Relatório de Química de coordenação

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Introdução
Na prática, pôde-se explorar as reações dos compostos de coordenação, estudados na Química de Coordenação e suas colorações definidas, devido aos orbitais d e f. ²
Nos compostos de coordenação, um átomo metálico é rodeado por ligantes. Os ligantes são bases de Lewis que compartilham pares de elétrons com um ácido de lewis, que seria o átomo metálico.
A combinação do átomo metálico(ácido de Lewis) com os ligantes(bases de Lewis), origina um complexo. Essas ligações entre o átomo e os ligantes, são conhecidas como ligações coordenadas.¹
Os metais de transição, possuem grande capacidade de serem aplicados neste tipo de situação, e por isso são muito usados. Quando são usados, os compostos formados são chamados de complexos metálicos.¹ Uma grande característica dos compostos de coordenação, é que em solução preservam suas identidades, formando íons complexos. 
A primeira pessoa a registrar as estruturas geométricas dos complexos, foi Alfred Werner. Seu trabalho lhe rendeu um Prêmio Nobel de Química em 1913. Werner formulou o conceito de valência primária e valência secundária, que são respectivamente, o número de cargas no íon complexo, e o número de átomos ligantes coordenados ao íon metálico central. Melhor dizendo , a valência secundária, corresponde ao número de coordenação e a valência primária ao estado de oxidação.²
Procedimentos
a) Compostos de coordenação com ferro
Parte 1:
Em um tubo de ensaio transferiu-se com auxilio de uma pipeta, 3mL de solução de cloreto férrico (FeCl3) 1mol/L e em seguida adicionou-se uma pequena quantidade de oxalato equivalente a uma ponta de espátula oxalato de sódio [Fe2(C2O4)3]. Observou-se mudança de coloração no sistema. A seguir, a partir de um conta-gotas adicionou-se duas gotas de solução saturada de cianeto de potássio (KSCN) e novamente observou-se as mudanças de cores ocorridas.
Parte 2:
Transferiu-se aproximadamente 10mL de solução de cloreto férrico (FeCl3) para um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se cerca 2mL de solução de fluoreto de sódio (NaF). A mistura foi homogeneizada e divida para outros dois tubos de ensaio. No primeiro, adicionou-se duas gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN), enquanto ao segundo adicionou-se uma quantidade relativa a uma ponta de espátula de oxalato de sódio e solubilizou-se o sal. Ao terceiro tubo de ensaio, transferiu-se quatro gotas de solução de KOH.
b) Compostos de coordenação com cobre
Em um tubo de ensaio, foi adicionada uma ponta de espátula de sulfato de cobre pentaidratado (CuSO4. 5H2O), e em seguida foi aquecido até a mudança de cor. Após o resfriamento, foi acrescentado cerca de 2mL de água destilada até que o sal anidro fosse dissolvido. Depois, na capela, foi adicionado hidróxido de amônia concentrado.
c) Compostos de coordenação com Cobalto
Parte 1:
Foi adicionado 5 gotas de solução de cloreto de cobalto II em um tubo de ensaio e foi acrescentado nesse tubo 2 mL de H2SO4 P.A. Após adicionou-se 1 mL de água destilada. Observou-se a variação de cor.
Parte 2:
Adicionou-se 5 gotas de solução de cloreto de cobalto II em um tubo de ensaio e nesse tubo também foi acrescentado 12 gotas de HCl P.A. Observou-se a variação de cor. Logo depois, adicionou-se 1 mL de água destilada.
Parte 3:
Colocou-se1 mL de água destilada em um tubo de ensaio. Nesse mesmo tubo foram adicionadas 2 gotas de solução de cloreto de cobalto II e alguns cristais de nitrito de sódio. Depois da dissolução do sal, adicionou-se 1 mL de solução de ácido acético.
d) Compostos de coordenação com níquel
Adicionou-se cerca de 1mL de água destilada em um tubo de ensaio. Em seguida, acrescentou-se uma gota de solução de nitrato de Níquel II (Ni(NO3)2) 1mol/L e,aproximadamente, 1mL de solução alcoólica de dimetilglioxima (DMG). Após isto, observou-se a formação de precipitado e a mudança de cor do sistema.
e) Reações com tiocianato
Parte 1
Foi adicionado em uma solução 2 gotas de solução de cloreto de cobalto com o auxilio de um conta gotas, em um tubo de ensaio que continha 3 gotas de solução saturada de tiocianato de potássio. A essa mistura, com auxilio de uma pipeta, acrescentou-se 1ml de amílico, em seguida a solução foi agitada. 
