

Cobre metálico Solução de HCl 6 mol.L-1

Ferro metálico Solução de CoCl2, 1 mol.L-1

Dimetilglioximato de sódio (solução) Solução de NiCl2, 1 mol.L-1

Etilenodiamina (H2NCH2CH2NH2) Sulfato de ferro(II), FeSO4

Solução de HCl 0,1 mol.L-1 Cloreto de ferro(III), FeCl3Solução aquosa de CuSO4 1 mol.L-1 Estante de tubos de ensaioSolução de NH4SCN, 1 mol.L-1 Pipeta Pasteur (conta-gotas)Solução de HNO3, 6 mol.L-1

3. Procedimento Experimental

Experimento 1

1. Coloque um pedaço de ferro metálico em um tubo de ensaio e adicione ácido clorídrico diluído. Observe a reação e a cor da solução formada.

2. Em outro tubo de ensaio, adicione uma pequena porção de sulfato de ferro(II) e dissolva com água. Observe a cor da solução.

3. Em um terceiro tubo de ensaio, adicione uma pequena porção de cloreto de ferro(III), dissolva com água e adicione algumas gotas de solução de HCl 6 mol.L-1. Observe a cor da solução.

4. Adicione, gota a gota, uma solução de NH4SCN 1 mol.L-1, a cada um dos tubos anteriores (itens 1 a 3) e anote as mudanças observadas.

Experimento 2

1. Adicione um pedaço de cobre metálico a um tubo de ensaio e, na capela, adicione ácido nítrico 6 mol.L-1. Observe a reação.

2. Em outro tubo de ensaio, adicione 3 mL de uma solução de CuSO4 1 mol.L-1. Observe a cor da solução.

3. Adicione etilenodiamina, H2NCH2CH2NH2, gota e gota, em cada tubo e observe a mudança de coloração da solução.

Experimento 3

1. Adicione 3 mL de uma solução de CoCl2 1 mol.L-1 a um tubo de ensaio. Observe a cor da solução. Adicione gota a gota uma solução de dimetilglioximato de sódio. Observe as mudanças.

2. Adicione 3 mL de uma solução de NiCl2 1 mol.L-1 a um tubo de ensaio. Observe a cor da solução. Adicione gota a gota uma solução de dimetilglioximato de sódio. Observe as mudanças.

4. Questionário

a) Escreva as equações químicas das reações observadas em cada experimento.

b) Para cada composto de coordenação formado, identifique qual é o centro metálico e os ligantes em cada caso. Justifique a resposta.

c) Represente os complexos formados com fórmulas entre colchetes e identifique, quando possível, se o complexo formado é um cátion, um ânion ou uma molécula neutra. Justifique sua resposta.

d) Com base no experimento 1, o que você poderia inferir sobre estabilidade dos íons Fe(II) e Fe(III)? Justifique sua resposta.

e) Analise a molécula da etilenodiamina e identifique por qual átomo deve ocorrer a coordenação ao centro metálico. Proponha uma estrutura para o complexo formado.

f) Com base na solubilidade dos produtos do experimento 3, proponha estruturas para os complexos formados com os íons Co(II) e Ni(II).

g) Em anexo, tem-se os espectros na região do infravermelho do dimetilglioximato de sódio e o do sólido obtido no experimento 3. Analise-os comparativamente e discuta a estrutura proposta para o bis(dimetilglioximato)níquel(II).

h) O complexo bis(dimetilglioximato)níquel(II) é um quelato. Consulte a bibliografia recomendada e discuta o que é um quelato.

DADOS:

Fórmula do íon dimetilglioximato

5. Referências

BASOLO, F.; JOHNSON, R. Química de los Compuestos de Coordinación. Barcelona: Reverté, 1976.

JONES, C. A Química dos Elementos dos Blocos d e f. Tradução de Maria Domingues Vargas. Porto Alegre: Bookman, 2002.

NAKAMOTO, K. Infrared Spectra of Inorganic and Coordination Compounds. 2. ed. New York: Wiley-Interscience, 1970.

VIVEIROS, A.; NOVAIS, Z. Roteiros de aula prática de QUI137. Salvador: UFBA, 2008.

ANEXO

Figura 1. Espectro FTIR: (a) dimetilglioxima; (b) complexo bis(dimetilglioximato)níquel(II)


EXPERIMENTO 3: As cores nos compostos de coordenação

1. Objetivos

Verificar como as cores dos compostos de coordenação são afetadas pelos estados de oxidação, pela natureza e número de ligantes em sua esfera de coordenação.

Observar o efeito da formação de um quelato sobre a estabilidade dos complexos.


Sulfato de ferro(II), FeSO4 Solução aquosa de CoCl2 1 mol.L-1

Peróxido de hidrogênio, H2O2 20% Solução aquosa de NiCl2 1 mol.L-1

Solução de NaOH 1 mol.L-1 Solução aquosa de AgNO3 1 mol.L-1

Solução de NH3, NH4OH 25% Solução aquosa de ZnSO4 1 mol.L-1

Ácido clorídrico concentrado, HCl 37%

Solução de EDTA sódico

Solução aquosa de CuSO4 1 mol.L-1 Estante de tubos de ensaioSolução aquosa de CrCl3 1 mol.L-1 Pipeta graduadaSolução aquosa de MnSO4 1 mol.L-1 Pipeta Pasteur (conta-gotas)


Experimento 1

1. Colocar 2 espátulas de sulfato de ferro(II) sólido em um tubo de ensaio grande. Observar e anotar a cor do sólido.2. Adicione água destilada até a metade do tubo e misturar o sólido, com a ajuda de um bastão de vidro, até dissolvê-lo. Observe a cor da solução e compare com a do sólido.3. Quando todo o sulfato de ferro(II) estiver dissolvido, coloque metade da solução em um outro tubo de ensaio igual ao primeiro e deixe-o separado.4. Ao outro tubo de ensaio adicione, numa capela, algumas gotas de solução de peróxido de hidrogênio 20 vol. Anote todas as alterações observadas. 5. Adicione solução de hidróxido de sódio 1 mol.L-1 gota a gota a cada um dos dois tubos de ensaio.

