31_05 10aulas

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Metais Alcalinos 
Metais Alcalinos-terrosos 
Metais de Transição 
Metais de Transição 
Lantanídeos 
Actinídeos 
Semi-Metais 
Não Metais 
Gases Nobres 
Halogênios 
SI 
Silício 14 
Ne3s2 3p2 
28,086 4 
Nome 
Estado de oxidação 
mais comum 
Número 
atômico 
Símbolo 
Configuração 
eletrônica 
fundamental 
Massa 
atômica 
relativa 
Nome Símbolo Valores Específica Indica 
Principal n 1, 2, 3… camada tamaho 
Momento orbital 
Angular 
l 0, 1,…, n-1 Subcamada 
l = 0, 1, 2, 3,4 
 s, p, d, f, g… 
forma 
Magnético ml l, l-1, …,-l Orbitais de 
subcamada 
Orientação 
Magnético de 
spin 
ms +1/2, -1/2 Estado de spin Direção de 
spin 
Números quânticos dos elétrons nos átomos: 
SI 
Silício 14 
Ne3s2 3p2 
28,086 4 
Configuração 
eletrônica 
SI 
Silício 14 
Ne3s2 3p2 
28,086 4 
Configuração 
eletrônica 
No estado fundamental de um 
átomo com muitos , os 
 ocupam os orbitais 
atômicos disponíveis, de modo a 
tornar a energia total do âtomo a 
menor possivel; 
 e 
 e 
Em 1925, o cientista Austriaco Wolfgang Pauli descobriu uma 
regra geral e fundamental sobre os e orbitais, o princípio da 
exclusão de Pauli: 
 e 
 e Dois no máximo podem ocupar um dado orbital. 
Quando dois ocupam um orbital, seus spins 
devem estar emparelhados. 
 e 
SI 
Silício 14 
Ne3s2 3p2 
28,086 4 
Configuração 
eletrônica 
Diagrama de Linus Pauling 
Número quantico 
principal n que 
especifica as 
camadas – onde 
1, 2, 3, 4, 5, 6 
K, L, M, N, O, P 
Momento orbital 
angular l que 
especifica as 
subcamadas 
(l = n-1) – onde l 
= 0, 1, 2, 3, 4,… 
 s, p, d, f, g,…. 
SI 
Silício 14 
Ne3s2 3p2 
28,086 4 
Configuração 
eletrônica 
Diagrama de Linus Pauling 
Número máximo de 
elétros em cada 
subcamada: 
 s – 2 elétrons 
p – 6 elétrons 
d – 10 elétrons 
f – 14 elétrons 
 
Configuração 
eletrônica ???? 
Diagrama de Linus Pauling 
Número máximo 
de elétros em 
cada subcamada: 
 s – 2 elétrons 
p – 6 elétrons 
d – 10 elétrons 
f – 14 elétrons 
 
Fósforo 15 
30,974 5,4, ±3 
P 
P 
Fósforo 15 
30,974 5,4, ±3 
Configuração 
eletrônica ???? 
Diagrama de Linus Pauling 
Número máximo 
de elétros em 
cada subcamada: 
 s – 2 elétrons 
p – 6 elétrons 
d – 10 elétrons 
f – 14 elétrons 
 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 
n = 1 
Nome Símbolo Valores Específica Indica 
Principal n 1, 2, 3… camada tamaho 
Momento orbital 
Angular l 0, 1,…, n-1 
Subcamada 
l = 0, 1, 2, 3,4 
 s, p, d, f, g… 
forma 
Magnético 
ml l, l-1, …,-l 
Orbitais de 
subcamada 
Orientação 
Magnético de spin ms +1/2, -1/2 Estado de spin Direção de spin 
Números quânticos dos elétrons nos átomos: 
P 
Fósforo 15 
30,974 5,4, ±3 
Ne3s2 3p2 
l = 0 
s 
0 
ml 
1s 
n = 2 
l = 0 
s 
0 
ml 
-1 
l = 1 
p 
0 1 2p 
2s 
n = 3 
l = 0 
s 
0 
ml 
-1 
l = 1 
p 
0 1 3p 
3s 
-2 -1 0 
l = 2 
d 
2 3d 1 
 e 2 
 e 2 
 e 6 
 e 2 
 e 3 
Co 
Cobalto 27 
58,933 3, 2 
Configuração 
eletrônica ???? 
Diagrama de Linus Pauling 
Pt 
Platina 78 
195,08 4, 2 
Co 
Cobalto 27 
58,933 3, 2 
Configuração 
eletrônica ???? 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7 
Pd 
Paládio 46 
106,42 4, 2 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 
4p6, 5s2, 4d10, 
 
