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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CEARÁ – UECE CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA – CCT CURSO DE QUÍMICA – LICENCIATURA DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA II
FRANCISCO DAVI SANTIAGO BEZERRA
RELATÓRIO DA PRÁTICA 01 – SÍNTESE DE COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO
Professor: Anderson Valério
FORTALEZA - CE Dezembro de 2015
1. INTRODUÇÃO A Prática refere-se ao estudo dos compostos de coordenação, na qual o termo complexo representa um átomo metálico na forma iônica (ácido de Lewis) rodeada por um conjunto de ligantes (bases de Lewis). Um ligante é um íon ou molécula que pode ter existência autônoma. O termo composto de coordenação é usado para designar um complexo neutro ou um composto iônico no qual pelo menos um dos íons envolvidos é um complexo. Dessa forma, um complexo é a combinação de um ácido de Lewis (que é o átomo metálico central) com várias bases de Lewis (que são os ligantes). O átomo da base de Lewis que forma a ligação com o átomo central é chamado de átomo doador, porque ele é o elemento que doa os elétrons usados para formar a ligação. O átomo ou íon metálico, o ácido de Lewis do complexo, é o átomo que irá receber esses elétrons. 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). A formação de complexos é comum com metais de transição d e f, os quais possuem orbitais atômicos livres, disponíveis para “acolher” os elétrons dos ligantes. No caso dos complexos metálicos, estes são compostos neutros, e resultam da agregação de um complexo com um ânion. Lembrando que os ligantes são espécies ricas em elétrons, e os metais que formam complexos são íons com orbitais disponíveis para acomodar estes elétrons.
2. OBJETIVOS • Observar várias reações com Compostos de Coordenação.
3. PRÉ-LABORATÓRIO 3.1. Alguns tipos de reações que envolvem os compostos de coordenação são: Reações de Substituição em Solução Aquosa: O método mais frequente empregado para sínteses de complexos metálicos é o das reações de substituição em solução aquosa. Este método consiste na reação entre um sal de um metal em solução aquosa e um agente de coordenação. O complexo [Cu(NH3)4]SO4, por exemplo, é preparado facilmente pela reação entre uma solução aquosa de CuSO 4 e excesso de NH3. A troca de cor de azul claro a azul escuro indica que a temperatura ambiente da água de coordenação é substituída instantaneamente por amônia. [Cu(H2O)4]2+ + 4NH2 → [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O azul azul escuro Reações de Substituição em solventes não-aquosos: Antes não haviam sido empregadas extensamente as reações em solventes não-aquosos para a preparação de complexos metálicos. Porém, duas das razões mais importantes que justificam a necessidade de empregar às vezes solventes não aquosos são: (1) que o íon metálico possua grande afinidade pela água e (2) que o grupo ligante seja insolúvel em água. Os íons Al(I), Fe(I) e Cr(I) constituem exemplos de íons comuns que possuem uma grande afinidade pela água e formam, portanto ligações metal-oxigênio extremamente fortes. A reação entre um sal de cromo (I) e etilendiamina em solução aquosa é representada pela equação seguinte. Se empregar um sal de cromo anidro e um solvente não-aquoso: H2O
[Cr(H2O)6]3+ + 3en → [Cr(H2O)3(OH)3]↓ + 3enH+ violeta verde Reações de Substituição em ausência de solventes: Podem-se preparar complexos metálicos por reação direta entre um sal anidro e um grupo ligante líquido. Em muitos casos a presença de um grande excesso de grupo ligante líquido serve de solvente para a mistura de reação. Um método aplicável para a síntese de aminas metálicas consiste em adicionar ao sal do metal amônia líquido e evaporar logo em sequência. A evaporação é realizada facilmente a temperatura ambiente, porque a amônia entra em ebulição a -33ºC. O resíduo seco obtido é formado essencialmente por amina metálica no estado puro. O complexo [Ni(NH3)6]Cl2 pode ser preparado, por exemplo, a reação seguinte: NiCl2 + 6NH3(ℓ) → [Ni(NH3)6]Cl2 amarelo violeta Muito frequentemente este não é o método escolhido porque uma solução aquosa de amônia é de uso mais conveniente e em geral conduz ao mesmo resultado. No entanto, em alguns casos, como por exemplo, na reparação do