Parte 2	
Em um tubo de ensaio, foi adicionado 1 ml de água destilada, e utilizando o conta gotas 2 gotas de cloreto de cobalto II e uma gota de cloreto férrico. Feito isso adicionou-se 4 gotas de solução saturada de tiocianato de potássio. 
Parte 3
Em um tubo de ensaio acrescentou-se 1 ml de água destilada, 2 gotas de cloreto de cobalto II e 1 gota de cloreto de ferro III. Após isso, nesse mesmo tubo, transferiu-se 5 gotas de fluoreto de sódio e 5 gotas de solução saturada de tiocianato de potássio. Então, a essa solução acrescentou-se uma álcool amílico. 
Resultados e Discussão
a) Compostos de Coordenação com ferro
 Parte 1:
Inicialmente observou-se que a solução aquosa de cloreto férrico possui coloração amarelada. A respeito desta solução, sabe-se que os íons Fe3+ (cátion férrico) em contato com as moléculas de água, interagem com as mesmas formando o complexo hexaaquoferro (III) representada pela reação abaixo:
𝐹𝑒𝐶𝑙3(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐹𝑒3+(𝑎𝑞) + 3 𝐶𝑙-(𝑎𝑞)
𝐹𝑒3+(aq) + 𝐶𝑙-(aq) + 6 𝐻2𝑂(l) → [𝐹𝑒(𝐻2𝑂)6]+3(aq) + 𝐶𝑙-(aq)
A formação deste complexo ocorre de acordo com a teoria dos compostos de coordenação, na qual os metais de transição, nesse caso em especifico o ferro III, ficam rodeados por moléculas e/ou átomos ligantes, que possuem pares de elétrons livres e se aproximam do cátion metálico, gerando na maioria das vezes, um campo octaédrico, nomeado assim pela sua estrutura espacial. O cloreto férrico por ser altamente solúvel, tem grande facilidade para absorver água.
A estrutura do complexo hexaaquoferro (III) está evidenciada abaixo:
Quanto a coloração amarelada, esta é explicada pela distância entre os orbitais eg e t2g, resultante da força do campo dos ligantes.
Para representar melhor a explicação e também facilitar a visualização, utilizaremos a imagem abaixo como base. Nela, pode-se observar que dois dos orbitais d, estão diretamente direcionados aos ligantes, no caso os orbitais dz2 e dx2-y2, o que resulta em uma dificuldade mais elevada de ocupação de elétrons nestes orbitais, devido a ação repulsiva dos pares eletrônicos dos ligantes, fazendo com que estes mesmos orbitais se tornem mais energéticos. O que significa dizer que dos 5 orbitais d, 2 deles possuem um nível energético mais elevado.
Pela configuração eletrônica do ferro:
Fe26 – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Fe263+ - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
A partir da distribuição eletrônica do Ferro, percebe-se que existem cinco elétrons presentes no orbital d, conforme pode ser visualizado no esquema:
Os orbitais t2g são aqueles de menor energia, enquanto os eg são os de maior. Δo representa a distância entre tais orbitais, que é definida entre outras coisas, pela força do campo dos ligantes. Neste caso o papel de ligante é realizado pelas moléculas de água, e como o metal é bem carregado, a distância Δo, também conhecida como 10dq, será grande, uma vez que a água é um ligante de campo médio, e em presença do cátion Fe3+, a ligação será mais próxima, e consequentemente a repulsão eletrônica maior. É importante observar também que a distribuição preenche todos os orbitais com 1 elétron, justamente pela água possuir um campo mediano, algumas vezes até mesmo considerado fraco, demonstrando características paramagnéticas, ou seja, possuem tendência de que os dipolos magnéticos atômicos se alinhem paralelamente com um campo magnético externo.