 
 
Exercícios 
Geometria do orbital s: 
Geometria do orbital 
p: px, py e pz 
z z z 
x 
y 
Geometria dos orbitais 
Geometria do orbital d: 
dxy, dyz, dxz, dx
2
-y
2 e dz
2 
Geometria do orbital f: 
 
Têm aparência muito complexa. Sua exitência é importante para o entendimento 
da Tabela periódica, da presença dos lantanídeos e actínideos e das propriedades 
de alguns elementos do bloco d. 
Elementos do bloco d - metais 
As propriedades dos metais do bloco d são governadas: 
 
 pela disponibilidade dos orbitais d; 
 por sua valência variável; 
 por sua capacidade de agir como ácido de Lewis. 
 São bons condutores. Ex: prata melhor condutora dentre todos os elementos, na 
T normal; 
 Em sua maioria são maleáveis; 
 Dúcteis (pode ser esticado, flexível) 
 lustrusos e de cor cinza-prateada; 
 Pontos de ebulição são, geralmente, mais altos que os dos elementos dos 
grupos principais. 
Excessões: cobre é marrom-avermelhado, o ouro é amarelo, e o mercúrio tem 
ponto de fusão tão baixo que é líquido, na temperatura normal. 
Os elementos do bloco d diferem principalmente na ocupação dos orbitais 
(n-1)d. 
São cinco orbitais d que podem acomodar dois elétrons cada num total de 
10 elétrons. 
A diferença de configuração eletrônica entre os metais do bloco d estão 
principalmente na ocupação desses orbitais d. Logo as propriedades 
físicas tendem a ser muito parecidas. 
 
 
 
Elementos do bloco d - metais 
 Os lobos dos dois orbitais d do mesmo átomo ocupam regiões diferentes no 
espaço. Como elas são relativamente distantes, os elétrons de diferentes 
orbitais d repelem-se muito pouco. 
As formas dos orbitais d afetam as propriedades dos elementos do bloco d 
de duas maneiras: 
 
 
 
Geometria do orbital d: 
dxy, dyz, dxz.
 
Elementos do bloco d - metais 
 A densidade eletrônica nos orbitais d é baixa nas proximidades do núcleo; 
logo, os elétrons d não são mutio eficazes na blindagem de carga nuclear 
positiva de outros elétrons. 
 
 
 
