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COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO OBJETIVO - Observar várias reações com Compostos de Coordenação.
INTRODUÇÃO Os compostos de coordenação podem ser classificados como sendo um átomo metálico circundado por um conjunto de ligantes, uma vez que o ligante é um átomo ou uma molécula que pode ter existência independente. Sendo assim, um composto de coordenação seria constituído por um ou diversos ácidos de Lewis unidos a uma ou várias bases de Lewis. Quando os ácidos de Lewis são metais de transição, também denominamos tal complexo de complexo metálico. Um exemplo de composto coordenado pode ser observado na Figura 01, onde o íon metálico Cobalto esta rodeado pelos ligantes, neste caso NH3 (LEE, 1996).
Figura 01: Composto de coordenação.
A teoria de Coordenação de Werner explica a ligação existente em complexos de coordenação, onde diz que os complexos apresentam dois tipos de valências; primárias na qual o complexo existe na forma de um íon positivo, e secundárias na qual a valência seria igual ao número de átomos ligantes coordenados ao metal, também conhecido como número de coordenação do composto (SHRIVER; ATKINS, 2008). Segundo Lee (1996), existem ainda, outras teorias que explicam as ligações entre o metal e os ligantes que são, a TLV (Teoria de Ligação de Valência), TCC (Teoria do Campo Cristalino) e TOM (Teoria do Orbital Molecular). Alguns fatores favorecem a formação de um desses complexos e são eles:
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Íons pequenos de carga elevada com orbitais vazios com energias adequada
A obtenção de uma configuração de gás nobre.
A formação de complexos simétricos e com elevada EC (Energia de Estabilização do Campo Cristalino).
MATERIAIS E MÉTODOS − Estante com tubos de ensaio;
− KSCN (s) ou NH4SCN (s).
− Placa de toque;
− CuSO4 . 5 H2O p.a.;
− Pipeta conta-gotas;
− NH4F p.a. (ou NaF p.a.)
− Bastão de vidro;
− Solução 1 Mol/l de NaOH;
− Cadinho de porcelana;
− Soluções NH3 (6 Mol/l e 3 Mol/l);
− Bico de Bunsen;
− Solução 0,5 Mol/l de CoCl2;
− Suporte com aro de ferro;
− Solução 12 Mol/l de HCl;
− Espátula de vidro;
− Solução 6Mol/l e 3Mol/l de HCl;
− Proveta de 5 mL ou 10 mL;
− Solução 0,1 Mol/l de KI;
− Papel de filtro;
− Solução 0,1 Mol/l de FeCl3;
− Álcool etílico;
− Solução 0,1 Mol/l de CuSO4;
− Acetona
− Solução 0,1 Mol/l de KSCN;
− Solução 0,2 Mol/l de Co(NO3)2;
− Solução 0,1 Mol/l de AgNO3
PROCEDIMENTO Primeiramente preparou-se as soluções:
1 Mol/l de NaOH;
0,1 Mol/l de FeCl3;
NH3 (6 Mol/l e 3 Mol/l);
0,1 Mol/l de CuSO4;
0,5 Mol/l de CoCl2;
0,1 Mol/l de KSCN;
12 Mol/l de HCl;
0,1 Mol/l de AgNO3
6 Mol/l e 3Mol/l de HCl;
0,2 Mol/l de Co(NO3)2;
0,1 Mol/l de KI;
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1.
[Cu(NH3)4]SO4 Sulfato de tetraaminocobre (II)
a)
Foi aquecido cuidadosamente, sem calcinar, em cadinho alguns miligramas
de CuSO4.5 H2O. b)
Colocou-se o resíduo seco em um tubo de ensaio contendo 6 mL de água e
observou-se o fenômeno. c)
A solução acima foi dividida em 3 tubos de ensaio: A, B e C e foram
realizadas as seguintes experiências: d)
TUBO A: Adicionou-se 1 mL de solução 1 Mol/l de NaOH. Observou-se o
fenômeno. e)
TUBO B: Adicionou-se, gota a gota, solução 6 Mol/l de NH3, até dissolver o
precipitado inicialmente formado. Observou-se o fenômeno e colocou-se, então igual volume de álcool, deixando decantar o precipitado de cor azul forte. f)
TUBO C: Adicionou-se álcool e observou-se o fenômeno.
2.
[Co(NH3)6](NO3)2 Nitrato de Hexaaminocobalto (II) Colocou-se em um tubo de ensaio, 5 mL de uma solução 0,2 Mol/l de
Co(NO3)2 e adicionou-se gotas de uma solução 3 Mol/l de NH3 e em seguida agitose a solução. Após esta adição, foram adicionados 5 mL de NH3 mais concentrada. 3.
[Co(H2O)6]Cl2 Cloreto de Hexaaquocobalto (II)
a)
Foram adicionados em um tubo de ensaio 0,5 mL de solução aquosa 1 Mol/l
de CoCl2 e 0,5 mL de HCl concentrado (na capela). b)
Adicionou-se, então, mais água e observou-se novamente a mudança de
coloração. c)
Um papel de filtro foi riscado com um bastão, umedecido na solução rósea, e
em seguida foi seco cuidadosamente. Após seco, foi aquecido ligeiramente e observou-se a mudança de coloração.
