Complexo Metálico

APRESENTAÇÃO

        Será abordado, nesse relatório, a respeito dos equilíbrios que envolvem a formação de complexos. A partir desta prática foi possível entender como acontecem as reações de complexação, bem como interpretar o deslocamento do equilíbrio químico a partir dos procedimentos experimentais. Objetivou-se também conhecer e associar a cor de uma solução à presença de um complexo e observar a variação da concentração do complexo pela adição de um íon comum ou de outro complexante.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

        Complexos metálicos, também conhecidos como compostos de coordenação são espécies químicas formadas pela reação de íons metálicos com doadores de pares de elétrons, estes doadores, por sua vez, devem ter ao menos um par de elétrons desemparelhados para que se possa formar o composto. A espécie que doa elétrons é também conhecida como ligante, que é um íon capaz de formar uma ligação covalente com cátions e átomos metálicos neutros, por meio do compartilhamento de elétrons.

        No geral, os ligantes admitem múltiplas classificações, de acordo com o número de pares de elétrons disponíveis para fazer a ligação covalente: monodentados quando possuírem apenas um par de elétrons dispostos à ligação, bidentados para dois, tridentados, polidentados, pentadentados e assim por diante. Outros tipos importantes de complexos são os macrociclos e criptandos, em que o primeiro é formado por um íon metálico mais um composto orgânico cíclico, e este último é um composto macrociclico que suporta íons metálicos de até um determinado tamanho.

“A seletividade de um ligante em relação a um íon metálico sobre outros se refere à estabilidade dos complexos formados. Quanto maior for a constante de formação do complexo metal-ligante, melhor a seletividade do ligante para o metal quando comparada aos complexos semelhantes formados com outros metais. ” (SKOOG, et al – 8º ed). A seletividade dos criptandos ocorre principalmente devido ao tamanho e a forma do anel, ou em relação ao tamanho da cavidade deste complexo em relação ao metal.

As reações de complexação envolvem um íon metálico M mais um ligante L formando o complexo ML:

[pic 1]

As constantes de equilíbrio para reações de formação de complexos é denomina constante de formação .[pic 2]

[pic 3]

Reações complexométricas são de grande utilidade para a química analítica, estando presente principalmente em titulações envolvendo cátions e precipitações, bem como em análises gravimétricas e espectrofotômetros.  

MATERIAIS E MÉTODOS

Materiais e Reagentes

- Suporte Universal

- Bureta

- Balão Volumétrico

- Béquer

- Pipetas

- Cloreto Férrico – FeCl3

- Sulfato Férrico: 0,1 mol/L - Fe2(SO4)3

- Tiocianato de amônio (saturado) - NH4SCN

- Tiocianato de amônio 0,10 mol/L - NH4SCN

- Cloreto de amônio (saturado) – NH4Cl

- Cloreto de sódio – NaCl

- Sulfato de cobre 0,10 mol/L – CuSO4

- Éter etílico – C4H100

- Ácido Sulfúrico 1,0 mol/L – H2SO 4

- Amônia 1,0 mol/L – NH3 

Métodos

Sistema Fe3+  

1. Sulfato férrico e tiocianato de amônio

Em um tubo em ensaio contendo 1,0 mL de água destilada, adicionou-se uma gota de solução de sulfato férrico e seis gotas de solução tiocianato de amônio, após agitação foi perceptível a mudança de coloração para vermelho.

1. Sulfato férrico, tiocianato de amônio com reações a parte

Foram colocados 6,0mL de água destilada em um béquer, acrescentou-se quatro gotas de solução de sulfato férrico e quatro gotas de solução de tiocianato de amônio agitando a solução em seguida. Depois, foi transferido o conteúdo do béquer em quantidades aproximadamente iguais para 5 tubos de ensaio numerados de 1 a 5. Usando como referência o tubo número 1.

- Tubo 2: Foi adicionado seis gotas de solução saturada de cloreto de sódio, agitou-se até a dissolução, comparando o resultado com o tubo 1.

- Tubo 3: Foi adicionado uma gota de solução saturada de cloreto férrico, agitou-se e logo após foi comparado com o tubo 1.

- Tubo 4: Foi adicionado uma gota de solução saturada de tiocianato de amônio, agitou-se e em seguida foi comparado com o tubo 1.  

- Tubo 5: Foi adicionado dez gotas de sulfato de sódio a solução e assim como nos outros tubos este também foi comparado com tubo 1.

Sistema Cu+/NH3 

Colocou-se em um tubo de ensaio cinco gotas de solução de sulfato de cobre, em seguida foi adicionado uma gota de solução de amônia, agitamos e observamos. Logo depois, continuou-se a adicionar, gota a gota de solução de amônia (7 gotas), até o precipitado ser dissolvido. Posteriormente, foi adicionado gotas (3 gotas) de solução de ácido sulfúrico até que ocorresse uma transformação.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

1-Sistema de Fe3+ / SCN-

1. Sulfato férrico e tiocianato de amônio

Fe3+ + SCN-  Fe(SCN)2+[pic 4]

Fe(SCN)2+ + SCN-  Fe(SCN)2+[pic 5]

Fe(SCN)2+ + SCN-  Fe(SCN)3[pic 6]

O experimento consistiu em acrescentar uma gota de solução 0,1 M de sulfato férrico e 6 gotas de solução 0,1 M de tiocianato de amônio a um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de água destilada, para que se observasse a mudança visualmente perceptível causada pelas reações descritas acima.

A solução apresentou intensa coloração vermelha em consequência da reação de complexação entre o íon metálico (Fe3+), atuando como um ácido de Lewis, dissociado do sulfato férrico e o íon tiocianato (SCN-), sendo uma base de Lewis, advindo da dissociação do tiocianato de amônio formando um composto não-dissociado de cor vermelha: Fe(SCN)3. Tendo como referência as constantes Kf apresentadas abaixo, é possível analisar a estabilidade dos complexos formados em cada etapa, como consequência da energia envolvida na ligação metal-ligante: