Professora: Vanessa Matéria: Química Inorgânica Prática II realizada no dia 12/12/09 Data do envio do relatório: 28/12/2009 Alunos: Fagner Duarte Renata Gudergues Thalita Martins
Podemos classificar como um composto de coordenação sendo um átomo metálico rodeado por um conjunto de ligantes, uma vez que ligante é um átomo ou uma molécula que pode ter existência independente. Mais especificadamente, um composto de coordenação seria constituído por um ou vários ácidos de Lewis ligados a uma ou várias bases de Lewis. Quando os ácidos de Lewis são metais de transição, também denominamos tal complexo de complexo metálico.
A teoria que explica a ligação existente em complexos de coordenação é a Teoria de Coordenação de Werner, a qual 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. Temos ainda outras 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: Íons pequenos de carga elevada com orbitais vazios com energias adequadas. A obtenção de uma configuração de gás nobre. A formação de complexos simétricos e com elevada EECC (Energia de Estabilização do Campo Cristalino).
Nesta prática tivemos como objetivo a visualização do conteúdo adquirido em sala de aula sobre troca de ligantes. No qual através da mudança de cores e na precipitação de alguns experimentos, constatar a força de um ligante em comparação com outro.
CuSO4 NH3 NaCl(S) CoCl2 HCl conc. KSCN Na2C2O4
FeCl3 NaF KI AgNO3 Pipetas Tubos de Ensaio Estante para Tubos de Ensaio Vidro de Relógio Béquer
1) Complexos de Cobre II A) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de Sulfato de Cobre II 0,1 mol/L adicionamos lentamente, na capela, solução aquosa concentrada de Amônia. Observamos a coloração da solução e após, adicionamos água deionizada lentamente. B) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 ,L de solução de Sulfato de Cobre II 0,1 mol/L, adicionamos Cloreto de Sódio sólido em pequenas quantidades até a saturação da solução. Observamos o efeito dessa adição e após adicionamos água deionizada lentamente. 2) Complexos de Ferro III A) Transferimos 1,0 mL de uma solução aquosa de Cloreto Férrico 0,10 mol/L para três tubos de ensaio. Adicionamos, em seguida, ao primeiro tubo 4,0 mL de solução aquosa de Oxalato de Sódio 0,125 mol/L. ao segundo tubo, adicionamos 4,0 mL de solução aquosa de Fluoreto de Sódio 0,25 mol/L. a seguir, acrescentamos 4,0 mL de água deionizada ao terceiro tubo. Observamos as cores das soluções e fizemos as devidas anotações. Por fim, aos três tubos adicionamos gota a gota solução de Tiocianato de Potássio de concentração 0,10 mol/L até a mudança de coloração. B) Transferimos para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de Cloreto Férrico 0,10 mol/L e 2 mL de uma solução de Oxalato de Sódio 0,125 mol/L. observamos a cor da solução nos tubos de ensaio. Em seguida, adicionamos 2,0 mL de solução de Fluoreto de Sódio 0,25 mol/L em um deles e no outro 2,0 mL de água deionizada. C) Transferimos para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de Cloreto Férrico 0,10 mol/L e 2,0 mL de uma solução de Fluoreto de Sódio 0,25 mol/L. observamos a cor da solução nos tubos de ensaio. Adicionamos em seguida 2,0 mL de uma solução de Oxalato de Sódio 0,125 mol/L em um deles e no outro 2,0 mL de água deionizada. Por fim, comparamos os resultados das experiências “3b” e “3c”.
3) Complexos de Prata A) colocamos cinco gotas de uma solução de Nitrato de Prata 0,10 mol/L em dois tubos de ensaio, diluindo em seguida com cerca de 1,0 mol/L de água deionizada. Em um béquer, preparamos cerca de 20 mL de solução saturada
de Cloreto de Sódio. Utilizando uma pipeta, adicionamos de três a cinco gotas de solução saturada de Cloreto de Sódio nos tubos de ensaio. Observamos a formação do precipitado. B) Em um dos tubos contendo precipitado, continuamos adicionando a solução de Cloreto de Sódio, lentamente, agitando vigorosamente o tubo de ensaio até adicionar grande excesso da solução. Observamos o efeito dessa adição. Após, adicionamos uma gota de uma solução 0,10 mol/L de Nitrato de Prata. C) Adicionamos, na capela, algumas gotas de solução aquosa concentrada de Amônia ao tubo da experiência “4a” contendo precipitado e observamos o
resultado. D) Em um tubo de ensaio colocamos cinco gotas de Nitrato de Prata e acrescentamos, em seguida, cerca de 1,0 mL de água deionizada. Adicionamos de três a cinco gotas de Iodeto de Potássio para a formação de precipitado. Na capela, adicionamos ao tubo o mesmo número de gotas de solução aquosa de Amônia utilizado no procedimento “4c” e observamos. Por fim, comparamos os resultados dos ensaio “4c” e “4d”.
