Experimento: Preparação de um complexo de níquel

1. Resumo do experimento

Em súmula o experimento tratou-se de demonstrar a síntese de um composto de coordenação. Primeiramente dissolveu-se o NiCl2.6H2O e obteve-se o Ni+2 e Cl–, ademais com a introdução do NH4(OH) houve outra dissociação e formou-se os íons NH4+ e OH–; o cloreto então se associou ao Ni+2, o que faz com que haja a liberação de NH3 (amônia) e H2O (água) e, por fim, obteve-se o complexo [Ni(NH3)6]Cl2, chamado de cloreto de hexaaminoniquel II.

2. Introdução

2.1 Compostos de coordenação

São denominados compostos de coordenação aqueles que, quando já estáveis, são postos em contanto. Esses podem ser sais duplos ou complexos. Os complexos são um tipo de composto de coordenação, os quais não perdem sua identidade em solução. Se trata de um composto constituído por um metal central rodeado de ligantes.

Em um estudo chamado Teoria de coordenação desenvolvida por Werner em 1983, constatou-se que moléculas estáveis poderiam reagir com outras moléculas estáveis através da sua natureza de ligação. Trata-se de ligações de valência, essas são primárias ou secundárias.

As valências primárias são não direcionais e é proporcional à quantidade de carga do complexo, geralmente está expressa com carga negativa. As valências secundárias são direcionais, que representa a valência que o ligante faz com o metal central, sendo assim, as valências secundárias equivalem à quantidade de ligantes e, por consequência, é o número de coordenação do complexo, em que o todo (metal mais ligantes) geralmente apresentam cargas positivas.

Cada metal tem seu número de coordenação específico e precisa ser respeitado, sendo assim, se um metal com número de coordenação seis perder um ligante é necessário que um outro venha a substituí-lo, este ligante substituto vem da ligação primária.

É importante ressaltar que o número de coordenação está diretamente associado as formas geométricas dos complexos. Metais com seis ligantes assumem forma octaédrica, prisma trigonal ou hexágono plano, já os com quarto ligantes a forma assumida é quadrado-planar pois nesta forma é possível a existência de isômeros.

Além da Teoria de coordenação de Werner, existem duas outras teorias que contribuem para o entendimento dos compostos de coordenação: a Teoria da Ligação de Valência, a Teoria do Campo Cristalino e a Teoria dos Orbitais Moleculares.

A Teoria da Ligação de Valência foi proposta por Linus Pauling e argumenta, de forma sucinta, que o metal central do complexo precisa ter um orbital vazio de energia adequada, enquanto o ligante precisa ter um par de elétrons livres para efetuar tal ligação coordenada e formar o complexo, em que através dessa teoria, é possível descobrir quais são os orbitais atômicos do metal que são utilizados para formar as ligações, deduzindo-se a forma e a estabilidade do complexo. Aplicando tal teoria ao metal central do complexo proposto, tem-se o átomo de Níquel, que possui 28 elétrons: Ni – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8, em seu estado fundamental. Por ser o íon Ni2+, ele perde 2 elétrons, que corresponde aos elétrons da camada N (4s2). De acordo com a teoria, nesse complexo, o níquel apresenta o número de coordenação 6, ou seja, possui 6 ligantes. Para acomodar os 6 ligantes, são necessários 6 orbitais vazios. Observando a distribuição eletrônica do metal referido, sabe-se que a camada N apresenta orbitais vazios, sendo estes: 4s2, 4p6, 4d10. Se os ligantes preenchem esses orbitais, formam um complexo de esfera externa, ou seja, que não envolvem a camada interna do íon, no caso, o orbital 3d; sendo chamados também de complexo de alto-spin devido a energia desses orbitais ser relativamente alta. Se, através de mudanças na organização/preenchimento dos orbitais (geralmente no subnível d), houverem orbitais vazios para os ligantes se acomodarem, o complexo é denominado complexo de esfera interna, que são mais estáveis e compõem um complexo de baixo-spin. O [Ni(NH3)6]Cl2 possui forma octaédrica, com hibridização sp3d2 e com os ligantes formando complexos de spin alto, sendo paramagnéticos.

2.2 Complexo de níquel

O metal níquel é um metal de transição, assim chamado devido ao seu subnível “d” estar incompleto. Em solução, é encontrado com vários nox: 0, +1 e +2. O mais encontrado é o +2, já que com esse número de oxidação tem-se a possibilidade de maiores números de ligantes. Os compostos de níquel (II) apresentam cores e, em solução aquosa, seu íon Ni2+ coordena-se com moléculas de água compondo geometria octaédrica e formando o íon complexo [Ni(H2O)6]2+, que possui coloração verde e forma o cloreto de níquel (II) hexahidratado. Ocorrem reações de substituição de moléculas de água por outros ligantes, por exemplo, o íon [Ni(NH3)6]2+, que substitui a água por amônia e também compõe o complexo formado nesse experimento, o cloreto de hexaaminoniquel (II). A cor apresentada por esse complexo é azul-violeta.

2.3 Propriedades ópticas

As propriedades ópticas dos complexos puderam ser mais exploradas através da Teoria do Campo Cristalino, que faz considerações eletrostáticas quanto ao campo ligante e alega que o metal é considerado como sendo um íon positivo com carga igual ao seu estado de oxidação, sendo seus ligantes negativamente carregados ou moléculas neutras com pares de elétrons livres, em que os orbitais “d” se encontram o mais afastados possíveis da direção de aproximação dos ligantes. Existem três tópicos que compõem essa teoria:

1. Os ligantes são tratados como cargas pontuais;

2. Não há interação entre os orbitais do metal e o dos ligantes;

3. Todos os orbitais “d” do metal tem a mesma energia, mas os ligantes fazem com que os orbitais passem a ter energias diferentes.

Em complexos octaédricos, como é o caso do cloreto de hexaaminoniquel (II), os orbitais “d” se dividem em dois grupos com energias diferentes no momento em que são influenciados por um campo ligante de forma octaédrica. A diferença de energia desses dois conjuntos pode ser representada pelos símbolos o ou 10Dq. Os orbitais eg (dx2-y2 e dz2) tem energia equivalente a +0,6o e os orbitais t2g (dxy, dxz e dyz) tem energia equivalente a –0,4o. O o faz referência à noção energética, sendo como uma média dos dois conjuntos de orbitais (baricentro). A magnitude dessa diferença de energia entre o t2g e o eg pode ser medida através do espectro ultra-violeta-visível