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;