Os comprimentos de onda que serão absorvidos são definidos pela distância entre eg e t2g. Quanto maior o Δo, menores serão os comprimentos de onda absorvidos, refletindo comprimentos mais altos na região do visível em um espectro de ondas eletromagnéticas.
No caso do hexaaquoferro(III), este absorve cores entre 400nm e 430nm (violeta), refletindo assim ondas na região do amarelo, queestão entre 560nm e 580nm. Por isso a cátion Fe3+ possui esta coloração característica em meio aquoso.
Ao adicionar-se oxalato de sódio no tubo contendo o complexo de ferro III ocorreu uma mudança da coloração amarelada para uma esverdeada, justificada pela existência uma reação química em que o produto formado adquiriu uma coloração obviamente verde.
Esta é uma reação de substituição de ligantes, onde o íon férrico que no começo possuía 6 ligantes de água, passou a também possuir ligantes de oxalato, os quais são bidentados, e por efeito quelato estabilizam melhor o metal, favorecendo a formação do novo complexo mais estável de acordo com reação citada acima. Os quelatostratam-se de estruturas cíclicas formadas no momento em que um ligante bidentado se liga ao cátion metálico, fazendo a ligação por seus dois átomos que possuem pares eletrônicos livres.
Vale a pena ressaltar que o ligante oxalato apresenta um campo mais fraco que o da água, tornando o Δo menor que o das moléculas de H2O são capazes de proporcionar, o que faz com que a absorção de cores aconteça em um comprimento de onda ainda mais alto, e a cor refletida num comprimento menor. Isso muda a cor amarela, que agora ganha um tom esverdeado.
A visualização das cores absorvida e refletida são demonstradas em oposição no círculo de cores, como pode-se observar abaixo:
Por fim, observou-se que, com a adição do tiocianato de potássio, não ocorreu uma reação química, uma vez que o complexo de ferro produzido anteriormente, é bem estável graças ao efeito quelato, desfavorecendo assim o surgimento de uma nova reação química.
Parte 2:
Conforme antes explicado, sabe-se que a solução de cloreto férrico, possui uma forte coloração amarelada. Com a adição de fluoreto de sódio (NaF) a mistura tornou-se um amarelo claríssimo, praticamente transparente. Isto ocorre devido à formação de Na3[FeF6], um sal complexo em que o ânion é um composto de coordenação. 
6F- + Fe3+ + 3Na+ Na3[FeF6]
O íon Fe+3 possui os orbitais d semi-preenchidos, provocando estabilidade. Dessa forma, a transição d-d é muito fraca. Trata-se da chamada transição proibida por spin. Alguns poucos elétrons conseguem ultrapassar um nível energético, e por isso vemos a solução brevemente amarelada. O amarelo claro que se encontra em solução ocorre devido a estas poucas transições eletrônicas, que ocorrem na região do visível do espectro. No caso do [FeF6]3-, o fluoreto se trata de um ligante de campo fraco, entretanto o cátion férrico exerce uma atração grande com os ligantes, logo, uma repulsão eletrônica grande, o que faz com que os valores de o (Também chamado de 10Dq) sejam grandes, e a absorção de energia ocorra em altas frequências e pequenos comprimentos de onda (). Nesse caso, ocorre a absorção na faixa dos 400 - 430nm, e a solução reflete a cor amarela, mesmo que fracamente.
	
	
	
	
	Fe+3
	
	eg
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	t2g
	
No experimento:
Tubo 1: Tubo no qual foi acrescentado 2 gotas de solução de tiocianato de potássio.
A mistura presente nesse tubo se tornou um vermelho muito vivo, levemente semelhante a sangue. Isso ocorreu, pois a solução que antes absorvia radiação na faixa de 400 - 430nm passou a absorver radiação na faixa de 490 - 560nm. Isso devido ao fato do SCN- ser um ligante que forma um campo mais forte do que o F- quando ligado pelo nitrogênio, fazendo com que o o seja maior, e a absorção ocorra em frequências mais elevadas, refletindo o vermelho, que é uma cor de alto comprimento de onda.
