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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE ENGENHARIA DE MATERIAIS
CURSO DE ENGENHARIA DE MATERIAIS
DAVID CARVALHO DOS SANTOS
FELIPE AZEVEDO BACCAN
JOÃO MARCELO AUSTRILINO
JOÃO PEDRO MARTINS
KARINA ANDRESSA ALVES SEDANS
MONITHELLE PEREIRA MACIEL
RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
LONDRINA
2014
DAVID CARVALHO DOS SANTOS
FELIPE AZEVEDO BACCAN
JOÃO MARCELO AUSTRILINO
JOÃO PEDRO MARTINS
KARINA ANDRESSA ALVES SEDANS
MONITHELLE PEREIRA MACIEL
RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
LONDRINA
2014
Relatório apresentado à disciplina de Química Inorgânica, como requisito parcial de nota semestral, do curso superior de Engenharia de Materiais da Universidade Tecnológica Federal do Paraná – UTFPR Campus Londrina.
Orientador: Professora Dra. Alessandra Stevanato
1. INTRODUÇÃO
Compostos de coordenação são moléculas que possuem átomos aniônicos
e metais da série de transição coordenados por um conjunto de ligantes, que
possuem ao menos um par de elétrons livres para doar ao orbital d do centro
metálico. Em um composto de coordenação o centro metálico recebe o par de
elétrons livres do ligante, atuando como ácido de Lewis. Quando ocorre a
aproximação do ligante ao centro metálico há um desdobramento do orbital d,
anteriormente degenerado, esse desdobramente nos fornece um 10 Dq, que é
utilizado para o cálculo do comprimento de onda do complexo. Quanto maior a
energia de transição e o desdobramento do campo cristalino menor será o
comprimento de onda do complexo.
Quando seis ligantes se aproximam através do vértice de um octaedro,
os elétrons dos orbitais eg que apontam na direção dos ligantes sofrem maior
repulsão dos orbitais t2g. A energia que separa os orbitais eg e t2g é
denominada ∆o, e sua magnitude está diretamente relacionada com o tipo do
metal, a carga do íon, do tipo de ligante e da geometria do complexo. A
magnitude do ∆o é diretamente influenciada pela natureza do ligante, ou seja,
diferentes complexos com o mesmo íon metálico pode apresentar cores
diferentes. Com os ligantes coordenados ao mesmo centro metálico, obtemos
uma série espectroquímica, ilustrada na figura 1.
Figura 1: Série Espectroquímica
As transferências de carga do metal-ligante e do ligante-metal são
derivadas das transições eletrônicas em diferentes orbitais. A transferência de
carga metal-ligante possui caráter predominante do metal e a transferência de
carga ligante-metal possui caráter predominante do ligante. Esse tipo de
transição possui alta intensidade e quando estão na região do visível,
encobrem as transições d-d, gerando cores muito intensas em alguns
compostos inorgânicos.
A luz branca é composta por todos os comprimentos de onda do
espectro visível, que vai de aproximadamente 400 a 700 nm. Quando há
transição de elétrons de um orbital para outro ocorre a absorção de um
comprimento de onda, que é utilizado para a verificação da coloração do
complexo através da roda de cores apresentada na figura 2.
Figura 2: Roda de cores
Com a mudança de centro metálico ou com a mudança do ligante, características como a energia de transição ∆o ou a natureza do ligante podem conferir ao complexo diferentes cores pela alteração do seu comprimento de onda de absorção.
Os metais utilizados como centros metálicos no experimento foram o Cobalto(ll), o Cobre (ll), o Níquel (ll) e o Ferro (lll).
2. Metodologia Parte 1
2.1. A origem da cor em um sal de cobre
Primeiramente foi-se adicionado 0,5 gramas de sulfato de cobre
pentahidratado (CuSO4 . 5H2O) em um tubo de ensaio, respeitando a seguinte
reação:
CuSO4 (s) . 5H2O CuSO4 (s)
Após o aquecimento a água do composto evapora-se e o composto
começa a adquirir uma aparência acinzentada clara. Para comprovar a
influência do ligante na coloração do composto foi novamente acrescentado
água e o mesmo retornou a coloração azulada.
O sulfato de cobre em presença de água forma um íon complexo
[Cu(H2O)5]2+ que absorve um comprimento de onda na faixa de 580 e 590
nanômetros, que reflete na faixa do azul. Com o aquecimento, as moléculas de
água se evaporam e resta somente o sulfato de cobre anidro, que possui
coloração branca. Ao adicionar novamente água ao complexo, as moléculas de
água ligam-se ao cobre e forma o complexo novamente, que possui coloração
azul.
2.2. Classificação de ligantes segundo a força do seu campo (∆ o nos complexos).
Em cinco béqueres foram adicionados 4mL de solução de nitrato de
cobre, logo em seguida adicionou-se em quatro deles, espécies de ligantes
diferentes com o objetivo de relacionar a cor dos compostos formados com a
força do campo do ligante adicionado.
Nas figuras abaixo, são apresentados a série espectroquímica dos
ligantes e a tabela de cores do espectro eletromagnético visível.
.
Figura 3. Série espectroquímica dos ligantes.
Figura 4. Tabela de cores do espectro eletromagnético visível
Agora pode-se relacionar as cores visualizadas durante o experimento,
com o embasamento teórico constituído durante as aulas de química
inorgânica.
Resultados e discussões
Na tabela abaixo é apresentado as cores formadas com os diferentes ligantes adicionados ao nitrato de cobre(II) em meio aquoso.
Tabela 1. Diferentes ligantes adicionados ao nitrato de cobre
Béquer MetalLigante
(Fórmula Química)
Tipo de Ligante
Complexo de coordenação
Cor observada
em laboratório
1 Cu(NO3)2 _____ _____ _____ Azul ciano
2 Cu(NO3)2Etilenodiamina (C2H4(NH2)2)
Bidentado [Cu(en)3]2+2NO3 Azul marinho
3 Cu(NO3)2 Amônia (NH3) Monodentado [Cu(NH3)6]2+2NO3 Azul turvo
4 Cu(NO3)2EDTA
(C10H16N2O8)Hexadentado [Cu(EDTA)2+2NO3 Azul royal
5 Cu(NO3)2 Bromo (Br) Monodentado [Cu(Br)6]-4 Marrom
Podemos observar uma semelhança entre as colorações dos béqueres
2, 3 e 4, devido a proximidade dos ligantes na serie espectrosquímica, todos
estão entre os elementos de transição, próximos aos ligantes de campo forte,
eles apresentam coloração azul, ou seja absorvem um comprimento de onda
entre 590 e 630 nanômetros.
Esses ligantes apresentam um ∆ o relativamente alto, portanto o
esperado é que absorvessem um comprimento de onda pequeno, que foi o
constatado após o experimento, entretanto é necessário entender que o campo
do ligante não é o único fator que influência a cor do complexo, neste caso
pode-se fazer esta relação porque o único fator alterado foi o ligante.
No béquer 5 pode-se ver uma alteração de cor diante dos outros
complexos, este fato se deve a diferença no campo do ligante. O Bromo é um
ligante de campo fraco, portanto o valor de ∆ o é pequeno, e se espera uma
absorção de comprimento de onda maior do que nos outros complexos, a cor
refletida pelo complexo com bromo foi o marrom.
2.3. Compostos de coordenação com Ni(II): efeito do número de ligantes sobre a coloração
Procedimento Experimental
Primeiramente colocou-se 10 ml de solução aquosa de cloreto de níquel
0,2 molar em quatro tubos de ensaio para reagirem com diferentes quantidades
de solução aquosa de etilenodiamina 0,2 molar. Colocou-se em um quinto tubo
de ensaio 10 ml de solução aquosa de cloreto de níquel para comparação de
cores com as outras soluções.
A partir dos tubos de ensaio com solução aquosa de cloreto de níquel,
adicionamos ao primeiro béquer, 10 mL da solução de etilenodiamina, ao
segundo 15 mL, ao terceiro 20 mL e ao quarto 25 mL da mesma solução, como
representada na figura 1.
Figura 5 – Tubos de ensaio com NiCl2
Em seguida adicionou-se ácido clorídrico concentrado às soluções com
o intuito de voltarem à cor inicial do cloreto de níquel.
Resultados e discussões
Observou-se que as soluções apresentaram diferentes cores, de acordo
com a quantidade da solução de etilenodiamina acrescentada a solução de
cloreto de níquel. A partir do fato observado, deduz-se que a quantidade de
reagente acrescentado define a quantidade de átomos de etilenodiamina que
coordenaram-se ao átomo de níquel. A figura 5 apresenta os 3 primeiros tubos
de ensaio, com 10, 15, e 20 ml de solução aquosa de etilenodiamina.
Figura 6. Reações de cloreto de níquel com etilenodiamina
Dessa maneira vemos que quanto maior a quantidade de solução de
etilenodiamina é acrescentada a cor passa de azul claro para roxo. Abaixo a
tabela 1 apresenta a cor do composto de acordo com a quantidade de solução
de etilenodiamina acrescentada:
Tabela 2. Cores das soluções formadas.