Geometria do orbital d: 
dx
2
-y
2 e dz
2 
Elementos do bloco d - metais 
Como consequência dessas características temos a tendência que os raios atômicos dos 
metais do bloco d têm de decrescer gradualmente segundo o periódo e depois aumentar 
novamente. 
Elementos do bloco d - metais 
Raio Atômico 
Essa redução no raio é a contração dos lantanídeos . 
Elementos do bloco d - metais 
Contração dos lantanídeos : 
Nos lantanóides os orbitais 4f são ocupados e estes possuem uma certa pequena 
capacidade de blindagem, de forma que os elétros de valência experimentam uma 
atração nuclear maior que do que poderia ser esperado. 
A contração dos lantanídeos também afeta as energias de ionização dos elemetos 
da série 5d , tornando-as mais altas que o esperado por uma extrapolação linear. 
Por isso metais como Au, Pt, Ir e Os, têm energias de ionização tão altas que não 
reagem sobcondiçãoes normais. 
Elementos do bloco d - metais 
Densidade dos elementos: 
O aumento da massa atômica com o número atômico em combinação com as 
variações nos raios dos átomos metáicos na rede cristalina do metal significa que a 
densidade dos elementos atinge um pico nas proximidadades do irídio (d = 22,65 g 
cm-3) 
Elementos do bloco d - metais 
Estado de oxidação : 
1 . Os Metais do bloco d apresentam ampla faixa de estados de oxidação o que 
induz a uma química rica e interessante. 
2 . Os elementos próximos do centro de cada linha têm a maior faixa de estados de 
oxidação; 
3 . Os elementos da 2ª e da 3ª linha do bloco podem atingir estados de oxidação 
mais altos do que os da 1ª linha. 
4 . Altos estados de oxidação do grupo pode ser alcançado por elementos que se 
encontram ao lado esquerdo do bloco d, mas não pelos elementos do lado direito. 
 
Elementos do bloco d - metais 
Estado de oxidação : 
Comuns 
Conhecidos 
Elementos do bloco d - metais 
Estado de oxidação : 
 - O número de oxidação do grupo de 
um elemento é o número do seu grupo. 
 - Esta regra é valida para os elementos 
dos grupos 3 a 7. 
 - A partir dos elementos do Grupo 8 
(até o 11) o estado de oxidação do 
grupo não é alcançado 
Diagrama de Frost para os elementos da série 3d. 
Observar na tabela 
Bronsted/Lowry (1923): 
Ácido – doador de próton (H+) 
Base – Aceptor de próton (H+) 
 
Ex: auto dissociação 2H2O H3O
+ + OH- 
 solvente ácido base 
 
Outros solvente: 2NH3 NH4
+ + NH2
- 
 solvente ácido base 
 
 H2O + HClO4 H3O
+ + ClO4
- 
 
 
 H2O + H3O
+ + CH3COO
-Ácidos e bases: conceitos 
CH3 C
O
OH
Elementos do bloco d - metais 
Lewis: 
Ácido – aceptor de par de elétrons 
Base – doador de par de elétrons 
 