Representação da Reação:
[FeF6]-3(aq) + 3 SCN-(aq) [Fe(SCN)6]-3(aq) + 6 F-(aq)
Tubo 2: Tubo em que foi adicionado uma quantidade relativa a ponta de espátula de oxalato de sódio.
No segundo tubo de ensaio, a mistura apresentada se mostrou um verde claro. Neste caso, ocorreu-se uma troca de ligante na mistura, pois o oxalato forma um ligante de campo mais forte do que o fluoreto. Trioxalatoferrato (III) de sódio é o composto formado. A solução, inicialmente amarela, passa a verde claro, significando que a solução passa a absorver radiação na frequência de 620 - 800 nm, e refletir a cor verde.
[FeF6]-3(aq) + 3C2O4-2(s) 6F-(aq) + [Fe(C2O4)3]-3(aq)
Tubo 3: Tubo em que foram colocadas 4 gotas de solução de hidróxido de potássio.
Com a adição do KOH, a solução tornou-se laranja. Houve uma troca de ligantes, pois o ligante hidroxo também é um ligante de campo mais forte que o fluoreto. O composto formado apresenta o íon hexa(hidroxo)ferrato (III) em sua fórmula, e absorve radiação na faixa de 430 - 490 nm, refletindo a cor laranja.
[FeF6]-3(aq) + 6 OH-(aq) [Fe(OH)6]-3(aq) + 6 F-(aq)
b) Compostos de coordenação com cobre
Com o aquecimento do CuSO4.5H2O, um sólido azul observou-se a formação de um sólido branco. Isso aconteceu devido à retirada da água que estava presente no complexo sendo retirada pelo calor. Como na seguinte equação:
CuSO4.5H2O(s) CuSO4(s) + 5H2O(g)
Após o resfriamento, adicionou-se água destilada até que se teve a dissolução completa do sal. O resultado foi uma solução também azul de CuSO4.
Com a adição do NH4OH, é formado um precipitado azul. E ao adicionar ainda mais NH4OH, o precipitado é dissolvido, e o resultado é uma soluçãode cor azul escuro. Antes da primeira reação, é importante saber que o NH4OH se decompõe em NH3 e H2O, liberando um gás (NH3).
NH4OH(aq) NH3(g) + H2O(l)
O precipitado azul formado quando foi adicionado escassamente hidróxido de amônia (NH4OH) é corresponde a um sal básico (sulfato básico de cobre).
2 Cu2+(aq) +SO42-(aq) + 2 NH4OH(aq) Cu(OH)2 . CuSO4(s) + 2NH4+(aq)
A coloração de azul mais intensa se deve à formação do íon [Cu(NH3)4]2+, o tetraminocuprato (II) após a adição em excesso de NH4OH, pois o sal é solúvel quando em excesso de reagente.
Cu(OH)2 . CuSO4(s) + 8NH3(aq) 2 [Cu(NH3)4]2+(aq) + SO42-(aq) + 2OH-(aq)
Essa reação é característica para íons cobre (II) na ausência de níquel.
Anexo
Figura 
1
Estrutura do CuSO4. 5H2O
Na estrutura cristalina do sulfato de cobre pentaidratado, a representação das moléculas de água ligadas por Forças de Van der Waals pode ser visualizada nas representações abaixo:
Figura 3
Figura 
2
Através do aquecimento,as forças de interação química são rompidas e o sulfato de cobre pentaidratado perde a coloração azulada.
Figura 
3
c) Compostos de coordenação com cobalto
Parte 1:
Quando o ácido sulfúrico foi adicionado à solução de cloreto de cobalto II (coloração avermelhada) a solução adquiriu uma cor violeta. Quando água foi adicionada à solução, a solução ficou com uma cor mais clara (rosa). Antes do ácido sulfúrico ser adicionado à solução, o íon Co2+ estava hexacoordenado com a água, formando o complexo [Co(H2O)6]2+, mas também haviam íons cloreto na solução. A reação descrita é representada pela equação química abaixo:
[Co(H2O)6]2+(aq) + 4 Cl-(aq) ↔ [CoCl4]2-(aq) + 6 H2O(l).6
cor de rosa azul	
Na dissolução do ácido sulfúrico em meio aquoso foi liberado vapor e ocorreu extrema liberação de calor, logo também liberou muita energia (reação exotérmica), assim a temperatura do meio aumentou. Na reação do complexo [Co(H2O)6]2+ com os íons Cl- absorveu-se muita energia (reação endotérmica), o aumento da temperatura faz com que o equilíbrio da reação se desloque para a direita. Assim, observou-se uma coloração violeta, que é uma mistura das duas cores, já que no meio existiam tanto íons [Co(H2O)6]2+(rosa), quanto [CoCl4]2-(azul).
Com a adição de água, o equilíbrio deslocou-se para a esquerda (já que água na reação ficava no lado da direita), com isso o [CoCl4]2- foi sendo consumido e mais [Co(H2O)6]2+ sendo formado, fazendo com que o meio possua coloração rosa novamente.
Parte 2:
Na solução de cloreto de cobalto II, o íon Co2+ estava hexacoordenado com a água, formando o complexo [Co(H2O)6]2+, mas também havia íons Cl- na solução, assim como é mostrado equação na parte 1 do experimento (acima). 
Após amistura do ácido clorídrico à solução de cloreto de cobalto II (rosa), a solução adquiriu uma cor azulada. Mas quando 1mL de água destilada foi adicionada, a solução voltou a ser rosa, parecida com a cor apresentada antes da adição de HCl.
Antes da adição de água à solução, a cor vista era azul, pois o equilíbrio estava bastante deslocado para a direita, formando[CoCl4]2-(azul), com os íons Cl- substituindo as moléculas de H2O como ligante do íon Co2+, pois com a adição de HCl, a concentração de Cl- foi aumentada, então o equilíbrio se deslocou bastante para o lado direito do equilíbrio (cor azul), o que significa dizer queesse complexo absorve comprimentos de onda entre 580 e 620 nm, assim tornando visível comprimentos de onda entre 430 e 490 nm, que é parte onde a cor azul fica.
Mas depois, quando é adicionou-se água à solução, o equilíbrio foi deslocado para a esquerda (lado oposto à molécula de água na reação), fazendo com que se forme mais [Co(H2O)6]2+e íons Cl-, por isso a solução adquiriu uma coloração rosa , logo esse complexo absorve comprimentos de onda entre 490 e 560 nm, fazendo com que se torne visível comprimentos de onda entre 620 e 800 nm, onde a coloração rosa fica.
Como a água é um ligante de campo médio, o seu complexo absorve uma radiação de energia moderada para realizar transições d-d e como o cloreto é um ligante com campo fraco, o complexo formado por ele absorve uma radiação de energia baixa para realizar transições d-d, dessa forma a diferença existente entre os comprimentos de onda absorvidos já era esperada. Na molécula de [CoCl4]2- existe o cobalto se ligando a quatro íons Cl-, formando um campo tetraédrico, o que causa um 10 Dq menor. O Co2+ normalmente vai sempre formar complexos tetraédricos quando se liga a ligantes iônicos monodentados, como SCN-, Cl- e OH-1.Além disso, o íon Co2+ terá um maior 10 Dq (diferença de energia entre os orbitais Eg e T2g)quando se liga às moléculas de água, do que quando se ligar à íons Cl-, logo [Co(H2O)6]2+ absorverá comprimentos de onda menores que [CoCl4]2-, o que de fato aconteceu no experimento.
Parte 3:
Adicionou-se 1 mL de solução de ácido acético na solução que continha CoCl2 e cristais de NaNO2 dissolvidos, observou-se que a solução que antes era rosa, ficou alaranjada.
Co2+(aq) + NO2-(aq) + 2 H3O+(aq) → Co3+(aq) + NO(g) + 3 H2O(l).5
O íon [Co(H2O)6]2+ se decompôs e logo ocorreu a reação entre o íon Co2+, o íon NO2- e o íon hidrônio, pois o meio estava ácido.
O íon Co3+ que se formou se coordenou com os íons NO2- ainda presentes na reação, formando então o íon complexo [Co(NO2)6]3-, que foi o responsável pela coloração laranja.
No caso do íon [Co(NO2)6]3-,o cobalto se oxidou virando Co3+, causando um 10 Dq maior. Como o NO2- é um ligante de campo forte quando se coordena através do N3+, e também está coordenado ao Co3+, assim também vai possuir um Δomaior. Isso se viu quando se observou que a cor do complexo é laranja (ou seja, reflete comprimentos de onda entre 580 e 620 nm), dessa forma, a cor absorvida possui um comprimento de onda bem pequeno. Nesse caso o Co3+vai se ligar ao NO2-, mas o sítio de fixação é o N3+, já que Co3+ e NO2- são base e ácido de fronteira (ou seja, nem duros nem macios), respectivamente, logo quando houver uma ligação entre os dois, vai existir grande tendência de se formar um complexo estável.6
Os íons Co2+ são muito estáveis e dificilmente são oxidados, já os íons Co3+ são menos estáveis e são reduzidos pela água, mas por outro lado, muitos complexos de Co2+ são facilmente oxidados a complexos de Co3+. Isso ocorre porque a energia de estabilização do campo cristalino do Co3+(configuração d6), é maior que a do Co2+(configuração d7).
Praticamente todos os complexos de Co3+ possuem seis ligantes dispostos num arranjo octaédrico. Esse metal tem configuração d6 e a maioria dos ligantes é suficientemente forte para fazer com que os elétrons se desemparelhem, assim tendo a configuração eletrônica (T2g)6 (Eg)0. Essa configuração leva a uma energia de estabilização de campo cristalino muito grande. 
As cores que foram vistas nestes procedimentos têm origem nas transições d-d, onde um elétron é excitado de um orbital d para outro orbital d. Nos complexos octaédricos, a excitação é de um orbital T2g para um orbital Eg. Nos complexos tetraédrico, a excitação é de um orbital e para um orbital T2, porque a ordem das energias dos orbitais se inverte. Mas ainda existe um outro tipo de transição que é chamado de transição de transferência de carga, onde um elétron vai ser excitado do ligante para o átomo de metal ou vice-versa. As transições de transferência de carga costumam ser muito intensas e são a causa mais comum das cores de complexos de metais d, como por exemplo da transição responsável pela cor púrpura intensa dos íons permanganato (MnO4-).7
d) Compostos de coordenação com níquel
A solução aquosa de Ni(NO3)2 com cátion Ni2+ em água,apresentou uma coloração verde claro, e isto deve-se ao fato do sal apresentar uma alta solubilidade em água e, em contato com a mesma, formar o íon complexo hexaquaniquel (II) [Ni(H2O)6]2+. Este íon é formado por ligantes de campo fraco (H2O), o que faz com que haja dificuldade para que a transição eletrônica nos orbitais moleculares possa ocorrer, resultando assim uma cor relativamente pouco intensa. Todavia, devido às características espectroquímicas deste cátion, se torna possível a absorção de ondas luminosas de maior comprimento, neste caso ondas vermelhas, que possuem comprimento de onda entre 630 a 750 nm. Desta forma, a cor que se pode observar é a resultante dos raios refletidos pelo complexo, ou seja, visualiza-se a cor verde.
Com a adição da solução alcoólica de DMG, que se trata do ligante utilizado, observou-se a mudança de cor, indo do verde claro para o vermelho rosado e a formação do precipitado de mesma cor, conforme demonstrado na imagem abaixo:
Esta mudança de cores se deve à mudança de espectro, que é absorvido pelas ligações.
e) Reações com tiocianato
Parte 1 
Na mistura entre cloreto de cobalto (rosado) e tiocianato de potássio (incolor) é obtido uma substancia de coloração violeta. Proveniente do complexo formado.