[Cr(NH3)6]Cl3 é necessário empregar amônia líquida para evitar a formação de Cr(OH)3. Dissociação Térmica de Complexos Sólidos: A dissociação térmica equivale a uma reação de substituição no estado sólido. A certa temperatura elevada perde-se os grupos ligantes voláteis, que são substituídos na esfera de coordenação pelos ânions do complexo. Um exemplo familiar, que talvez seja raramente considerado deste ponto de vista, é a perda de água que o CuSO4.5H2O sofre ao ser aquecido. É produzida a seguinte reação que produz sulfato anidro branco a partir do hidratado azul. A troca de cor é produzida ao serem substituídos os grupos ligantes água por íons sulfato. ∆
[Cu(H2O)4]SO4.H2O azul
→ [CuSO4] + 5H2O↑ incolor
O íon cobre(I) hidratado absorve luz correspondente às proximidades do extremo infravermelho do espectro visível e a isto se deve a sua cor azul. Como a separação por campo cristalino devido aos íons sulfato é menor que a produzida por água, os íons cobre(I) rodeados por íons sulfato absorvem luz de comprimento de onda maior. A absorção de sulfato de cobre anidro é no infravermelho e o sal resultante é incolor. 3.2. Os aspectos toxicológicos e cuidados de manuseio para os seguintes reagentes: A. Cloreto de Cobalto: Toxicidade aguda: LD50 (oral rato): 766 mg/kg. Toxicidade sub-aguda a crônica: Em experiências realizadas com animais em condições similares às condições de trabalho a substância mostrou-se cancerígena. Outras informações toxicológicas: Após inalação: Perigo de sensibilização - Após o contato com a pele: Perigo de sensibilização - Após ingestão: diarreia - Outras indicações: Sintomas de intoxicação aguda de cobalto: diarreia falta de apetite, descida da temperatura corporal e hipotensão arterial. Efeito tóxico nos rins (proteinúria, anúria), coração e pâncreas. O manuseio e a armazenagem da substância devem se dar em condições adequadas, evitando-se a contaminação do produto. É necessário a utilização de luvas, protetores faciais e roupas adequadas durante o manuseio. B. Ácido Clorídrico: Toxicologia: Extremamente corrosivo, a inalação do vapor pode causar ferimentos sérios, a ingestão pode ser fatal. O líquido pode causar danos à pele e aos olhos TLV 5 ppm. O manuseio e a armazenagem da substância devem se dar em condições adequadas. É necessário a utilização de luvas de borracha em PVC ou látex e óculos de proteção durante o manuseio. C. Hidróxido de Amônia: Toxidade aguda: A inalação pode causar dificuldades respiratórias, broncoespasmos, queimadura na mucosa nasal, faringe e laringe, dor no peito, edema pulmonar, salivação e retenção da urina. Ingestão causa náusea, vômitos e inchação nos lábios, boca e laringe. No manuseio das embalagens de Hidróxido de Amônio, o local deve ser ventilado e distante de produtos que reajam com gás (ver estabilidade e reatividade). Não tombar as embalagens, nem os deixe tombar.
4. MATERIAIS • Estante com tubos de ensaio; • Pipeta de Pasteur; • Cadinho de porcelana; • Suporte; • Proveta de 5 ou 10 mL; • Bastão de vidro; • Triângulo de porcelana para cadinho; • Bico de Bunsen; • Espátula de plástico; • Papel de filtro ou funil de placa porosa; • Álcool etílico; • Solução de 0,2 M de Co(NO3)2; • CuSO4 .5H2O; • Solução 1 M de NaOH; • Solução 0,2 M de CoCl2; • HCl concentrado; • Soluções 6 M e 3 M de NH4OH; • Solução de 0,1 M de CuSO4.5H2O.
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 5.1. [Cu(NH3)4]SO4 – Sulfato de Tetraamincobre (II) • Foi aquecido cuidadosamente, sem calcinar, em um cadinho, 1g de CuSO4.5H2O. • Colocou-se o resíduo seco em um tubo de ensaio. Adicionou-se 6 mL de água destilada. • Dividiu-se a solução acima em 3 tubos de ensaio: A, B e C, cada qual com 2 mL. Em seguida, foram feitas as seguintes experiências: TUBO A: Adicionou-se 2 mL de solução 1 M de NaOH. Observou-se a formação do precipitado parcialmente solúvel em excesso de NaOH. Aqueceuse cuidadosamente o tubo de ensaio até perceber-se o escurecimento do precipitado; TUBO B: Adicionou-se, gota a gota, 2 mL de solução de 6 M de NH4OH. Observou-se a coloração. Em seguida, colocou-se igual volume de álcool e deixou-se o tubo em repouso até decantar o precipitado; TUBO C: Adicionou-se álcool e observou-se a formação do precipitado. 5.2. [Co(H2O)6]Cl2 – Cloro de Hexaaquocobalto (II) • Colocou-se 1 g de CoCl2 em béquer contendo 6 mL de água destilada. Observou-se a cor da solução. Em seguida, dividiu-se a solução em três tubos de ensaio: TUBO A: Manteve como padrão; TUBO B: Adicionou-se 0,5 mL de HCl concentrado. Observou-se a mudança de cor. Adicionou-se mais água e foi observada novamente a cor de origem. TUBO C: Adicionaram-se gotas da solução 3 M de NH4OH e agitar.