Tubo de ensaio
Solução aquosa de NiCl2 em mL
Solução aquosa de etilenodiamina em mL
Cor formada a partir da adição
NiCl2
1 10 - verde 10 – incolor Azul
2 10 – verde 15 – incolor Azul mais escuro
3 10 – verde 20 – incolor Roxo
4 10 - verde 25 – incolor Roxo
Conclusão
Concluiu-se a partir da prática realizada que o ligante etilenodiamina
(ligante de campo forte) substitui o ligante água (ligante de campo fraco),
formando novos complexos de acordo com a quantidade de ligante substituídos
e que ácidos concentrados são capazes de quebrar a esfera de coordenação
fazendo-os retornar ao estado original.
3. Metodologia Parte 2
3.1. Compostos de coordenação com Co(II) e Co(III)
Parte A:
Inicialmente a solução aquosa do cloreto de cobalto (CoCl2 . 6H2O)
possui uma aparência de coloração rosa, com a adição de ácido clorídrico o
mesmo adquire uma coloração azul, pois há uma dissociação em seus íons,
onde o Cl- reage com o [Co(OH2)6]2- , formando [CoCl4]2-. A reação é mostrada a
seguir:
[Co(OH2)6]2+ (aq) + 4Cl- [CoCl4]2- (aq) + 6 H2O
Adicionando água novamente, suas moléculas se coordenam ao complexo e o
composto volta a coloração rosa, como mostra a reação a seguir:
[CoCl4]2- (aq) + 6 H2O [Co(OH2)6]2+ (aq) + 4Cl-
Parte B:
Colocou-se a solução de Cloreto de cobalto (CoCl2) em meio aquoso em
um tubo de ensaio, logo após adicionou-se Nitrito de sódio (NaNO2-) e acido
acético (C2H4O2)
Como a solução aconteceu em meio aquoso, ocorreu a dissolução do
CoCl2 em Co2+ e Cl2 e do NaNO2 em Na+ e NO2- , o acido acético libera H+, pois
sua alta acidez, faz com que libere esse hidrogênio facilmente em solução
aquosa.
Co2+ (aq) + NO2-(aq) + 2 H+
(aq) Co3+ (aq) + NO(g) + H2O
Ocorre uma ionização do metal que altera o seu estado de oxidação de
2+ para 3+, o centro metálico reage com o nitrito, formando um composto de
coordenação com geometria octaédrica.
Co3+ (aq) + 6 NO2
-(aq) [Co(NO2)6]3-
Formou-se um complexo de coordenação, entretanto ele apresenta uma
carga 3-, após se adicionar cloreto de potássio (KCl), que se dissocia em água,
formando K+ + Cl-, o potássio entra como contra íon do complexo.
3 K+(aq) + [Co(NO2)6]3-
(aq) K3[Co(NO2)6](s)
A nomenclatura deste composto é: Hexanitrocobaltato(III) de potássio.
3.2. Reatividade dos sais de cobre e cobalto frente à amôniaCoCl2 (aq) + NH4OH(aq) [Co(NH3)6]2+
CuCl2 (aq) + NH4OH(aq) [Cu(NH3)6]2+
3.3. Complexos com o mesmo ligante e espécie central diferentes possuem a mesma cor?
FeCl3 + 6 KSCN [Fe(SCN)6]3- + KCl
Em meio aquoso, o ferro se dissocia do cloro, assim como o tiocianato
do potássio, formando o complexo octaédrico hexatiocianatoferrato (III). O
cloreto de ferro (III) que era amarelo, reagiu com o tiocianato de potássio e se
tornou um composto vermelho escuro.
CoCl2 + 4 KSCN [Co(SCN)4]2- + KCl
Da mesma forma que ocorreu na reação anterior, em meio aquoso as
espécies iônicas se dissociam, permitindo a formação do
tetratiocianatocobaltato (II). O cloreto de cobalto (II) que, inicialmente, era
vermelho claro, ficou num tom de vermelho mais claro e transparente.
Assim, vimos que mesmo com centros metálicos diferentes, o tiocianato
faz com que a cor do composto seja semelhante (vermelho), mesmo que em
tons diferentes.
Figura 7 – A esquerda [Co(SCN)4]2- (aq) e a direita [Fe(SCN)6]-3(aq).
4. Referencias
FARIAS, R. F. Química de Coordenação, 2009, Campinas, Átomo, 420 p.
http://slideplayer.com.br/slide/335381/, acesso em: 29/11/14
http://www.ebah.com.br/content/ABAAABc5gAF/efeito-numero-ligantes-sobre-
a-cor-compostos-coordenacao-welvis-furtado, acesso em: 30/11/14