Ex: R3N + BF3 R3N BF3 
 
 
 2NH3 + Ag
+ Ag(NH3)2
+ 
 
 
 Complexos metálicos: 
 interação entre ácido-base de Lewis 
 
 Mn+ ácido de Lewis 
 L base de Lewis 
 
N
R
R
R
: B
F
F F
+ Produtos 
.. 
Ácidos e bases: conceitos 
Elementos do bloco d - metais 
 base ácido 
base ácido 
Elementos do bloco d - metais 
Ácidos e bases: Duros e Macios 
considerando interação: Doador/aceptor 
 - Ácido LUMO - Base HOMO 
Lumo – orbital molecular vazio mais 
baixo; 
Homo – orbital molecular ocupado 
mais alto; 
 - Interação I - Interação II 
 Lumo 
 Homo 
 Ácido 
 Base 
Grande diferença de 
energia 
 Iônica 
 Lumo 
 Homo 
 Ácido 
 Base 
Pequena diferença 
de energia 
 Covalente 
Elementos do bloco d - metais 
Ácidos e bases: Duros e Macios 
 Metais 
Alto estado de oxidação e/ou íons 
pequenos, têm LUMO de Alta 
Energia. 
Quando usualmente não tem cargas 
grandes, tem LUMO de baixa energia. 
Elementos do bloco d - metais 
Ácidos e bases: Duros e Macios 
A – íons de metais alcalinos, alcalinos-terrosos, 
metais ‘leves’ de transição em alto estado de 
oxidação, como por ex: 
Ti4+, Co3+, Cr3+, Fe3+ e o íon H+. 
B – Metais ‘leves’ de transição em baixo estado de 
oxidação, como por ex: 
Cu+, Ag+, Hg+ ; 
E metais mais pesdos como: 
Pd2+, Pt2+. 
Dividir os metais em duas classes: 
Elementos do bloco d - metais 
Ácidos e bases: Duros e Macios 
A – íons de metais alcalinos, alcalinos-terrosos, 
metais ‘leves’ de transição em alto estado de 
oxodação, como por ex: 
Ti4+, Co3+, Cr3+, Fe3+ e o íon H+. 
B – Metais ‘leves’ de transição em baixo estado de 
oxidação, como por ex: 
Cu+, Ag+, Hg+ ; 
E metais mais pesdos como: 
Pd2+, Pt2+. 
As bases em função da sua 
natureza irão preferir metais da 
classe A ou B. 
Dividir os metais em duas classes: 
Tendência para formar 
complexos com metais 
de classe A 
N  P  As  Sb 
O  S  Se  Te 
F  Cl  Br  I 
Tendência para formar 
complexos com metais 
de classe B 
N   P  As  Sb 
O   S  Se  Te 
F  Cl  Br  I 
Elementos do bloco d - metais 
Ácidos e bases: Duros e Macios 
‘’ácido duros preferem ligar-se à bases duras e ácidos 
moles preferem ligar-se à bases moles.’’ 
Pearson em 1963 sugeriu os termos duro e moles para ácidos e bases, 
chegando a generalização: 
Alguns íons e moléculas são classificados como duros, moles e intermediários. As 
espécies consideradas intermediárias não poderiam ser definidas como duras ou moles, 
pois podem se ligar à centros duros ou moles. 
Ácido duro – O átomo aceptor é pequeno, com elevada carga positiva e de baixa 
polarizabilidade. Ex: H+. 
Ácido mole – O átomo aceptor é grande , com baixa carga positiva e de elevada 
polarizabilidade. Ex: M0 (elementos metálicos). 
Base dura – o átomo doador é de baixa polarizabilidade. Ex: OH-. 
Base mole – o átomo doador é de elevada polarizabilidade. Ex: H-. 
Elementos do bloco d - metais 
Ácidos e bases: Duros e Macios 
‘’ácido duros preferem ligar-se à bases duras e ácidos 
moles preferem ligar-se à bases moles.’’ 
Pearson em 1963 sugeriu os termos duro e moles para ácidos e bases, 
chegando a generalização: 
Ácidos duros – H+, Li+, Na+, K+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sc3+, La3+, Ce4+, Gd3+, Ln3+, Th3+, 
U4+, UO2
2+, Pu4+, Ti4+, Zr4+, Hf4+, VO2+, Cr3+, Cr6+, MoO3+, WO3+, Mn2+, Mn7+, Fe3+, Co3+, 
BF3, BCl3, Al
3+, AlCl3 , AlH3 , Ga
3+, In3+, CO2 , Si
4+, Sn4+, As3+, SO3 . 
Ácidos intermediários: Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Rh3+, Ir3+, Ru3+, Os2+, Sn2+, Sb3+, SO2, 
Ácidos moles – Pd2+, Pt2+, Pt4+, Cu+, Ag+, Au+, Cd2+, Hg+, Hg2+, CH3Hg
+, BH3 , Te
+, Br2 , I2 , 
Mo (átmos metálicos) 
Bases duras – OH-, NH3 , RNH2, H2O, O
2-, CH3COO
-, CO3
-, NO3
-, PO4
3-, SO4
2-, ClO4
-, F-. 
Bases intermediárias – C5H5N, N3
-, N2, Br
-, 
Bases mole s– H-, C2H4, C6H6, CN
-, CO, SCN-, I-, 
Elementos do bloco d - metais 
Exercícios: 
1 . Dos seguintes metais , cadmio (2+), rubídio (+), crômio (3+), Chumbo 
(2+), estrôncio (2+), paládio (2+), quais devem ser esperados para ocorrer 
em minerias aluminossilicatos e quais nos sulfetos? Porque? 
Ácidos duros – H+, Li+, Na+, K+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sc3+, La3+, Ce4+, Gd3+, Ln3+, Th3+, U4+, UO2
2+, Pu4+, Ti4+, 
Zr4+, Hf4+, VO2+, Cr3+, Cr6+, MoO3+, WO3+, Mn2+, Mn7+, Fe3+, Co3+, BF3, BCl3, Al
3+, AlCl3 , AlH3 , Ga
3+, In3+, CO2 , 
Si4+, Sn4+, As3+, SO3 . 
Ácidos intermediários: Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Rh3+, Ir3+, Ru3+, Os2+, Sn2+, Sb3+, SO2, 
Ácidos moles – Pd2+, Pt2+, Pt4+, Cu+, Ag+, Au+, Cd2+, Hg+, Hg2+, CH3Hg
+, BH3 , Te
+, Br2 , I2 , M
o (átmos metálicos) 
Bases duras –OH-, NH3 , RNH2, H2O, O
2-, CH3COO
-, CO3
-, NO3
-, PO4
3-, SO4
2-, ClO4
-, F-. 
Bases intermediárias – C5H5N, N3
-, N2, Br
-, 
Bases mole s– H-, C2H4, C6H6, CN
-, CO, SCN-, I-, 
2 . Colocar em ordem de acidez ou basicidade os seguintes compostos: 
a- BF3, BBr3, BCl3. 
b- NH3, H2NR, R2NH, R3N. 
Elementos do bloco d - metais 
Exercícios: 
1 . Dos seguintes metais , cadmio (2+), rubídio (+), crômio (3+), Chumbo 
(2+), estrôncio (2+), paládio (2+), quais devem ser esperados para ocorrer 
em minerias aluminossilicatos e quais nos sulfetos? Porque? 
1 . Aluminossilicatos: material formado por Al3+ , Si4+ e O2- , 
 
2 . Sulfetos: S2- 
Ácidos duros – H+, Li+, Na+, K+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Sc3+, La3+, Ce4+, Gd3+, Ln3+, Th3+, U4+, UO2
2+, Pu4+, Ti4+, 
Zr4+, Hf4+, VO2+, Cr3+, Cr6+, MoO3+, WO3+, Mn2+, Mn7+, Fe3+, Co3+, BF3, BCl3, Al
3+, AlCl3 , AlH3 , Ga
3+, In3+, CO2 , 
Si4+, Sn4+, As3+, SO3 . 
Ácidos intermediários: Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Rh3+, Ir3+, Ru3+, Os2+, Sn2+, Sb3+, SO2, 
Ácidos moles – Pd2+, Pt2+, Pt4+, Cu+, Ag+, Au+, Cd2+, Hg+, Hg2+, CH3Hg
+, BH3 , Te
+, Br2 , I2 , M
o (átmos metálicos) 
Bases duras –OH-, NH3 , RNH2, H2O, O
2-, CH3COO
-, CO3
-, NO3
-, PO4
3-, SO4
2-, ClO4
-, F-. 
Bases intermediárias – C5H5N, N3
-, N2, Br
-, 
Bases mole s– H-, C2H4, C6H6, CN
-, CO, SCN-, I-, 
Elementos do bloco d - metais 
Exercícios: 
1 . Dos seguintes metais , cadmio (2+), rubídio (+), crômio (3+), Chumbo 
(2+), estrôncio (2+), paládio (2+), quais devem ser esperados para ocorrer 
em minerias aluminossilicatos e quais nos sulfetos? Porque? 
1 . Aluminossilicatos: rubídio (+), crômio (3+), estrôncio (2+), 
2 . Sulfetos: Cadmio (2+), Chumbo (2+), paládio (2+). 
Compostos de coordenação 
Complexos: 
 significa um átomo metálico rodeado por um conjunto de ligantes. 
Ligante é um íon ou molécula que pode ter existência independente. 
O átomo que forma a ligação com o átomo central é chamado de 
átomo doador – ele é quem doa os elétrons usados na ligação. 
Ex: complexo Co(NH3)6
3+ O íon Co3+ rodeado por seis 
ligantes NH3. 
Complexo é a combinação de um ácido de Lewis (átomo 
metálico central) com várias bases de Lewis (os ligantes). 
O átomo ou íon metálico, o ácido de Lewis do complexo é o 
átomo receptor – ele é quem recebe os elétrons . 
As principais características das estruturas geométricas dos complexos 
metálicos foram identificadas por Alfred Wener (1866-1919) 
Compostos de coordenação 
Em um complexo o número de ligantes ligados diretamente ao metal é chamado de 
número de coordenação do átomo metálico central. 
Três fatores governam o número de coordenação de um complexo: 
1 . O tamanho do átomo ou íon central; 
2 . As interações espaciais entre os ligantes; 
3 . As interações eletrônicas entre o átomo ou íon central e os ligantes. 
Compostos de coordenação 
Geometria molecular: 
Compostos de coordenação 
Número de coordenação baixo: 
As espécies lineares do Grupo 11 são complexos metálicos mais conhecidos com nº 
de coordenação 2, formados em solução sob condições ordinárias de laboratório. 
- Complexos bicoordenados linearescom dois ligantes simétricos idênticos têm 
simetria Dh. Ex: [Ag(CN)2]
- 
A coordenação tripla é rara entre os complexos metálicos, mas encontrada com 
ligantes volumosos. 
- Ex: M[N(Si2 (CH3)6]3 que foram preparados utilizando Sc, Y, La – Lu (exceto Pm) por 
Bradley, simetria D3h. 
Compostos de coordenação 
Número de coordenação intermediários: 
Complexos de íons metálicos com nº de coordenação quatro, cinco ou seis são a 
classe mais importante de complexos. Eles incluem a grande maioria dos complexos 
presentes em solução e praticamente todos os complexos biologicamente 
importantes. 
Compostos de coordenação 
1 . Tetracoordenação: 
- Os complexos tetraédricos são favorecidos em relação aos complexos de 
coordenação mais alta se o átomo central é pequeno ou os ligantes grandes; Esses 
complexos apresentam simetria Td. Os complexos que apresentam a geometria 
tetraédica são característicos dos complexos dos metais representativos ou dos 
metais de transição com configuração eletrônica diferentes de d8 ou s1d7, temos 
como exemplos: [BF4]
-, [MnO4]
-, [ZnC l 4]
2-, [Zn(NH3)4]
2+ 
Apresenta isomeria só se os quatro 
ligantes forem diferente. 
Compostos de coordenação 
1 . Tetracoordenação: 
- Os complexos que apresentam a geometria quadrado-planar são característicos dos 
íons de metais de transição com configurações d8 ou s1d7, como exemplos temos: 
[Pt(NH3)4]
2+ , [PtC l 2 (NH3)2], [Ni(CN)4]
2-, [AgF4]
-, [Cu(NH3)4]