CoCl2 + KSCN → [Co(SCN)2+] + KCl2
O tetratiocianocobalto(II) é um complexo que reflete a cor violeta, portanto absorve luz amarela. Ao contrario dos Complexos octaédricos, os tetraédricos possuem força de ligação mais fraca, uma das razões é por que eles não possuem “spin baixos”, ou seja, não são paramagnéticos. Possuem força entre os ligantes e metais. A concentração de cargas negativas em relação aos octaédricos, portanto menor repulsão 
A solução após acrescentar o álcool amilico muda de cor para azul, porque há uma troca de ligantes. Contudo é formado um composto tetraédrico. Ele irá possuir menor quantidade de elétrons, logo, uma repulsão menor e por isso a absorção de energia é menor.8
Parte 2 
Na mistura entre cloreto de cobalto II e cloreto férrico observa-se a formação de uma solução alaranjada. Essa coloração é proveniente de dois complexos presentes na solução, o complexo proveniente do cloreto de cobalto II vermelho [Co(H2O)6]2+ e o complexo proveniente do cloreto férrico [Fe(H2O)6]3+.
Depois de ocorrido essas duas reações acrescentou-se o tiocianato de potássio, essa adição fez com que o meio apresentasse uma coloração vermelho sangue. Com isso foi possível determinar a presença do Fe 3+.
A reação acontece da seguinte forma: o tiocianato vai reagir com Fe 3+ que possui carga mais elevada, formando compostos mais estáveis que o Co2+. Devido a esta estabilidade é possível determinar o que se deseja obter. 
9
Parte 3
Em um outro tubo de ensaio verteu-se o cloreto de ferro II (amarelo) e cloreto de cobalto (vermelho), em seguida foram obtidas o NaF e o tiocianato de potássio. As soluções permaneceram com as cores esperadas, que seria a vermelho, pois o hexafluoroferro (III) formado é vermelho. 
10
Quando o álcool amilico é adicionado ele reage com o CoCl2.6H2O presente na solução,então forma-se o hexahidroxocobalto(II) de cor azu de densidade menor que o complexo formado pelo ferro. Portanto é possível determinar a presença do Co2+ graças a coloração azul apresentada.
Conclusão
Como o objetivo era de se descobrir os motivos para as diferentes cores dos complexos, pudemos perceber esses motivos através da Teoria do Campo Cristalino.Um grande fator que influencia as cores dos complexos, é a força do campo. Se o campo for forte ou fraco, altera a absorção de energia da molécula.
Pôde ser percebido a formação de compostos com arranjos espaciais diferentes. Isso ocorreu, pois as moléculas possuem a necessidade de atingirem níveis de energia mais estáveis e por isso os complexos tiveram essas variações de cores.
Referências
1. http://www.infoescola.com/quimica/compostos-de-coordenacao/
Acessado : 21/08/15 20h38min
2. http://www.infoescola.com/quimica/valencia-primaria-e-secundaria/
Acessado : 21/08/15 20h55min
3. VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5ª edição. São Paulo: Editora MestreJou, 1979. Página 241.
Figura 1 –Disponível em: http://www.meritnation.com/ask-answer/question/cuso4-5h20-contains-which-type-of-bonds/chemistry/6945312 Acesso em 25 de agosto de 2015 às 16:16
Figura 2 e Figura 3 – Disponível em: http://www.aprenderciencias.com/2013/06/a-molecula-de-agua-se-esconde-bem.html Acesso em 25 de agosto de 2015 às 16:17
4. RYAN, L.; NORRIS, R. Cambridge International AS and A Level Chemistry. 2ª ed. Cambridge: Cambridge University Press; 2014. Página 375.
5. VOGEL, A. I.; Qualitative inorganic analysis. 7ª ed; Prentice Hall: Editora Longman; 1996. Página 129.
6. SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W. Química Inorgânica, 3ª ed., Porto Alegre, Editora Bookman, 2003. Página 193.
7. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ª ed. São Paulo: Editora Moderna, 2006. Página 723.
8. http://www.infoescola.com/quimica/magnetismo-dos-complexos/ 
9. VOGEL, A. I.; Qualitative inorganic analysis. 7ª ed; Prentice Hall: Editora Longman; 1996. Página 116.
10. VOGEL, A. I.; Qualitative inorganic analysis. 7ª ed; Prentice Hall: Editora Longman; 1996. Página 116.
Relatório de Química Inorgânica
Caio Rodrigo
Lucas Guimarães
Lucas Mattos
Matheus Cabral
Paulo Vinícius
QIM 241