Experimento 2

1. Adicione em dois tubos de ensaio uma solução aquosa de Cu(II)2. A um dos tubos, adicione gota a gota uma solução de NH3 a 25%.3. Ao outro tubo, adicione gota a gota uma solução de NaOH 1 mol.L-1.4. Compare as cores das soluções nos dois tubos.5. Repita o experimento com soluções aquosas dos íons Cr(III), Mn(II),

Co(II), Ni(II), Ag(I) e Zn(II).

Experimento 3

1. Adicione 2 ml de uma solução aquosa de Cu(II) a um tubo de ensaio. Observe a cor do complexo [Cu(H2O)6]2+.

2. Em outro tubo de ensaio, adicione 2 mL da solução de [Cu(NH3)4]2+

obtido no Experimento 2.3. Em um terceiro tubo de ensaio, adicione 2 mL de uma solução

aquosa de Cu(II) e em seguida adicione HCl concentrado. Observe a cor do complexo [CuCl4]2- formado

4. Adicione a cada um dos tubos de ensaio, uma solução de EDTA sódico gota a gota e observe como a coloração das soluções muda.

4. Questionário

a) No experimento 1, compare as cores dos aquocomplexos e dos hidróxidos de Fe(II) e Fe(III) e discuta as diferenças observadas com base na TCC.

b) Escreva as equações químicas de formação dos hidroxocomplexos e amincomplexos de cada um dos íons do experimento 2.

c) Discuta como os ligantes H2O, OH-, Cl- e NH3 afetam as cores dos respectivos complexos do íons. Verifique quais as geometrias dos complexos formados.

d) Com base na análise das cores observadas após a adição da solução de EDTA no experimento 3, explique porque o ligante EDTA consegue deslocar ligantes simples como H2O, NH3 e Cl-?

5. Referências

BASOLO, F.; JOHNSON, R. Química de los Compuestos de Coordinatión. Barcelona: Reverté, 1976.

JONES, C. A Química dos Elementos dos Blocos d e f. Tradução de Maria Domingues Vargas. Porto Alegre: Bookman, 2002.


EXPERIMENTO 4: Preparação do cloreto de hexamincobalto(III)

1. Objetivos

Preparação de cloreto de hexaaminocobalto(III) a partir de cloreto de cobalto(II) hexa-hidratado.

2. Materiais e Reagentes

Ácido clorídrico concentrado Banho de geloPeróxido de hidrogênio a 30% Balança analíticaAmônia concentrada Bomba de vácuo ou trompa de vácuoCarvão ativado Béquer de 50 mLCloreto de amônio (NH4Cl) EspátulaCloreto de cobalto(II) hexaidratado Frasco para o produto de sínteseÁgua destilada Balão volumétrico de 50 mLEtanol absoluto Barra magnéticaÉter etílico Bastão de vidroVidro de relógio Chapa de aquecimento com agitaçãoTermômetro Erlenmeyer de 125 mLHaste universal e garra Funil de BüchnerProveta de 10 mL Kitasato


1. Deixe um béquer com 50 mL de água destilada em um banho de gelo.2. Pese 2 g de NH4Cl e dissolva em 10 mL de água destilada contida em um erlenmeyer de 125 mL. 3. Aqueça lentamente a solução até ebulição e adicione 3 g de CoCl2.6H2O. 4. Adicione 0,2 g de carvão ativo no erlenmeyer ainda quente. Resfrie-o com água corrente até a temperatura ambiente.5. Na capela, adicione 8 mL de solução concentrada de NH3 e resfrie a mistura em banho de gelo até aproximadamente 10ºC.6. Acrescente 6 mL de solução de H2O2 a 30%, lentamente, em frações de 1 mL. 7. Aqueça a mistura contida no erlenmeyer, mantendo-a em ebulição por cinco minutos. Agite periodicamente. É importante manter a mistura sob agitação para evitar o superaquecimento.

8. Esfrie o erlenmeyer em água corrente e transfira-o para um banho de gelo. Aguarde até que a temperatura esteja próxima a 0ºC. 9. Observe a formação de um sólido alaranjado misturado ao carvão. Filtre o precipitado em um funil de Büchner sob pressão reduzida. Lave com 5 mL de água destilada gelada.10. Substitua o kitasato por um outro limpo. Adicione, lentamente, no próprio funil 40 mL de água destilada quente (perto de 100ºC). 11. Filtre a mistura a quente, sob pressão reduzida. 12. Recolha o filtrado em um erlenmeyer e adicione 2 mL de HCl concentrado. Resfrie a solução em banho de gelo com agitação contínua. 13. Filtre o precipitado obtido sob pressão reduzida.14. Lave o sólido obtido com duas porções de 5 mL de álcool etílico absoluto e, em seguida, com duas porções de 5 mL de éter etílico. 15. Deixe o sólido secar ao ar, pese-o e armazene-o em frasco apropriado.16. Prepare 50 mL de uma solução 0,01 mol L-1 do composto obtido e armazene-a, exposta à luz.

4. Questionário

a) Qual a função de NH4Cl nesta síntese?b) Escreva a equação da reação entre cloreto de hexaaquocobalto(II) e

amônia.c) Consulte uma tabela de potenciais padrão de redução. A síntese feita

nesta prática seria viável utilizando-se O2 em vez de H2O2? Por que foi utilizado peróxido de hidrogênio? Explique.

d) Por que o composto obtido foi lavado com etanol e éter etílico?e) Calcule o rendimento para a obtenção de [Co(NH3)6]Cl3.f) Desenhe as estruturas dos íons hexamincobalto(III) e

hexamincobalto(II).

5. Referências

OLIVEIRA, M. R. L., MAIA, J. R. da S., BRAATHEN, P C. Práticas de Química Inorgânica. Viçosa, MG: UFV/CEAD, 2010.


EXPERIMENTO 5: Preparação de cloreto de pentaminclorocobalto(III)

1. Objetivos

Preparação de cloreto de pentaminclorocobalto(III).


Ácido clorídrico concentrado Banho de geloPeróxido de hidrogênio a 30% Balança analíticaCloreto de amônio (NH4Cl) Béquer de 50 mLCloreto de cobalto(II) hexaidratado Béquer de 250 mLÁgua destilada Bomba de vácuo (ou trompa d’água)Etanol absoluto EspátulaÉter etílico Frasco para o produto de sínteseVidro de relógio Balão volumétrico de 50 mLTermômetro Barra magnéticaSuporte universal, garra e mufa Bastão de vidroProveta de 10 mL Chapa de aquecimento e agitaçãoProveta de 50 mL Erlenmeyer de 125 mLKitasato Funil de Büchner


1. Deixe um béquer com 200 mL de água destilada em um banho de gelo. 2. Em um erlenmeyer de 125 mL misture 2,5 g de NH4Cl em 15 mL de solução concentrada de NH3. Este procedimento deve ser feito na capela.3. Adicione, sob constante agitação e em pequenas porções, 5 g de CoCl2.6H2O. 4. Acrescente 8 mL de solução de H2O2 a 30%, lentamente, em frações de 1 mL. 5. Quando toda efervescência tiver cessado acrescente, cuidadosamente, 15 mL de HCl concentrado. 6. Agite e aqueça a mistura durante 20 minutos, mantendo a temperatura entre 80 e 90ºC. 7. Deixe a mistura em banho de gelo até uma temperatura próxima de 0ºC.8. Filtre o sólido obtido, sob pressão reduzida.

9. Lave com 16 mL de água gelada, em porções de 4 mL, com álcool absoluto (2 x 2,5 mL) e com 2,5 mL de éter etílico.10. Armazene a substância obtida em frasco apropriado e meça a sua massa.11. Prepare, em um balão volumétrico, 50 mL de solução de [CoCl(NH3)5]Cl2 de concentração igual a 2,50 g L-1 e armazene-a exposta à á luz até a próxima aula.

4. Questionário

a) Quais são as diferenças nos procedimentos experimentais nas sínteses de [CoCl(NH3)5]Cl2 e de [Co(NH3)6]Cl3? Justifique.

b) Proponha um procedimento para se obter [CoCl2(NH3)4]Cl.c) Por que se recomenda água gelada para lavar o produto obtido? d) Calcule o rendimento para a obtenção de [CoCl(NH3)5]Cl2.e) Desenhe as estruturas dos complexos: pentaminclorocobalto(III),

tetramindiclorocobalto(III) e triamintriclorocobalto(III). Inclua as possibilidades de isomeria.

5. Referências



EXPERIMENTO 6: Caracterização dos complexos de Werner

1. Objetivos

Determinar o número de íons cloretos livres em soluções recém-preparadas de cloreto de hexamincobalto(III) e cloreto de pentaminclorocobalto(III) pelo método de Mohr e por condutivimetria.


4 erlenmeyers de 50 mL Água destilada2 balões volumétricos de 100 mL Etanol absoluto2 funis de colo curto Cloreto de hexamincobalto(III)1 pissete Cloreto de pentaminclorocobalto(III)1 bureta de 50 mL Cloreto de cis-tetramindiclorocobalto(III)1 pipeta volumétrica de 1 mL Cloreto de trans-tetramindiclorocobalto(III)2 pipetas volumétricas de 10 mL Solução 0,01 mol.L-1 de NaClCondutivímetro Solução 0,01 mol.L-1 de Na2SO4

Solução AgNO3 0,01mol/L Solução 0,01 mol.L-1 de AlCl3Solução de K2CrO4 (indicador) Solução 0,01 mol.L-1 de Na3PO4

Ou Solução de KCl 0,01 mol.L-1 Solução de difenilcarbazona (0,1 g/100mL de etanol)

(C = 1413 S.cm-1)


Determinação de cloreto pelo Método de Mohr

1. Prepare 100 mL de solução 0,01 mol.L-1 de cada um dos complexos de Werner. Observe as cores dos sais e das soluções formadas.

2. Adicione 10 mL da solução do complexo [Co(NH3)6]Cl3 em um erlenmeyer e em seguida adicione 1 mL da solução indicadora (cromato de potássio ou difenilcarbazona).

3. Titule com a solução de AgNO3 0,01 mol.L-1. A viragem do indicador é a formação de um precipitado castanho-avermelhado estável, no caso do Na2Cr2O4, ou aparecimento de cor violeta, no caso da difenilcarbazona. Anote o volume gasto da solução.

4. Repita o procedimento acima três vezes.

5. Adicione 10 mL de água destilada em um erlenmeyer e proceda a titulação. Use o volume gasto no branco para corrigir os seus cálculos.

6. Repita todo o procedimento para os demais complexos.

Análise Condutimétrica

1. Calibre o condutivímetro usando uma solução 0,01 mol L-1 de KCl (C = 1413 S cm-1)

2. Determine a condutividade molar das soluções de cloreto de sódio (2 íons), sulfato de sódio (3 íons) e cloreto de alumínio (4 íons) de mesma concentração. Se necessário efetue diluições das soluções.

3. Meça a condutividade molar de soluções 0,01 mol L-1 dos complexos de Werner. Observe o comportamento das soluções recém-preparadas.

4. Questionário

a) Por que os compostos de Werner apresentam cores diferentes?b) Quantos mols de AgCl foram precipitados para cada complexo de Werner? c) Em um software adequado, faça um gráfico de condutividade versus o

número de íons livres em cada uma das soluções padrão. Determine o número de íons livres em cada complexo, interpolando os dados de condutividade obtidos na curva obtida.

d) Os resultados de condutimetria estão em boa concordância com os resultados obtidos pelo método de Mohr? Discuta as discrepâncias observadas.

e) Qual a composição das esferas interna e externa destes compostos de cobalto?

f) Desenhe a fórmula estrutural dos complexos estudados.g) O que você observou ao dissolver o complexo trans-

tetramindiclorocobalto(III) em água? Que reação química pode estar ocorrendo?

h) Considere os compostos de coordenação: [CoI(NO2)(en)2]SCN, [CoI(SCN)(en)2]NO2, [Co(NO2)(SCN)(en)2]I, que são isômeros de ionização. Sabendo que são solúveis em água, sugira métodos qualitativos para diferenciá-los.

