Baixe Estudos das propriedades químicas dos sais duplos de compostos complexos e outras Notas de estudo em PDF para Química Industrial, somente na Docsity! Universidade Estadual de Goiás – UEG Unidade Universitária de Ciências Exatas e Tecnológicas – UnUCET Estudos das propriedades químicas dos sais duplos de compostos complexos Acadêmicos: Lucas Rodrigues Ferreira Lucas Sousa Orientadora: Madalena D Disciplina: Química inorgânica experimental II J Anápolis, 12 de março de 2010. INTRODUÇÃO No contexto da química de coordenação, o termo complexo significa um átomo metálico ou íon central rodeado por um conjunto de ligantes. Um ligante é um íon ou molécu- la que pode ter existência independente. Exemplo de um complexo é o [Co(NH3)6)]3+, no qual o íon Co3+ está rodeado por seis ligantes NH3. O termo composto de coordenação é usado para designar um complexo neutro ou um composto iônico no qual pelo menos um dos íons é um complexo. Um complexo é a combinação de um ácido de Lewis (o átomo metálico central) com várias bases de Lewis (os ligantes). O átomo da base de Lewis que forma a liga- ção com o átomo central é chamado de átomo doador, porque ele que doa os elétrons usados para formar a ligação. O átomo ou íon metálico, o ácido de Lewis do complexo, é o átomo receptor. Os compostos de coordenação são moléculas constituídas por um ou vários ácidos de Lewis ligados a uma ou várias bases de Lewis. Os ácidos de Lewis podem ser metais de transição e, neste caso, os compostos de coordenação também são chamados de complexos metálicos. Exemplo: Cu2+ + 4NH3 ⇌ [Cu(NH3)4] 2+ No caso dos complexos metálicos, estes são compostos neutros resultantes da a- gregação de um complexo com um ânion. Um exemplo é o cloreto de hexaquocobre. As bases são chamadas de ligante. Os ligantes são espécies ricas em elétrons e os metais que formam complexos são íons com orbitais disponíveis para acomodar estes elétrons. A formação de complexos é comum com metais de transição d e f. As principais características das estruturas geométricas dos complexos metálicos foram identificadas por Alfred Werner (1866-1919), profundo conhecedor da estereoquímica orgânica. A teoria da coordenação de Werner, de 1893, foi a primeira tentativa de explicar a ligação existente em complexos de coordenação. Esta teoria foi proposta antes da descoberta do elétron por J.J. Thompson em 1896, e antes da formulação da teoria eletrônica de valência. Essa teoria, e os 20 anos de trabalhosas pesquisas associados a ela, deu a Werner o prêmio Nobel de Química de 1913. Werner não tinha à sua disposição nenhuma das modernas técni- cas instrumentais, e todos os seus estudos foram feitos mediante a interpretação de simples reações químicas. Werner foi capaz de explicar as principais características das estruturas geométricas dos complexos metálicos, e concluiu que nos complexos o metal apresenta dois tipos de valência. Valência primária corresponderia ao número de carga do íon complexo, hoje chamado estado de oxidação. Valência secundária corresponderia ao número de ligantes coordenados ao metal, hoje chamado de número de coordenação. Werner combinou a inter- pretação de isomerismo óptico e geométrico com padrões de reações e com dados de conduti- vidade elétrica num trabalho que ainda permanece como modelo de como usar, de maneira efetiva e criativa, evidências físicas e químicas. As cores marcantes de muitos compostos de coordenação de metais d e f, as quais são consequências das estruturas eletrônicas, eram um mistério para Werner. Esta característica só foi elucidada quando as estruturas eletrônicas passaram a ser descritas em termos de orbitais, no período de 1930-1960. Com a teoria de Werner foi possível verificar que um