2+ 
Apresentam isomeria 
cis e trans. 
Simetria C2v Simetria D2h 
Quando todos os ligantes são iguais a 
simetria é D4h. 
Compostos de coordenação 
1 . Tetracoordenação: 
- Os complexos que apresentam a geometria quadrado-planar são característicos dos 
íons de metais de transição com configurações d8 ou s1d7, como exemplos temos: 
[Pt(NH3)4]
2+ , [PtC l 2 (NH3)2], [Ni(CN)4]
2-, [AgF4]
-, [Cu(NH3)4]
2+ 
Apresentam isomeria 
cis e trans. 
Simetria C2v Simetria D2h 
Quando todos os ligantes são iguais a 
simetria é D4h. 
Complexos de Pt são utilizados na 
quimioterapia e somente os complexos 
cis-Pt(II) são eficientes. 
Compostos de coordenação 
2 . Pentacoordenação: 
- Espécies contendo este número de coordenação são mais raras do que aquelas com 
número de coordenação igual a três. Existem duas possibilidade de geometria, a 
bipirâmide trigonal e a pirâmide quadrada (pirâmide de base quadrada). 
Simetria D3h 
Simetria C4v 
Compostos de coordenação 
2 . Hexacoordenação: 
-Nos compostos em que o íon central apresenta número de coordenação seis, o 
poliedro de coordenação regular é o octaedro; Compostos que tenham o íon central 
com este número de coordenação, podem sofrer distorções no estado sólido em 
função do fator de empacotamento, ou seja, uma compressão ou alongamento ao 
longo dos eixos de ordem dois, três ou quatro. 
ML6 
Simetria Oh 
Compostos de coordenação 
3 . Hexacoordenação: 
-A coordenação octaédrica é a mais comum e permite diversos tipos de 
estereoisomerismo. A partir do fato que os seis vértices de um octaedro são 
equivalentes, apenas uma estrutura é possível para complexos dos tipos ML6 e ML5B. 
Para o ML4 B2, contudo, as estruturas cis e trans podem existir. No isômero cis os 
dois ligantes B ocupam os vértices adjacentes do octaedro; no isômero trans estão 
nos vértices opostos: 
Cis Trans 
Compostos de coordenação 
3 . Hexacoordenação: 
Cis Trans 
Meridional Facial 
Compostos de coordenação 
4 . Números de coordenação mais altos: 
Bipirâmide pentagonal 
Simetria D5h 
3.1 . Heptacoordenação: 
 - É encontrada para uns poucos complexos 3d, sendo mais frequente para complexos 
4d e 5d, onde o átomo central é maior pode acomodar mais que seis ligantes. Ex: 
Mo(CNR)7
2+ , ZrF7
3- , TaCl4(PR3)3
 , ReOCl6
2- do bloco d e UO2(OH2)5 
2+ do bloco f 
Compostos de coordenação 
4 . Números de coordenação mais altos: 
Simetria D4h 
3.1 . Octacoordenação: 
 - Estereoquímica não-rígida, onde os complexos podem ser antiprismáticos 
quadráticos em um cristal, mas dodecaédros em outro. Ex: 
Mo(CN)8
3- e Zr(Ox)4
4- . 
Simetria D2h 
Compostos de coordenação 
4 . Números de coordenação mais altos: 
3.2 . Nonacoordenação: 
 - Importante nas estruturas dos elementos do bloco f, pois seus íons relativamente 
podem atuar como hospedeiros para um grande número de ligantes. 
Nd(OH2)9
3+ . 
Simetria D2h 
Compostos de coordenação 
4 . Números de coordenação mais altos: 
4.1 . Coordenações de 10 e 12: 
 - São encontradas em complexos de íons M3+ do bloco f. Esses números de 
coordenação são raros com íons dos blocos s, p e d. Ex: 
Th(ox)4(OH2)2
4- . (Ox- Oxalato, C2O4
2-) 
5 . Complexos polimetálicos: 
 - são complexos que contêm mais de um átomo metálico. Em alguns casos, os átomos 
metálicos estão unidos através de ligantes em ponte; em outros, háligações diretas 
metal-metal; outros ainda observa-se os dois tipos de ligação. 
Claster metálico – ligação direta metal-metal; 
Complexos gaiola – nenhuma ligação metal-metal. 
 - São conhecidos complexos polimetálicos para metais com todos os nº de 
coordenação e geometria 
Compostos de coordenação 
Exercícios: 
1 . Esboce duas estruturas que descrevam a maioria dos complexos tetracoordenados. 
b. Para quais destas estruturas é possível a existência de isômeros para os complexos 
de fórmula MA2B2? 
 
2 . Esboce duas estruturas que descrevam a maioria dos complexos 
pentacoordenados. b . Rotule os dois sítios diferentes em cada estrutura.