5. Referências

BASOLO, F.; JOHNSON, R. Química de los Compuestos de Coordinatión. Barcelona: Reverté, 1976.JEFFERY, G. H.; BASSETT, J.; MENDHAM, J.; DENNEY, R. C. Análise Química Quantitativa VOGEL. Tradução de H. Macedo. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1992.JONES, C. A Química dos Elementos dos Blocos d e f. Tradução de Maria Domingues Vargas. Porto Alegre: Bookman, 2002.SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J. Fundamentals of Analytical Chemistry. 7. ed. New York:Saunders College Publishing, 1996.


EXPERIMENTO 7: Síntese de um complexo de vanádio pentacoordenado e de seu aduto com amônia

1. Objetivos

Sintetizar bis(acetilacetonato)oxovanádio(IV) e seu aduto com amônia.


Acetilacetona (2,4-pentanodiona) Balança analíticaÁcido sulfúrico concentrado Bomba de vácuo ou trompa d’águaAmônia concentrada EspátulaCarbonato de sódio Funil de separaçãoEtanol KitasatoHidróxido de sódio ou de potássio Rolha de borrachaMetavanadato de amônio (NH4VO3) Mangueira de siliconeou pentóxido de vanádio (V2O5) Bastão de vidroÁgua destilada Pipeta PasteurBéquer de 50 mL Funil de BüchnerErlenmeyer de 125 mL Chapa de aquecimento e agitaçãoProveta de 10 mL Tubos de ensaio


Parte 1 – Síntese de bis(acetilacetonato)oxovanádio(IV)

1. Prepare, em um béquer de 50 mL, uma solução de 2 g de Na2CO3 em 15 mL de água.2. Meça em um erlenmeyer de 125 mL cerca 0,5 g de NH4VO3 (ou 0,3 g de V2O5).3. Adicione ao erlenmeyer 1,5 mL de água destilada, 1 mL de ácido sulfúrico concentrado (adição lenta e cuidadosa) e 2,5 mL de etanol.4. Aqueça por 30 minutos ou até obter uma solução azul.5. Se não for obtida uma solução, filtre a mistura em um funil de Büchner sob pressão reduzida e transfira o filtrado para um erlenmeyer de 125 mL6. Esfrie a solução em água corrente e adicione 1,3 mL de acetilacetona.7. Adicione lentamente a solução preparada no item 1 e agite com bastão de vidro.

8. Filtre o sólido obtido em um funil de Büchner sob pressão reduzida, lave-o com bastante água e 5 mL de etanol.9. Seque ao ar e armazene em frasco apropriado.

Parte 2 – Síntese de bis(acetilacetonato)aminoxovanádio(IV)

1. Prepare a montagem mostrada na Figura 1 adicionando cerca de 30 pastilhas de KOH (ou NaOH) ao kitasato e uma solução concentrada de NH3 ao funil de separação. 2. Adicione algumas pitadas de [VO(acac)2] a um tubo de ensaio e complete a montagem da Figura 1.3. Na capela, goteje a solução de amônia sobre o hidróxido e deixe passar uma corrente de NH3 sobre o complexo contido no tubo de ensaio.4. Armazene o sólido obtido.

Figura 2 – Montagem para geração de NH3.

4. Questionário

a) Qual o número de oxidação do vanádio no metavanadato de amônio (ou no pentóxido de vanádio) e qual o número de oxidação do vanádio nos complexos obtidos?

b) Qual é o reagente responsável pela mudança do número de oxidação do vanádio? Trata-se de um agente redutor ou oxidante?

c) Os produtos da reação entre etanol, ácido sulfúrico e metavanadato de amônio são: etanal, sulfato de oxovanádio(IV), sulfato de amônio e água. Escreva a equação balanceada que descreve esta reação.

d) Escreva uma equação semelhante substituindo o vanadato de amônio por pentóxido de vanádio.

e) Explique, utilizando uma equação química, como foi obtida a amônia usada na síntese de bis(acetilacetonato)aminooxovanádio(IV).

f) Desenhe as estruturas dos complexos preparados nesta aula.

5. Referências



EXPERIMENTO 8: Isomeria de ligação em compostos de coordenação

1. Objetivos

Preparação de cloreto de pentaminnitritocobalto(III) e de cloreto de pentaminnitrocobalto(III).


Ácido clorídrico concentrado Banho de GeloAmônia concentrada Balança analíticaCloreto de pentaminclorocobalto(III) Béquer de 50 mLNitrito de sódio Bomba de vácuo ou trompa d’águaEtanol absoluto Barra magnéticaÉter etílico Bastão de vidroÁgua destilada EspátulaBéquer de 100 mL Papel indicador universaPlaca de aquecimento com agitação Frasco para o produtoErlenmeyer de 125 mL Pipeta Pasteur ou conta-gotasProveta de 10 mL Funil de BüchnerProveta de 50 mL KitasatoTermômetro


Parte 1 – Síntese de cloreto de penta-aminonitrocobalto(III)

1. Prepare 60 mL de uma solução de HCl 2 mol L-1.2. Prepare 15 mL de uma solução de HCl 1:1 v/v 3. Deixe 100 mL de água destilada em banho de gelo.4. Dissolva 1,25 g de [CoCl(NH3)5]Cl2 em uma mistura de 2,5 mL de solução concentrada de NH3 e 20 mL de água, contida em erlenmeyer de 125 mL, com agitação e aquecimento (este procedimento deve ser feito na capela). 5. Se nem todo o sólido dissolver depois de iniciada a ebulição, filtre a mistura a quente sob pressão reduzida e utilize o filtrado no próximo item.6. Resfrie a solução em banho de gelo, até a temperatura de 10ºC e adicione 4 mL de uma solução de HCl 2 mol L-1.