1) Complexos de Cobre II A)O Sulfato de Cobre possui uma coloração azul clara. Percebemos que após a adição de Amônia, a solução apresentou uma coloração azul intensa. Após a adição de água a coloração não mudou muito. Observe as fotos tiradas no laboratório:
Sulfato de Cobre
Sulfato de Cobre e Amônia
Adição de água deionizada
Podemos observar assim que a Amônia provocou um desdobramento do orbital d do metal, ocasionando na mudança de coloração da solução. Pois sabemos que a interação entre metais, ou a mudança de ligantes ocasiona a mudança de cor da solução. Ao adicionarmos a água, percebemos que esta é um ligante mais fraco que a amônia, pois não percebemos a mudança da coloração só a diluição da amostra. Tal reação obedece à seguinte fórmula química:
Uma vez que há a formação de íons Cu 2+ que posteriormente formam íons muitos mais complicados estruturalmente, os íons Tetraamindiaquocobre(II). B)O Sulfato de Cobre II apresentava uma coloração azul clara. Após a adição de Cloreto de Sódio, observamos uma mudança de coloração para verde translúcido. Por fim, após a adição de água deionizada observamos que a solução voltou praticamente para a coloração inicial. Observe as fotos tiradas no laboratório:
Sulfato de Cobre
Sulfato Cloreto de Sódio
de
Cobre
e
Adição de Água
Nesse experimento, percebemos que a primeira reação é de um composto complexo, uma vez que o Sulfato de Cobre (II) em solução aquosa forma um íons complexo (Hexaaquocobre II), com uma solução de cloreto de sódio aquosa, assim, temos uma troca de ligantes, evidenciado pela mudança de coloração da solução. Quando adicionamos a água, notamos que a coloração, praticamente, voltou à inicial pois a água é um ligante mais forte do que o íon Cloreto.
2) Complexos de Ferro III A)A solução aquosa de Cloreto Férrico apresentava coloração alaranjada, após adicionarmos Oxalato de Sódio no primeiro tubo obtivemos uma coloração amarelo claro, ao adicionarmos solução aquosa de Fluoreto de Sódio ao segundo tubo, obtivemos uma coloração alaranjada clara esbranquiçada e por fim, ao adicionarmos água deionizada ao terceiro tubo, a coloração se tornou alaranjada translúcida. Observe as fotos tiradas no laboratório:
Cloreto Férrico 0,10 mol/L
Adição de Oxalato Sódio, Água e Fluoreto de Sódio
de
Observamos, assim, a diferença entre a força dos ligantes. Uma vez que o “composto principal” não muda (Cloreto Férrico) e mudamos os reagentes.
Observando as cores resultantes, podemos ressaltar que o Oxalato será o ligante mais forte, pois provocou a mudança de cor mais evidente, após, o íon Fluoreto será um ligante razoavelmente forte, pois percebemos uma mudança na coloração da solução e por fim a água será o ligante mais fraco, uma vez que não apresentou mudança na coloração, apenas diluiu o Cloreto Férrico, portanto não é um ligante forte o bastante para causar o desdobramento no orbital d do metal. Após tais observações, adicionamos ao tubo que continha Fluoreto de Sódio 40 gotas de Tiocianato de Potássio e não notamos alguma mudança da coloração. Adicionamos 50 gotas de Tiocianato de Potássio ao tubo que continha Oxalato e também não notamos mudança na coloração da solução. Por fim, adicionamos 3 gotas de Tiocianato de Potássio à solução que continha Água e notamos uma drástica mudança de coloração. Observe a imagem:
Adição de Tiocianato de Potássio
Tal diferença de coloração pode ser explicada pois dentre todos os ligantes, a água era o mais fraco, sendo assim, quando em contato com o tiocianato, ocorreu um desdobramento do orbital d do metal ocasionando a troca do ligante, consequentemente, a mudança da coloração. B)Em dois tubos tínhamos soluções de Cloreto Férrico e Oxalato de Sódio com as colorações alaranjado escuro e incolor, respectivamente. Adicionamos, em seguida, solução de Fluoreto de Sódio no tubo que continha o Cloreto Férrico e Água deionizada no tubo que continha Oxalato de Sódio. No tubo que continha Cloreto Férrico, notamos que houve a formação de um precipitado preto no fundo do tubo de ensaio. Enquanto que no tubo contendo Oxalato, não houve mudança de coloração ao adicionarmos água. Observe as imagens
Oxalato de Sódio e Cloreto Férrico
Adição de Fluoreto de Sódio
Percebemos que o precipitado localizado no fundo do tubo de ensaio, nada mais é do que ferro precipitado. C)Nos dois tubos de ensaio contendo Cloreto Férrico e Fluoreto de Sódio, tínhamos as respectivas colorações: alaranjado escuro e incolor. Após adicionarmos a solução de Oxalato de Sódio à solução contendo Cloreto Férrico, obtivemos uma coloração amarela translúcida. Enquanto que ao adicionarmos água deionizada à solução contendo Fluoreto de Sódio, continuamos a ter uma solução incolor.