número grande de moléculas e íons pode se comportar como ligantes, e um grande número de íons forma complexos. Os orbitais dz² e dx²-y², de energias mais altas, são denominados eg, enquanto os orbitais dxy, dzx, dyz denominados t2g apresentam menor energia, e ∆0 o – parâmetro de des- dobramento do campo ligante - está associado à diferença de energia entre t2g e eg. Com racio- cínio análogo, analisando uma estrutura tetraédrica, conforme figura 5 e 6, observa-se que os orbitais dxy , dzx, dyz ficariam menos estáveis que os orbitais dz² e dx²-y², já que estes últi- mos não estão tão concentrados na direção dos ligantes. Figura 5 Tendo em vista as observações acima temos o diagrama do nível de energia abaixo para sistemas tetraédricos: Figura 6 Onde e refere-se aos orbitais dz² e dx²-y² enquanto que os orbitais dxy , dzx, dyz são denominados t2, e ∆t está associado à diferença de energia entre t2 e e.Quando as distân- cias cátion-ânion são iguais e o cátion e o anion são os mesmos nos casos octaédrico e tetraé- drico tem-se que . Alguns complexos costumam desviar-se da geometria octaédrica apresentando distorções tetragonais, como por exemplo, complexos hexacoordenados de cobre(II). Essa distorção é conhecida como distorção Jahn – Teller e corresponde a uma extensão ao longo do eixo z e uma compressão nos eixos x e y. Assim todos os orbitais que tem componente em z se estabilizam e os restantes se desestabilizam. Partindo-se de um sistema octaédrico, ocorre a perda da degenerescência dos orbitais eg e t2g, pela redução na energia do orbital dz² e dxz e dyz e o correspondente aumento da energia do orbital dx²-y² e dxy. Da mesma forma que po- de ocorrer o alongamento ao longo do eixo z e compressão ao longo dos eixos x e y, poderá ocorrer o inverso. E quando ocorre o salto de uma orientação para a outra temos o efeito Jahn- Teller dinâmico. Alongamento dos ligantes ao longo do eixo: Figura 7 Compressão dos ligantes ao longo do eixo z: Figura 8 Quanto aos complexos de geometria quadrada planar, típicos D4h, conforme apre- sentado na figura 8, observa-se que deriva de uma estrutura octaédrica considerando os ligan- tes ao longo do eixo z removidos. O parâmetro de desdobramento do campo ligante está asso- ciado à diferença de energia entre dx²-y² e dxy. Figura 9 O principal efeito dos ligantes, segundo a Teoria do campo Cristalino (TCC), é o desdobramento dos níveis de energia correspondentes aos orbitais d do átomo central. No caso mais simples, a interação do campo eletrostático gerado por seis ligantes idênticos distri- buídos simetricamente ao redor do átomo central, simetria octaédrica, resulta no aumento da energia dos orbitais d e na perda da degenerescência destes níveis, ou seja, os orbitais d do átomo central dividem-se em 2 níveis de energia, t2g e eg.. A diferença de energia entre os dois conjuntos de orbitais denomina-se desdobra- mento do campo cristalino ou desdobramento do campo ligante. Este desdobramento é repre- sentado pelo parâmetro do desdobramento do campo cristalino ∆ ou 10 Dq. O símbolo ∆o é empregado no caso específico de um complexo octaédrico. Em um íon octaédrico, em relação ao baricentro, a energia de um orbital t2g é -0,4∆o e a de um orbital eg é +0,6∆o. Segue que a energia resultante de uma configuração tx2g e y g em relação ao baricentro, que é chamada de energia de estabilização do campo ligante (EECL), é: EECL=(0,4x-0,6y)∆o . O termo energia de estabilização do campo cristalino (EECC) é muito usado no lugar de EECL, mas esse termo é mais apropriado para íons nos cristais. A EECL é geralmen- te apenas uma pequena fração da interação total entre o átomo metálico e os ligantes, a qual aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período devido ao decréscimo no raio dos íons M2+ ao longo da série. 