7. Verifique o pH da solução com papel indicador universal. Ajuste o pH para uma faixa de 6 a 7, goteje a solução de HCl 2 mol L-1 ou a de NH3 concentrada, conforme o caso. 8. Adicione 1,25 g de NaNO2 e agite. 9. Adicione 2 mL de HCl 1:1 v/v. Agite e deixe o erlenmeyer em banho de gelo por cerca de 10 minutos. 10. Filtre o sólido obtido, sob pressão reduzida e lave com 10 mL de água destilada gelada, em porções de 5 mL e, em seguida, com 15 mL de etanol absoluto e 5 mL de éter etílico. 11. Seque o produto obtido ao ar e a temperatura ambiente. 12. Observe a cor do complexo recém-preparado. Verifique, no início da próxima aula, se ocorreu alguma mudança na cor.

Parte 2 – Síntese de cloreto de pentaminnitrocobalto(III)

1. Adicione 1 g de [Co(ONO)(NH3)5]Cl2, a uma mistura contendo 1,5 mL de solução concentrada de NH3 em 10 mL de água, contida em um béquer de 100 mL.2. Aqueça até a ebulição. 3. Esfrie a mistura em água corrente e adicione, lentamente, na capela, 10 mL de HCl concentrado.4. Transfira o béquer para um banho de gelo. Deixe a mistura em repouso por 15 minutos. Observe a cor do material precipitado no béquer. 5. Filtre o sólido obtido sob pressão reduzida e lave com 15 mL de etanol em porções de 5 mL de éter etílico. Deixe secar ao ar.

Parte 3 – Espectro vibracional dos isômeros

1. Colete espectros infravermelho dos compostos sintetizados em pastilhas de KBr.2. Com a ajuda da literatura, faça a atribuição de bandas de vibração observadas.

4. Questionário

a) Desenhe as estruturas de Lewis do ânion nitrito e de outros três exemplos de ligantes ambidentados.

b) Desenhe as estruturas dos dois complexos sintetizados nesta prática.c) Qual dos dois compostos se forma mais rapidamente em uma dada

temperatura? Justifique utilizando as estruturas dos complexos em sua argumentação.

d) Sabendo que a variação de entalpia da transformação de [Co(ONO)(NH3)5]Cl2 em [Co(NO2)(NH3)5]Cl2 é negativa, esboce um gráfico de entalpia versus caminho de reação para esta transformação.

e) Explique porque o resfriamento da mistura reacional favorece a formação de [Co(ONO)(NH3)5]Cl2.

f) Considere os dois isômeros: [Co(ONO)2(NH3)4][Cr(NO2)4(NH3)2] e [Cr(ONO)2(NH3)4][Co(NO2)4(NH3)2]. Quais os nomes dessas substâncias?

g) Como é possível diferenciar os isômeros preparados nesta prática a partir dos espectros na região do infravermelho?

5. Referências



EXPERIMENTO 9: Isomeria geométrica em compostos de coordenação

1. Objetivos

Preparar os íons complexos: trans-diclorobis(etilenodiamino)cobalto(III) e cis-diclorobis(etilenodiamino)cobalto(III).


Ácido clorídrico concentrado Banho de geloPeróxido de hidrogênio 30% Balança analíticaCloreto de cobalto(II) hexaidratado Proveta de 10 mLEtilenodiamina Bomba de vácuo ou trompa d’águaEtanol absoluto EspátulaÉter etílico Vidro de relógioÁgua destilada Frascos para os produtos obtidosGlicerina Bastão de vidroTubos de ensaio Béquer de 50 mLTermômetro Béquer de 100 mLCápsula de porcelana Béquer de 250 ou 400 mLFunil de Büchner Placa de aquecimentoKitasato Pipeta Pasteur (conta gotas)


Parte 1 – Síntese do isômero trans

1. Adicione, na capela, em uma cápsula de porcelana, 10 mL de solução aquosa 10 % de NH2CH2CH2NH2 (d = 0,898 g mL-1) a uma mistura contendo 10 mL de água e 3 g de cloreto de CoCl2.6H2O. 2. Adicione lentamente à mistura 3 mL de H2O2 30 %. Agite suavemente após cada adição.3. Deixe a solução em repouso por 10 minutos.4. Aqueça, em um béquer de 400 mL, 200 mL de água. 5. Ponha a cápsula de porcelana sobre o béquer e aqueça a mistura reacional no vapor durante dez minutos, a contar do início da ebulição da água contida no béquer. 6. Adicione 10 mL de HCl concentrado à cápsula de porcelana.

7. Reduza o volume da mistura, aquecendo-a no vapor de água, até o aparecimento de uma crosta na superfície da mistura (cerca de um terço do volume inicial). 8. Aqueça por mais 5 minutos e deixe resfriar até a temperatura ambiente. Em seguida transfira o conteúdo da cápsula de porcelana para um béquer e coloque-o em um banho de gelo. 9. Separe os cristais verdes da solução violeta, via filtração a vácuo. Lave-os com pequenas porções de álcool etílico e, em seguida, com éter. Seque ao ar o produto formado: trans-[CoCl2(en)2]Cl.HCl.2H2O.

Parte 2 – Síntese do isômero cis

1. Meça aproximadamente 0,3 g de trans-[CoCl2(en)2]Cl.HCl.2H2O.2. Transfira para um tubo de ensaio e umedeça com a menor quantidade possível de água.3. Mergulhe o tubo de ensaio em glicerina (ou óleo mineral) aquecida a 110-120ºC, contida em um béquer de 100 mL (a temperatura não deve exceder 120ºC).4. Observe a mudança de cor.5. Caso o sólido obtido após a evaporação da água ainda seja verde, repita o procedimento.6. Recolha o sólido violeta e armazene-o em frasco apropriado.

4. Questionário

a) Escreva os nomes dos compostos obtidos nesta prática.b) Desenhe as estruturas dos isômeros cis e trans de [CoCl2(en)2]+. Eles

apresentam isomeria ótica? Explique.c) Na obtenção de [CoCl2(en)2]Cl.HCl.2H2O, qual reagente está em

excesso: en ou HCl? Demonstre com cálculos. Explique porque se usa esse reagente em excesso.

d) Os cristais verdes precipitam, separando-se da solução violeta (que também contém a forma cis). A que você atribui esta diferença de solubilidade dos dois isômeros?

e) Desenhe as estruturas e forneça os nomes dos isômeros geométricos para [Ni(NH3)3(H2O)3]2+, [Ir(NH3)2(en)2]2+ e [Co(NO2)4(NH3)2]-.

f) Identifique, nos exemplos anteriores, as espécies químicas que apresentam isomeria ótica.