Comparando as experiências “3b” e “3c”, temos que comparando os
ligantes Oxalato, íons Cloreto e Fluoreto, O íon Cloreto é o mais fraco dos três, uma vez que nas duas interações com os outros dois íons houve a mudança de coloração como resultado de um desdobramento do orbital d. Não percebemos mudança de coloração na adição de água tanto na solução contendo Oxalato de Sódio quanto na contendo Fluoreto de Sódio pois por ambos não apresentarem uma coloração, nos faz concluir que não possuem um orbital d parcialmente preenchido. Desse modo, não ocorrerá desdobramentos muito menos mudança de coloração. Observe:
3) Complexos de Prata A)As três gotas de Nitrato de Prata diluídas em 1,0 mL de água deionizada, não possuíam coloração. Após adicionarmos a solução saturada (apresentando alta concentração) de Cloreto de Sódio, obtivemos um coloração Esbranquiçada opaca.
B)Em um dos tubos, continuamos adicionando a solução e agitando a mesma. Assim, após adicionar grande excesso da solução saturada, percebemos que a única diferença era que continuava a produzir precipitado Cloreto de Prata. Após adicionarmos uma gota de solução de Nitrato de Prata, observamos que não houve mudança. Uma vez que a concentração de Cloreto de Sódio era tamanha que a adição de uma gota de Nitrato de Prata não causaria a troca do ligante.
Excesso de Cloreto de Sódio
A reação acima foi observada no tubo que continha excesso do ligante. Tal reação resulta em uma solubilidade por complexibilidade. C)Cuidadosamente, na capela, adicionamos ao t ubo do experimento “4a” 3 gotas de amônia. Percebemos que a solução, antes esbranquiçada, tornou-se incolor. Observe a comparação entre a solução com excesso de solução de Cloreto de Sódio e a solução após a adição de Amônia:
Solução com Amônia e solução com excesso de NaCl
Percebemos que ao adicionarmos a Amônia houve a formação de um novo complexo, o Diaminoprata(I). O qual não possui coloração pois não possui um orbital d parcialmente preenchido.
D)A diluição do Nitrato de Prata não apresenta coloração. Após a adição de 5 gotas de Iodeto de Potássio, percebemos a formação de um precipitado esverdeado junto com a mudança da coloração da solução para esverdeada. Após adicionarmos cinco gotas de amônia, obtivemos a solução muito pouco diferente, apenas se tornando um pouco mais translúcida, mas ainda assim esverdeada.
Comparando os experimentos “4c” e “4d”, temos que os dois
compostos podem ser classificados como insolúveis pois nenhum deles será capaz de dissolver totalmente a amônia, mas o composto AgI é mais insolúvel do que o composto AgCl. Pois comparando a mesma quantidade de Amônia fornecida e o tempo de reação, a solução que continha AgI precipitado demorou mais para obter resultados satisfatórios.
A prática nos possibilitou a melhor absorção do conteúdo proposto em sala de aula e a visualização dos efeitos da concentração, tipo de ligante, força de
ligantes, diferença entre metais e influência da água como ligante nos compostos complexos. Assim como a formação dos mesmos.
http://www.artigonal.com/quimica-artigos/compostos-de-coordenacao568161.html http://pt.wikipedia.org/wiki/Composto_de_coordena%C3%A7%C3%A3o Apostilas fornecidas pela professora. Apostilas avulsas.
