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