Equilibrio De Oxidação-redução

calcule o potencial de eletrodo quando um eletrodo de mercúrio é imerso em uma solução de: Hg(NO3)2 0,040 mol/L,

EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO

De acordo com a Teoria de Lewis, ácidos são espécies receptoras de pares de elétrons e bases são espécies doadoras de pares de elétrons. De acordo com as reações 1 e 2 abaixo, nota-se que esta teoria é complementar à teoria de Arrhenius e de Bronsted-Lowry.

Equação 1

Equação 2

Na equação 1, houve a transferência de elétrons da molécula de água (base de Lewis) para molécula de ácido acético (ácido de Lewis). Já na equação 2, houve a transferência de elétrons da molécula de amônia (base de Lewis) para molécula de água (ácido de Lewis). Em ambas, os conceitos de Bronsted-Lowry são obedecidos, porém, a teoria de Lewis nos permite estudar reações envolvendo espécies metálicas na forma de íons, por meio de reações de complexação, onde o íon metálico atua como um ácido de Lewis que recebe um par de elétrons de uma base de Lewis, que é denominada como “Ligante”.

Como exemplo, tem-se a reação abaixo, onde cada molécula de amônia atua como uma base de Lewis contribuindo com um par de elétrons isolado para o íon Cu2+, levando à formação de uma ligação covalente coordenada. O produto resultante é um complexo constituído de 4 moléculas de amônia coordenadas ao íon central Cu2+. Dizemos então que o complexo possui número de coordenação igual a 4 (NC = 4).

EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO

Professor Frank Pereira de Andrade

Universidade Federal de São João Del Rei

Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ)

+ 4 N

H H

H

Cu2+

Cu NH3

NH3

NH3

H3N

2+

Os complexos formados são classificados em função de sua carga. Se for um

composto neutro, são denominados “Compostos de Coordenação”. Caso contrário, os

íons complexos são classificados como “Catiônicos ou Aniônicos”.

Ni2+ + 6 H2O ⇄ Ni(H2O)6

2+

Hexaquaníquel(II)

íon complexo catiônico

Zn2+ + 4 Cl- ⇄ Zn(Cl)4

2-

Tetracloreto de Zinco(II)

íon complexo aniônico

Co3+ + 3 NH3 + 3 NO2

- ⇄ Co(NH3)3(NO2)3

Triamintrinitrocobalto(III)

Composto de coordenação

Na química analítica, a maior parte dos complexos de interesse são

mononucleares, ou seja, possuem apenas um átomo central. Existem porém espécies

polinucleares como o Ag2I3

- (triiodoargenato(I)) e o Fe2PO4

3- (μ-fosfatoferro(III)).

Os ligantes são classificados em função do número de pares de elétrons

disponíveis para a reação. Assim os ligantes “monodentados” dispõem de apenas um

par de elétrons, como a NH3, Cl-, H2O e outros. Já os ligantes “polidentados” possuem

dois ou mais pares de elétrons, como a etilenodiamina – NH2CH2CH2NH2 – e a

dietilamina – NH(CH2CH2NH2)2.

Os ligantes polidentados são denominados “agentes quelantes” e seus

complexos são denominados “quelatos”, cuja estabilidade é superior aos complexos

obtidos a partir de ligantes monodentados.

Nos estudos de equilíbrios envolvendo complexos, o interesse é calcular as

concentrações de todas as espécies envolvidas nas reações de complexação. Para tal,

vamos fazer as considerações: os complexos mais usados em química analítica são

EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO

Professor Frank Pereira de Andrade

Universidade Federal de São João Del Rei

Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ)

estáveis, ou seja, em condições adequadas, as reações são praticamente completas e

instantâneas.

Para fins didáticos, inicia-se os estudo com ligantes monodentados seguidos

pelos ligantes polidentados.

Ligantes Monodentados

As reações de complexação envolvendo ligantes monodentados ocorrem em

etapas cuja quantidade é determinada pelo número de coordenação do íon metálico.

Considere por exemplo a reação de um íon metálico, M, com um ligante

monodentado, L.

M + L ⇄ ML; K

ML

M L

f1 

[ ]

[ ][ ]

ML + L ⇄ ML2; K

ML

ML L

f 2

 2

[ ]

[ ][ ]

: : :

MLn-1 + L ⇄ MLn; K

MLn

ML L

fn

n

