A Teoria do campo ligante é uma aplicação da teoria dos orbitais moleculares

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uma pequena fração da interação total entre o átomo metálico e os ligantes, a qual aumente da esquerda para direita ao longo de um período devido ao decréscimo no raio dos íons M2+ ao longo da série.”

No espectro eletrônico dos complexos as bandas de transferência de carga tem origem nas transições de transferência de carga eletrônicas dos elétrons entre orbitais diferentes, sendo que um deles possui caráter de ligante e o outro um caráter de metal, esse tipo de transição é vista devido sua alta intensidade e pela sensibilidade de suas energias (ATKINS & SHRIVER, 2006).

De acordo com SHRIVER & ATIKINS (2006), altas intensidades em um espectro sugerem que a transição não é uma simples transição de campo ligante, mas sim uma transição de transferência de carga (TC).

Em uma TC, um elétron desloca-se entre um orbital que possui um caráter de ligante e o outro tem um caráter predominantemente de metal, a mudança do elétron do ligante para o metal se denominará transição de transferência de carga do ligante para o metal (TCLM), mas se a migração ocorre ao contrário, será denominada de transferência de carga metal para o ligante (ATKINS & SHRIVER, 2006).

Em complexos do tipo [ML6]q, a distorção tetragonal é causada por assimetria na configuração eletrônica d do átomo central. A princípio essa distorção não deveria ocorrer, pois o alongamento de algumas das ligações sempre implica em instabilização dessas ligações. Porém, em alguns casos, este alongamento faz aumentar a estabilidade do composto.

Nos compostos de coordenação, esse efeito é causado pelas repulsões entre elétrons dos ligantes e elétrons dos orbitais d do átomo central, quando existe assimetria na distribuição eletrônica nesses orbitais, sendo conhecido como Efeito Jahn-Teller. Como exemplo podem ser citados os compostos hexacoordenados do cobre(II), [CuL6]q, que tem dois elétrons no orbital dx2-y2, e um elétron em dz2.

Como se sabe, o comprimento de uma ligação química é definido pelas dimensões das espécies ligadas e pelo equilíbrio entre as forças atrativas e repulsivas envolvidas na ligação. Assim, quando um ligante se coordena a um átomo metálico, que pode conter elétrons d no seu nível de valência, o comprimento da ligação metal-ligante tenderá a ser tanto menor quanto menor for o número de elétrons nos orbitais d.

O efeito Jahn-Teller, ao mesmo tempo em que provoca distorção na geometria do composto, se reflete num novo desdobramento dos orbitais d, gerando novos níveis de energia. Vale ressaltar que este efeito, mesmo que em menor intensidade, também pode ser provocado por assimetria na distribuição eletrônica nos orbitais t2g (dxy, dxz e dyz), que não ficam dirigidos frontalmente aos ligantes, mas, ficam próximos, quando ocorre a coordenação. Quando ocorre alongamento de duas ligações sobre o eixo z, por exemplo, simultaneamente ocorre estabilização dos orbitais que tenham a componente z, especialmente o dz2. Como o baricentro deve ser mantido, então os orbitais que não têm a componente z são instabilizados.

Figura 4 –Efeito Jahn Teller

w: fraco (weak) (os orbitais t2g são ocupados),

s: forte (strong) (os orbitais eg são ocupados de forma assimétrica),

branco: O efeito Jahn–Teller não é esperado que ocorra. Ocorre ocupação simétrica de eg e t2g.

Figura 5 – Íon hexaaquocobre(II), [Cu(H2O)6]2+.

As duas ligações axiais Cu−O têm distâncias de 238 pm, enquanto que as quatro ligações equatoriais Cu−O têm distâncias de ~195 pm.

Os complexos são caracterizados pelas suas cores vivas, essas mesmas cores, dependem de alguns fatores, tais como, o número de elétrons presentes nas orbitais d do íon metálico central, do arranjo dos ligantes à volta do íon central, ou seja, a geometria do complexo, pois afeta a separação dos orbitais, da natureza do ligante, já que diferentes ligantes têm diferentes efeitos nas energias relativas das orbitais e das transições entre orbitais. No seu estado de oxidação +1 o cobre forma complexos diamagnéticos e incolores, por que tem íons com configuração d10. Porém com número de oxidação +2 ele é mais estável tendo configuração d9 e um elétron desemparelhado. Seus compostos são geralmente coloridos, por causa das transições d-d, formando sais cúpricos azuis, como os formados por reação com amônia e aminas resultando em complexos como o tetramincobre (II) hidratado.

Objetivo

Metodologia

3.1 Preparo do Sulfato hidratado de tetraminocobre (II)

Pesou-se em um Becker 4,029g de Sulfato de cobre penta hidratado e adicionou-se lentamente, 25 mL de água destilada, agitando e macerando os cristais com um bastão de vidro. Na capela, adicionou-se gota a gota, 10 mL de Amônia 15% observando-se a mudança da coloração. Agitou-se durante 5 minutos, adicionou-se 30 mL de álcool etílico e deixou-se repousar em banho de gelo durante 30 minutos.

Após esse tempo, recolheu-se o Becker com o composto já cristalizado e na capela, filtrou-se a vácuo, separando os cristais num filtro (lavando com cerca de 10 mL de álcool etílico) e os resíduos num balão volumétrico. Recolheu-se os cristais do filtro, deixando-os identificados num dissecador e descartou-se o resíduo num frasco apropriado identificado, para posterior tratamento. Calculou-se a energia de desdobramento do campo ligante (∆o) e analisou-se os espectros de FTIR e UV-Vis do precursor e do complexo obtido.

Resultados e discussões

Sulfato de Cobre penta-hidratado: CuSO4 .5H2O

A solução de sulfato de cobre(II) apresenta coloração azul clara. O sulfato de cobre é solúvel em água na proporção de 203 g/L se a temperatura for de 20 °C.

Ao adicionar Amônia (NH3) percebeu-se a mudança da tonalidade do azul claro para azul escuro. Após a adição inicial de amônia forma-se um precipitado de cor azul pálido que se dissolve com a adição de um excesso de amônia:

Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 5H2O(l) + 4NH3(aq) → [Cu(NH3)4(H2O)2]SO4(aq) + 3H2O(l)

Ao adicionar Etanol (C2H6O), percebeu-se a cristalização do precipitado, onde nesta etapa pode-se explorar