5. Referências



EXPERIMENTO 10: Síntese de dois isômeros conformacionais do ânion tetraclorocuprato(II)

1. Objetivos

Preparar o tetraclorocuprato(II) de anilínio, nas conformações quadrática e tetraédrica, e estudar a interconversão das duas espécies com a variação da temperatura.


Carvão ativado Banho de geloGlicerina (ou óleo mineral) Balança analíticaCloreto de anilínio Bomba de vácuo ou trompa d’águaCloreto de cobre(II) (CuCl2.2H2O) EspátulaEtanol absoluto Frascos para os produtos de sínteseÉter etílico Béquer de 50 mLPapel de filtro Bastão de vidroFunil de colo longo Placa de aquecimento com agitaçãoSuporte universal Proveta de 10 mLAro Mufa


Parte 1 – Síntese de tetraclorocuprato(II) de anilínio quadrado-planar

1. Meça 0,5 g de CuCl2.2H2O e transfira para um béquer de 50 mL.2. Dissolva o complexo em 10 mL de etanol com o auxílio de um bastão de vidro.3. Meça 1 g de C6H5NH3Cl e transfira para um béquer de 50 mL. 4. Adicione 10 mL de etanol e misture bem com o auxílio de um bastão de vidro. Se for obtida uma solução incolor continue a partir do item 7 deste procedimento.5. Adicione uma pitada de carvão ativo ao béquer contendo C6H5NH3Cl.6. Misture bem com um bastão de vidro e faça uma filtração simples.7. Misture as duas soluções e, na capela, adicione 10 mL de éter etílico.8. Agite por alguns minutos com o auxílio de um bastão de vidro.

9. Filtre sob pressão reduzida e lave com três porções de 5 mL de éter etílico. 10. Armazene o sólido obtido em frasco apropriado.Parte 2 – Síntese de tetraclorocuprato(II) de anilínio tetraédrico

1. Adicione uma pitada do sólido, pulverizado e seco, obtido na parte 1 a um tubo de ensaio seco. Faça o mesmo em outro tubo que será utilizado como controle.2. Mergulhe o tubo de ensaio em um banho de óleo mineral ou glicerina a uma temperatura de 105ºC.3. Assim que notar uma mudança de cor retire o tubo de ensaio do banho e compare-o com o controle. 4. Esfrie o tubo de ensaio em água corrente. 5. Compare os sólidos contidos nos dois tubos de ensaio6. Repita o procedimento quantas vezes desejar.

4. Questionário

a) Qual dos dois compostos obtidos nessa prática é mais estável? Justifique utilizando dados do experimento.

b) Desenhe as estruturas dos isômeros obtidos.c) Que tipos de orbitais híbridos devem estar sendo usados pelo cobre em

cada caso? Os compostos são paramagnéticos ou diamagnéticos?d) O ânion tetracianoniquelato(II) é diamagnético. O ânion

tetracloroniquelato(II) é paramagnético. É possível explicar esta diferença usando a TLV?

e) Desenhe as estruturas dos dois isômeros do ânion pentacianoniquelato(II), ambos diamagnéticos. Explique a diferença entre as duas geometrias de acordo com a hibridização dos orbitais do átomo de níquel.

5. Referências


INSTITUTO DE QUÍMICAUNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIADEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICAQUI-137 – QUÍMICA INORGÂNICA DE COORDENAÇÃOSEMESTRE – 2014.1Aluno:

EXPERIMENTO 11: Síntese e Caracterização de [Cu(NH3)4]SO4.H2O

1. Objetivos

Sintetizar e caracterizar o complexo Cu(NH3)4SO4.H2O, através de análise volumétrica, gravimétrica e termogravimétrica, visando determinar a fórmula molecular do complexo.


Erlenmeyers de 250 mL Banho-mariaPissete Papel de filtro quantitativoBureta de 50 mL Solução de HCl (0,1 mol L-1)Béquer de 250 mL Solução de HCl (6 mol L-1)Funil de colo curto Solução de vermelho de metilaCadinho de porcelana Solução de amidoPlaca de aquecimento Iodeto de potássio, KIMufla Solução de Na2S2O3 (0,1 mol L-1)Água destilada Solução de BaCl2 (0,2 mol L1)


Síntese do sulfato de tetramincobre(II)

Pesar 4,8 g de CuSO4.5H2O e reduzir a pó, com auxílio de um almofariz. Adicionar num béquer o CuSO4.5H2O macerado, 8 mL de NH4OH e 5 mL de água. Após a homogeneização, adicionar 10 mL de etanol e deixar em repouso até que seja perceptível a presença de um precipitado. Filtrar o precipitado de cor azul, lavando o com 5 mL de NH4OH e depois com 5 mL etanol repetidas vezes. Deixar 10 minutos em uma estufa à 100ºC.

Determinação de Amônia

Pese 0,2 g do complexo Cu(NH3)4SO4.H2O e dissolva-o em 100mL de água destilada num erlenmeyer de 250 mL. Após a dissolução, adiciona-se o indicador vermelho de metila (2 a 3 gotas). A solução com o referido complexo

é titulada contra uma solução 0,1mol L-1 de HCl. Anote o volume do HCl gasto e calcule o teor de NH3 presente no complexo.

Determinação de cobre (II) – Método Iodométrico

Pese em torno de 0,9 g do complexo Cu(NH3)4SO4.H2O e dissolva-o em 50 a 100 mL de água, num erlenmeyer de 250 mL. Em seguida adiciona-se a solução de ácido clorídrico 4mol/L até a dissolução do precipitado e formação de uma solução azul clara límpida. A esta solução adicionar 1 g de iodeto de potássio e titular com tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1 mol/L, até obter coloração amarelo-clara, acrescente então 1mL de amido e continue titulando até a cor azul desaparecer. Anote o volume do Na2S2O3 gasto e calcule o teor de cobre presente no complexo.