6. Decomposição de íons complexos • Água destilada • Ácido clorídrico • Hidróxido de sódio • Sulfeto de sódio 7. Compostos complexos em reações de oxidação-redução • Peróxido de hidrogênio • Hidróxido de potássio • Ferrocianeto de potássio PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 1. Íons de sal duplo Em dois tubos de ensaio colocamos 2mL de solução de sulfato duplo de alumínio e potássio. Adicionamos em um deles algumas gotas de solução de hidróxido de sódio e no outro, solução de cloreto de bário. 2. Íons de um sal simples e um sal complexo a) Colocamos 2mL de solução de cloreto de ferro III em dois tubos de ensaio, adiciona- mos em um deles gotas de solução de sulfato de sódio e no outro solução de tiocianato de potássio. b) Colocamos 2mL de solução de K4[Fe(CN)6], em dois tubos de ensaio. Adicionamos em um deles algumas gotas de solução de sulfato de amônio e no outro, solução de tio- cianato de potássio. 3. Compostos com íon complexo negativo a) Colocamos em um vidro relógio duas gotas de solução saturada de nitrato de prata e adicionamos algumas gotas de solução saturada de iodeto de potássio até o precipitado de dissolver todo o precipitado. Guardamos essa solução para um experimento poste- rior. b) Colocamos em um vidro relógio 4 gotas de solução saturada concentrada de cloreto de cobalto II e adicionamos tiocianato de amônio. Guardamos essa solução para um expe- rimento posterior. c) Colocamos 1mL de uma solução de zinco em um tubo de ensaio e adicionamos 3 go- tas de uma solução de hidróxido de sódio até que se formasse um precipitado branco. Adicionamos mais hidróxido, como excesso, e observamos o que aconteceu. 4. Compostos com um íon complexo positivo Pegamos 10mL de solução aquosa de nitrato de prata e misturamos com 10mL de solução aquosa de cloreto de bário, ocorrendo uma reação de dupla-troca. Deixamos o tubo de ensaio com o produto desta reação em repouso por cinco minutos para decantar o líquido e formar a maior quantidade de precipitado possível. Em seguida, pegamos 10mL de solução aquosa de sulfato de cobre e misturamos com 10mL de solução aquosa de hidróxido de sódio, ocorrendo uma reação de dupla-troca. Deixamos o tubo de ensaio com o produto desta reação em repouso por cinco minutos para decantar o líquido e formar a maior quantidade de precipitado possível. Após esse período, adicionamos excesso de amoníaco em cada tubo de ensaio. Ao adicionarmos no tubo onde havia cloreto de prata notou-se o desaparecimento do precipi- tado branco e a formação de uma solução incolor. Ao adicionamos no tubo onde havia hidró- xido de cobre notou-se o desaparecimento do precipitado azul e a formação de uma solução azul marinho escuro. 5. Compostos complexos em reações de intercambio Colocamos 2mL de solução de solução diluída e acidulada de cloreto de ferro III. Adicionamos o mesmo volume de solução de ferrocianeto de potássio. 6. Decomposição de íons complexos a) Pegamos a soluções do composto que ficou no vidro de relógio no experimento 3 e, nele, adicionamos água. Observamos as alterações. b) Adicionamos acido nítrico vagarosamente, gota-a-gota, ao complexo de prata do expe- rimento 4 até obtermos uma solução ácida (comprovando isso com papel tornassol). c) Dividimos em duas partes a solução azul de amoníaco de cobre formado na experiên- cia do item 4. A uma parte adicionamos solução de hidróxido de sódio até que se obti- vesse alguma mudança, à outra parte adicionamos solução de sulfeto de sódio (essa parte foi feita na capela). 