6. RESULTADOS 6.1. Ao aquecer cuidadosamente, sem calcinar, em cadinho, 1 g de CuSO4.5H2O. Percebeu-se uma mudança em sua coloração de azul vivo para uma cor branca meio acinzentada. • Com o resíduo seco em um tubo de ensaio, foram adicionados 6 mL de água destilada e o sal retornou a sua cor original. • Em seguida, foi divido a solução acima em 3 tubos de ensaio, cada qual com 2 mL. Os resultados foram estes: TUBO A: Ao adicionar 2 mL de solução 1 M de NaOH. Foi observada a formação do precipitado parcialmente azul que com o aquecimento foi escurecendo. TUBO B: Ao adicionar, gota a gota, 2 mL de solução de 6 mL de NH4OH, percebeu-se uma coloração fortemente azulada. Com adição de álcool e deixando o tubo em repouso, notou-se que o precipitado de cor azul forte decantou. TUBO C: Quando foi adicionado álcool, notou-se a formação do precipitado de cor azul meio fraca. 6.2. Ao colocar 1 g de CoCl2 em um béquer contendo 6 mL de água destilada, observou-se a cor rósea da solução. Em seguida, foi dividida a solução em três tubos de ensaio e obteve os seguintes resultados: TUBO A: Se manteve como padrão. TUBO B: Quando foram adicionados 0,5 mL de HCl concentrado, percebeu-se a mudança de coloração de róseo para azul. Em seguida adicionou-se água, nota-se o retorno da coloração anterior. TUBO C: Ao adicionar gotas da solução 3 M de NH4OH, notou-se uma cor um pouco azulada e depois de agitada ficou verde escuro.
7. CONCLUSÕES O processo desenvolvido no laboratório proporcionou o ensaio aplicado no experimento foi bastante interessante no objetivo de observar a reatividade dos compostos de coordenação de cobre e cobalto e também que as reações ocorreram de acordo com a metodologia proposta na prática. 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.
8. PÓS-LABORATÓRIO 8.1. Comente o porquê do CuSO4.5H2O mudar de cor com a calcinação. Isso se deve a sua desidratação, a energia térmica transferida pelo aquecimento deixa o sal desidratado, pois causa a perda de suas moléculas de água que evaporam e tendo por consequência a mudança de sua coloração. CuSO4.5H2O(s) + ∆ → CuSO4(s) + 5H2O(g) 8.2. Qual precipitado é formado quando se adiciona NaOH na solução de CuSO4? CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2 Na qual o Na2SO4 se encontrará na forma ionizada e o Cu(OH)2 se apresentará na forma de um precipitado em azul. Pois apresenta baixa solubilidade. 8.3. de CoCl2?
Porque houve mudança de cor ao adicionar HCl na solução
HCl(aq) + NaOH(aq) - H2O(ℓ) + NaCl(aq) pH<3 pH>11 rosa roxa A solução (H2O(ℓ) + NaCl(aq)), torna-se verde, indicando um pH de 7, o que nos deixa claro que a o pH e tais propriedades químicas dos elementos influenciou na mudança na cor da solução.
9. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA SHRIVER, Duward. F.; ATKINS, Peter. W. Química Inorgânica, 4 ed., Bookman, Porto Alegre, 2008. p. 848. LEE, J. D. Química Inorgânica não Tão Concisa, 5. ed, Trad; São Paulo: Edgard Blucher Editora Ltda, 1996, p. 99-103. ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001, p. 884-886. CETUS INDUSTRIA E COMERCIO DE PRODUTOS QUIMICOS. Ficha de Informações de Segurança de Produtos Químicos em: Acesso em 19 de dez. 2015. RIBEIRO. Camila. COMPLEXOS EM SOLUÇÃO em: http://docslide.com.br/documents/relatorio-de-quimica-de-coordenacaopratica-7.html> Acesso em 08 de Fev. 2016.
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Comércio indústria Importação Ltda; Ficha de Informações de Segurança de Produto Químico em: Acesso em 19 de dez. 2015. QEEL; Ficha de Informações de Segurança de Produtos Químicos em: Acesso em 19 de dez. 2015.