Determinação de Sulfato - Método Gravimétrico

Pese aproximadamente 0,3 g do complexo Cu(NH3)4SO4.H2O e dissolva-o em 25 mL de água destilada e acidifica-se o meio com 0,3 a 0,6 mL de ácido clorídrico concentrado e diluir a 200 mL. Aqueça a solução até ebulição e efetue a precipitação a quente usando 10mL de uma solução de BaCl2 (0,2 mol L-1) gota a gota e com agitação. Deixe depositar por 1 a 2 minutos e teste o sobrenadante para verificar se a precipitação foi completa. Coloque em banho-maria à temperatura abaixo do ponto de ebulição, durante 30 min, para completar a precipitação e tampe com vidro de relógio. Filtre o precipitado e lave-o com água quente para a remoção do ácido clorídrico residual. Dobre o papel ainda úmido, coloque num cadinho de porcelana previamente calcinado ao rubro, resfriado em dessecador e pesado. Calcine durante 30 minutos em mufla na temperatura de 700ºC. Após a calcinação esfrie o precipitado resultante em dessecador e pese. Determine o teor de sulfato.

Termogravimetria

Pese 3 a 6 mg da amostra no cadinho (apropriado ao equipamento) onde será feito o acompanhamento da perda de massa em função da temperatura. Analise os gráficos de TG/DTG dos complexos determinando através de cálculos os teores de amônia, cobre e sulfato.

4. Tratamento dos Dados

a) Calcule o rendimento da reação.b) Determine o teor de amônia.c) Determine o teor de cobre.d) Determine o teor de sulfato.e) Com base nas curvas TG/DTG abaixo, atribua cada evento de perda

de massa na termogravimetria e calcule o teor de água de cristalização.

f) Escreva a fórmula estrutural do complexo obtido com base nos dados analíticos.

5. Referências

BRAUER, G. Handbook of Preparative Inorganic Synthesis. 2. ed. New York: Academic Press, 1963. v. 2. P. 1021.

EWING, G.W. Métodos Instrumentais de Análise Química. São Paulo: USP, 1972. v. 2.

OHLWEILER, O. A. Química Analítica Quantitativa. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1982. v. 2.

SKOOG, D. A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J. Fundamentals of Analytical Chemistry. 7. ed. New York: Saunders College, 1996.

ANEXO

Figura 1: Termogravimetria do complexo [Cu(NH3)4]SO4.H2O. Condições de análise: massa do complexo = 2,688 mg; vazão de nitrogênio = 50 mL min-1; taxa de aquecimento: 10ºC min-1; cadinho de platina.


EXPERIMENTO 12: Espectroscopia em complexos de titânio(III)

1. Objetivos

Sintetizar Iodeto de hexauréiatitânio(III). Comparar os espectros eletrônicos do composto sintetizado e de cloreto

de hexaquotitânio(III). Obter os valores de Δo para cada complexo.


Solução aquosa de TiCl3 a 15 % Banho de geloUreia Balança analíticaIodeto de potássio (ou iodeto de sódio)

Bomba de vácuo ou trompa d’água

Água destilada EspátulaCubetas de quartzo Balão volumétrico de 10 mLEspectrofotômetro UV-vis Balão volumétrico de 50 mLFrascos para os produtos de síntese Bastão de vidroBéquer de 25 mL Placa de aquecimento com agitaçãoBéquer de 50 mL Pipetador ou peraPipeta graduada de 5 mL Vidro de relógioFunil de Buchner Kitasato


Parte 1 – Síntese de iodeto de hexaureiatitânio(III)

1. Pipete 2,2 mL de solução de cloreto de titânio(III) para um erlenmeyer de 10 mL (utilize um pipetador ou pêra). 2. Meça 2,5 g de NH2CONH2 e adicione ao erlenmeyer. Agite até que todo o sólido se dissolva. Caso não haja dissolução, adicione pequena quantidade de água destilada.3. Meça 5 g de KI (ou 5,5 g de NaI) em um béquer de 25 mL.4. Adicione 3 mL de água destilada ao béquer e aqueça na chapa de aquecimento até a dissolução do sal (não é necessário ferver a mistura).5. Depois de dissolvido o KI (ou NaI), adicione a solução ao erlenmeyer contendo a mistura de TiCl3 e NH2CONH2.

6. Deixe o erlenmeyer em banho de gelo até a obtenção de cristais.7. Filtre a mistura sob pressão reduzida (não é necessário lavar o precipitado). Seque o sólido obtido ao ar.

Parte 2 – Preparação de soluções e obtenção dos espectros eletrônicos

1. Prepare 50 mL de uma solução de TiCl3 (C 0,12 mol L-1).2. Dissolva 2,5 g de NH2CONH2 em 20 mL de água destilada em um béquer de 50 mL. 3. Dissolva 1,0 g de [Ti(ur)6]I3 em um pouco da solução preparada no item 2. Transfira para um balão volumétrico de 10 mL e complete o volume com a mesma solução.4. Obtenha os espectros de [Ti(H2O)6]Cl3 e [Ti(ur)6]I3. No segundo caso, utilize a solução de ureia como branco.

4. Questionário

a) Calcule os valores de Δo para os dois compostos a partir de seus espectros.

b) De acordo com esses valores responda qual dos ligantes é de campo mais forte: água ou ureia? Justifique.

c) Observe os espectros eletrônicos para três complexos de geometria octaédrica cujos íons centrais apresentem configuração nd1 e estime o valor de Δo para cada complexo.

Qual deles teria, provavelmente, uma geometria octaédrica menos perfeita? Explique.

d) Supondo que são complexos do tipo [ML6]3+ e que M represente elementos de um mesmo grupo da tabela periódica, relacione os espectros a complexos de elementos do 3º, 4º e 5º períodos. Explique.

e) Observe os espectros eletrônicos para dois complexos (um octaédrico e outro tetraédrico) cujos íons centrais apresentem uma configuração nd1:

Qual dos dois espectros deve ser o do complexo tetraédrico? Explique.