4.
Identificação dos íons metálicos e seus sais complexos a) Colocou-se em 4 tubos de ensaio:
TUBO A: 1 mL de solução de FeCl3 0,1Mol/l;
TUBO B: 1 mL de solução de FeCl3 0,1 Mol/l e NH4F (sólido) (mg);
TUBO C: 1 mL de solução de CoCl2 1 Mol/l;
TUBO D: 1 mL de solução de CoCl2 1 Mol/l e NH4F (mg).
4
Em seguida, adicionar a cada um deles, solução concentrada de tiocianato de amônio. b) Em outros 4 tubos de ensaio colocou-se:
TUBO A: 1 mL de solução de FeCl3 0,1 Mol/l;
TUBO B: 1 mL de solução de CuSO4 0,1 Mol/l;
TUBO C: 0,3 mL de solução de FeCl3 0,1 Mol/l e NH4F (sólido);
TUBO D: 1 mL de solução CuSO4 e NH4F (sólido).
Em seguida, adicionar a cada um deles, 1 mL de solução 0,1 Mol/l de KI e
amido. c) Colocou-se em 2 tubos de ensaio:
TUBO A: 1 mL de H2O, 1 mL de solução de CoCl2, 1 mL de solução de FeCl3
0,1 Mol/l e juntar alguns mg de NH4F. Adicionar alguns mg de KSCN;
TUBO B: 1 mL de água destilada, 1 mL de solução de CoCl 2 e gotas de
solução de FeCl3 0,1 Mol/l. Em seguida, adicionar 1 mL da solução saturada de KSCN.
5.
Solubilização de um precipitado por complexação:
a)
Em um tubo de ensaio pequeno, adicionou-se 10 gotas de uma solução 0,1
Mol/l de AgNO3 e 1 gota de uma solução 6 Mol/l HCl. Adicionou-se, gota a gota, NH3 6 Mol/l até que o precipitado tenha sido dissolvido.
RESULTADOS 1.
[Cu(NH3)4]SO4 Sulfato de tetraaminocobre (II)
a)
Observou-se que o sal
CuSO4.5 H2O
após aquecimento ficou branco,
ligeiramente amarelo. Já quando o resíduo seco entrou em contato com a água observou-se que a solução ficou azul; b)
TUBO A: Observou-se a formação de precipitado azul, parcialmente solúvel
em excesso de NaOH que escurece com o aquecimento. c)
TUBO B: observou-se que uma coloração fortemente azulada. Com adição de
álcool, o precipitado de cor azul forte decantou. d)
TUBO C: observou-se a formação de precipitado de cor azul fraca.
5
2.
[Co(NH3)6](NO3)2 Nitrato de Hexaaminocobalto (II)
a)
Com a adição da solução 0,2 Mol/l de Co(NO3)2 e gotas da solução 3 Mol/l de
NH3 observou-se a mudança de coloração de rosa para verde. Após esta etapa, foram adicionados 5 mL de NH3 mais concentrada então a solução de tornou amarelada e mais viscosa.
3.
[Co(H2O)6]Cl2 Cloreto de Hexaaquocobalto (II)
a)
Após a adição de CoCl2 ao HCl concentrado observou-se a mudança de
coloração de róseo para azul. E com adição de água observou-se coloração rósea. b)
Após seco, o local adicionada da solução rósea foi aquecido e observou-se a
coloração azul no local riscado. Observou-se a mudança de coloração expondo esse papel ao ar a coloração azul desaparece, mas retorna por aquecimento.
4.
Identificação dos íons metálicos e seus sais complexos a) Foram observados:
TUBO A: vermelho TUBO B: amarelo TUBO C: azul TUBO D: azul
b) Foram observados: TUBO A: azul TUBO B: azul TUBO C: sem alteração TUBO D: azul
c) Foram observados: TUBO A: laranja TUBO B: vermelho
5. Solubilização de um precipitado por complexação: a)
Com a adição de 10 gotas da solução 0,1 Mol/l de AgNO 3 e 1 gota de uma
solução 6 Mol/l HCl houve a formação de precipitado. Em seguida, com a adição gota a gota de NH3 6 Mol/l houve a dissolução do precipitado.