7. Compostos complexos em reações de oxidação-redução Em um tubo de ensaio misturamos cerca de 2mL de uma solução de peróxido de hidrogênio em hidróxido de potássio. Depois adicionamos 2mL de solução de ferrocianeto de potássio. RESULTADOS E DISCUSSÕES 1. Íons de sal duplo A mistura do sulfato duplo de alumínio e potássio com o hidróxido de sódio gerou ra- pidamente um precipitado cristalizado e branco. O hidróxido de alumínio é o precipi- tado formado nessa mistura. Esta reação é demonstrada a seguir: K+Aℓ3+(SO4)2 2- (aq) + Na +OH-(aq) → AℓOH3(s) + KOH(aq) + 2Na2SO4(aq) A mistura do sulfato duplo de alumínio e potássio com o cloreto de bário gerou um precipitado branco e gelatinoso. Este precipitado formado nesta reação será o sulfato de bário. Esta reação é demonstrada a seguir: • K+Aℓ3+(SO4)22-(aq) + Ba2+Cℓ2-(aq) → KCℓ(aq) + AℓCℓ3(aq) + BaSO4(s) 1. Íons de um sal simples e um sal complexo a) A mistura do cloreto de ferro III com a solução de sulfato de sódio gerou um precipi- tado gelatinoso de cor marrom. Este precipitado formado é o sulfeto de ferro. Esta rea- ção é demonstrada a seguir: • 2Fe3+Cℓ-3(aq) + 3Na2S2-(aq) →6 NaCℓ(aq) + Fe2S3(s) A mistura do cloreto de ferro III com a solução de tiocianato de potássio gerou uma solução com uma coloração vermelha bem intensa, como cor de sangue. Esta reação é demonstrada a seguir: • Fe3+Cℓ-3(aq) + 6K+SCN-(aq) → k3[Fe(SCN)6](aq) + 3KCℓ(aq) b) Os experimentos realizados no item b não obtiveram precipitados, pois o ferro no pro- duto participa de uma esfera de coordenação, então não pode ser rompido da mesma, ao menos que haja uma reação com um ácido ou uma base. • K4[Fe(CN)6](aq) + (NH4)2SO4(aq) → não ocorreu • K4[Fe(CN)6](aq) + K+SCN-(aq) → não ocorreu 2. Compostos com íon complexo negativo a) Quando adicionamos o nitrato de prata na solução de iodeto de potássio houve a for- mação de um precipitado amarelado de aparência viscosa (AgI), como a de um sabo- nete liquido. Esse precipitado reage com o iodeto de potássio que ainda não reagiu e faz a mistura ficar homogênea e incolor, o que indica a formação do íon complexo. As reações dessa mistura podem ser demonstradas da seguinte maneira: • Ag+NO3-(aq) + 2K+I-(aq) → AgI(s) +KI(aq) + KNO3(aq) • KI(aq) + AgI(s) → K[AgI2](aq) 7. Compostos complexos em reações de oxidação-redução Ao misturarmos peróxido de hidrogênio e hidróxido de potássio notamos a forma- ção de bolhas, devido à formação de oxigênio, como pode ser observado na reação abaixo: • H2O2(aq) + 2KOH(aq) → ½ O2(g) + KOH(aq) Após a saída do gás oxigênio, adicionamos ferrocianeto de potássio à solução. Em seguida, notamos o desaparecimento da cor amarelada, cor característica do ferro. • 2KOH(aq) + K4[Fe(CN)6](aq) → 6KCN(aq) + Fe(OH)2(aq) CONCLUSÃO Em suma, as reações para o estudo das propriedades químicas dos sais duplos de compostos complexos foram bem sucedidas. E por meio dos experimentos foi possível efetuar as análises necessárias nas diferentes etapas dos procedimentos, aplanando os conhecimentos a cerca das técnicas e teorias utilizadas, assim, atingindo o objetivo da aula prática. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 1)SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008. 2)LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo, Edgard Blücher, 1996. 3)BARROS, HAROLDO L.C..Química inorgânica; uma introdução. Belo Horizonte: GAM; Editora distribuidora, 2001. 4)AYALA, J. D.. Química de Coordenação 1. Disponível em: [1]. Acesso em: 10 mar. 2010. 5)VON ZELEWSKY, A.. • Stereochemistry of Coordination Compounds. United Kingdom: John Wiley & Sons, 1995. 3 v. (Inorganic Chemistry: A Textbook Séries). 6)KIPROF, Paul. Coordination Number 4. Disponível em: [2]. Acesso em: 10 mar. 2010. 7)HESLOP, R B; ROBINSON, P.l.. Inorganic Chemistry: A Guide to Advanced Study. 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