5. Referências

OLIVEIRA, M. R. L., MAIA, J. R. S., BRAATHEN, P C. Práticas de Química Inorgânica. Viçosa, MG: UFV/CEAD, 2010.


EXPERIMENTO 13: Espectroscopia UV-VIS de compostos de níquel(II)

1. Objetivo

Verificar o comportamento espectroscópico de compostos de Ni(II). Calcular o valor de energia de desdobramento em campo octaédrico a

partir de dados espectroscópicos. Avaliar a influência do ligante sobre a magnitude de o.


Tubos de ensaioSuporte para tubo de ensaioProvetas de 10 e 50 mLPipetas graduadas 10 mLBalão volumétrico (50 mL e 25 mL)Hidróxido de amônio concentradoEtilenodiamina PA (en)Nitrato de níquel(II), Ni(NO3)2.6H2ODimetilsufóxido puro (dmso).


1. Prepare uma solução 0,05 mol L-1 de Ni(NO3)2.6H2O.2. Adicione 5 mL da solução de nitrato de níquel em um tubo de ensaio e

coloque 5 mL da NH4OH concentrado.3. Adicione 5mL da solução de nitrato de níquel em um tubo de ensaio e

coloque 5 mL de etilenodiamina pura.4. Prepare uma solução dissolvendo 0,15 g de Ni(NO3)2.6H2O sólido em 10

mL de dimetilsufóxido puro para no final obter uma solução 0,05 mol.L-1.5. Registre os espectros eletrônicos de todas as soluções preparadas

usando o espectrofotômetro UV-vis. Após cada análise lave muito bem a cubeta com água (várias vezes) e depois com acetona e deixe secar completamente antes de registrar outro espectro. No caso do complexo com dmso, use o dmso puro como branco e como solvente caso necessite de diluição.

6. Salve os espectros.

4. Tratamento de dados

1) Prepare uma tabela com os compostos analisados e as bandas observadas.2) Desenhe a estrutura de cada composto.3) Entregue os espectros registrados, todos sobrepostos e já tratados no ORIGIN.4) Identifique as transições eletrônicas para cada banda obtida nos espectros.5) Usando o diagrama de Tanabe-Sugano, calcule o valor de Δo para os complexos formados.

5. Referências

COTTON, Frank Albert; WILKINSON, Geoffrey. Advanced inorganic chemistry. 3. ed. New York: Interscience, c1972. xvii, p.815.

HUHEEY, James E. Inorganic Chemistry: principles of structure and reactivity. 3 ed. New York: Harper & Row, 1983. p. 404-412.

SHRIVER, Durward F.; ATKINS, Peter William; LANGFORD, Cooper H. Inorganic Chemistry. Oxford: Oxford University, 1992. p.255-6.


EXPERIMENTO 14: Síntese e caracterização de complexos de níquel e zinco com ditiocarbamato por FTIR

1. Objetivos

Sintetizar os complexos bis(dietilditiocarbamato)níquel(II) e bis(dietilditiocarbamato)zinco(II).

Comparar os espectros de infravermelho dos complexos com o espectro de dietilditiocarbamato de sódio.


Dietilditiocarbamato de sódio triidratado Banho de geloNitrato de níquel(II), Ni(NO3)2.6H2O Balança analíticaNitrato de zinco(II), Zn(NO3)2.6H2O Bomba de vácuo ou trompa d’águaAcetona EspátulaÁgua destilada Frasco para os produtos de sínteseÁlcool etílico GlicerinaKBr grau espectroscópico Bastão de vidroEspectrômetro infravermelho Funil de BuchnerProveta de 50 mL Kitasato


Parte 1 – Síntese de bis(dietilditiocarbamato)níquel(II)

1. Meça 0,30 g de um sal de níquel solúvel em um béquer (ou erlenmeyer) de 50 mL e dissolva em 10 mL de água destilada.2. Meça a quantidade estequiométrica de (CH3CH2)2NCS2Na.3H2O em um béquer (ou erlenmeyer) de 50 mL e dissolva em 10 mL de água destilada.3. Misture as duas soluções e agite com um bastão de vidro por cinco minutos.4. Filtre o sólido obtido sob pressão reduzida e lave três vezes com água.5. Troque o kitasato de 125 mL por outro de 50 mL e adicione 10 mL de uma mistura de acetona:etanol 1:1 fervente no funil.6. Misture bem e filtre.

7. Repita os procedimentos 5 e 6.8. Transfira o filtrado para um erlenmeyer de 50 mL e esfrie em banho de gelo.9. Despreze o sobrenadante e utilize o sólido presente no fundo do erlenmeyer para a obtenção do espectro de infravermelho.

Parte 2 – Síntese de bis(dietilditiocarbamato)zinco(II)

Repita os procedimentos da parte 1 substituindo o sal solúvel de níquel por um sal solúvel de zinco, e a mistura de acetona:etanol por acetona pura.

Parte 3 – Espectroscopia na região do infravermelho

Obtenha os espectro de infravermelho de dietilditiocarbamato de sódio, bis(dietilditiocarbamato)níquel(II) e bis(dietilditiocarbamato)zinco(II) em pastilhas de KBr.

4. Questionário

a) Qual o motivo das diferentes cores de bis(dietilditiocarbamato)zinco(II) e bis(dietilditiocarbamato)níquel(II)? Explique utilizando a TCC.

b) O bis(dietilditiocarbamato)zinco(II) é um complexo tetraédrico e o bis(dietilditiocarbamato)níquel(II) é um complexo quadrático. Discuta com base na TCC.

c) Sabendo que a banda de estiramento N-C do grupo ditiocarbamato é a banda intensa observada em torno de 1477 cm-1, compare o espectro do ligante livre com os espectros dos complexos e explique os resultados.

5. Referências

OLIVEIRA, M. R. L., MAIA, J. R. S., BRAATHEN, P C. Práticas de Química Inorgânica. Viçosa, MG: UFV/CEAD, 2010.

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