6
DISCUSSÃO E CONCLUSÃO
1. [Cu(NH3)4]SO4 Sulfato de tetraaminocobre (II) a)
Os sais de cobre II são azuis quando em solução aquosa ou quando no
estado sólido hidratado. A coloração azul é característica do íon tetraquocuprato, tal complexo absorve fortemente na região do espectro correspondente à cor amarela, em virtude disso, a coloração do sistema e azul (cor complementar do amarelo). Quando o sal hidratado é aquecido, perde água produzindo o sal anidro que é branco ou ligeiramente amarelo. b)
A coloração azul se deve ao cobre e o precipitado ao produto da reação: CuSO4.5H2O + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4 (s) + 5H2O
c)
A coloração fortemente azulada se deve ao Sulfato de tetraaminocobre (II)
formado na reação: CuSO4.5H2O + 4NH3 [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O A amônia provocou um desdobramento do orbital d do metal, ocasionando na mudança de coloração da solução. Pois a interação entre metais, ou a mudança de ligantes ocasiona a mudança de cor da solução. Com a adição do álcool houve a precipitação do Sulfato de tetraaminocobre (II) devido a à desidratação. d)
Com a adição do álcool ao meio houve a formação de precipitado de cor azul
fraco, processo similar ao do tubo B, com a desidratação, neste caso do sal
,o
qual parcialmente precipita por não ter mais esferas de hidratação. A equação segue abaixo: →
2. [Co(NH3)6](NO3)2 Nitrato de Hexaaminocobalto (II) O nitrato básico de cobalto (II) é um precipitado azul, que na presença de excesso de reagente básico, obtido devido a presença de H_2 O em excesso, forma um precipitado rosa de hidróxido de cobalto (II), conforme é mostrado: (
)
(
)
3. [Co(H2O)6]Cl2 Cloreto de Hexaaquocobalto (II) Ao adicionar o
, um ácido forte com alto grau de ionização, o equilíbrio da
reação é deslocado para a esquerda, tornando a solução com a cor azulada
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característica do
. Ao se adicionar água, o equilíbrio desloca-se, então, para a
direita e favorecendo a formação de íons [
(
) ] , que tornam a solução outra
vez rósea. Tal equilíbrio também é deslocado com um aquecimento, pois provoca a quebra das ligações metal-ligante, formando
e proporcionado a cor azul.
4. Identificação dos íons metálicos e seus sais complexos a) Foram observados: TUBO A: Ao adicionar o tiocianato de amônio com a solução de cloreto de ferro, obteve uma coloração vermelha, tal cor se deve a formação de um complexo não dissociado de tiocianato de ferro (III), sendo representado pela seguinte equação:
+
(
)
TUBO B: neste tubo além do tiocianato de amônio e cloreto de ferro, havia NH4F, a solução permaneceu amarela (coloração do cloreto de ferro), devido à formação de um complexo mais estável, o hexafluorferrato (III), equação a seguir: (
[
)
]
+
TUBO C: ao adicionar o cloreto de cobalto com o tiocianato de amônio, obteve-se o complexo tetratiocianatocobalto (II) de cor azul, conforme a reação reação: [
+
(
) ]
TUBO D: neste tubo continha NH4F além do cloreto de cobalto com o tiocianato de amônio, a mistura gerou uma solução azulada indicando que o não houve influencia do NH4F na reação. b) Foram observados: TUBO A: com a mistura de cloreto de ferro com iodeto de potássio há a liberação de iodo no meio, conforme equação: +
+
+
A comprovação ocorre pela adição de amido e conseqüente aparecimento de coloração azul. Uma vez que o amido é formado por macromoléculas, amilopectina e amilose, e quando a amilose assume uma estrutura helicoidal na conformação α-
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hélice, pode ocorrer a formação de um complexo com átomos de iodo (coloração azul), uma vez que esses átomos ocupam a cavidade central da molécula helicoidal.
TUBO C: nada ocorreu, pois o meio se manteve com a mesma coloração clara.
TUBO B e D: a reatividade do cobre, para ambos os tubos, resultou na coloração azul frente devido ao iodo, conforme equação: +
+
Tal fato foi comprovado pela adição de amido no meio, gerando coloração azulada.
d) Foram observados: TUBO A: neste tubo houve a reação entre o cloreto de ferro e o fluoreto de sódio, formando o complexo hexafluorferrato (III), conforme reação: (
[
)
]
+
Devido a essa reação ocorreu o surgimento de uma coloração laranja, logo o ferro ficou complexado e e houve a reação entre os íons cobalto e tiocianato conforme reação: [
+
(
) ]
TUBO B: a coloração vermelha se deve a reação entre o ferro e o tiocianato:
+
(
)
5. Solubilização de um precipitado por complexação: Ao adicionar o nitrato de prata ao ácido clorídrico, há a formação de um precipitado, o cloreto de prata, conforme reação:
(s) +
Já com a adição de NH3, ocorreu uma reação que promoveu a formação do complexo diaminoargentato, conforme reação: +
[
(
) ]
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Através
dos
experimentos
pode-se
concluir
que
os
compostos
de
coordenação de cobre e cobalto apresentam grande reatividade. Os compostos de ferro também formam diversos complexos de maneira similar ao cobalto. As colorações obtidas durante os experimentos evidenciaram que a reatividade dos compostos foi bem sucedida e também, possibilitaram uma melhor compreensão do conteúdo teórico frente os efeitos da concentração, tipo e força de ligante, diferença entre metais e influência da água como ligante.
REFERENCIAS
LEE, J. D. Química Inorgânica não Tão Concisa, 5. ed, Trad. Toma et al., São Paulo: Edgard Blucher Editora Ltda, 1996, p. 131-134.
SHRIVER, Duward. F.; ATKINS, Peter. W. Química Inorgânica, 4 ed., Bookman, Porto Alegre, 2008. 848p.
