química inorgânica

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N O M E D O T U T O R | T U R M A
UNIDADE 1
TEORIAS ÁCIDO/BASE E QUÍMICA 
DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS E DE 
TRANSIÇÃO
TEORIAS 
ÁCIDO/BASE
TABELA PERIÓDICA 
E PERIODICIDADE
ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS E 
DE TRANSIÇÃO
UNIDADE 2
QUÍMICA DOS METAIS DE 
TRANSIÇÃO , COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO E TEORIAS DE 
LIGAÇÃO
QUÍMICA DOS 
METIAS DE 
TRANSIÇÃO
COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO
TEORIAS DE 
LIGAÇÃO ENTRE 
METAIS E LIGANTES
UNIDADE 3
REAÇÕES E MECANISMOS EM 
COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E 
QUÍMICA DE ORGANOMETÁLICOS 
E BIOINORGÂNICA
EQULÍBRIO DE 
COORDENAÇÃO
REAÇÕES DE 
SUBSTITUIÇÃO DE 
LIGANTES
QUÍMICA DE 
ORGANOMETÁLICOS 
E BIOINORGÂNICA
TEORIAS ÁCIDO/BASE E QUÍMICA DOS 
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS E DE TRANSIÇÃO
TEORIAS ÁCIDO/BASE
• TEORIA ÁCIDO/BASE 
DE ARRHENIUS
• TEORIA ÁCIDO/BASE 
DE BRONSTED-
LOWRY
• TEORIA ÁCIDO/BASE 
DE LEWIS
• TEORIA ÁCIDO/BASE 
DE PEARSON
TABELA PERIÓDICA E 
PERIODICIDADE
• TABELA PERIÓDICA 
MODERNA
• PERIODICIDADE NAS 
CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS
• PROPRIEDADES 
ATÔMICAS
• PERIODICIDADE NAS 
PROPRIEDADES 
FÍSICAS
ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS E 
DE TRANSIÇÃO
• QUÍMICA DOS 
ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS
• QUÍMICA DOS 
ELEMENTOS DE 
TRANSIÇÃO
UNIDADE 
1
TÓPICO 1
» Surgiu por volta de 1880 e foram classificadas da
seguinte maneira:
» substâncias ácidas possuem e são capazes de liberar
íons H+ de sua estrutura em solução aquosa (água
como solvente), como o exemplo do HCl em água, o
qual se dissocia em íons H+ e Cl-.
» substâncias básicas são aquelas que possuem e
liberam íons OH- também em solução aquosa, como o
exemplo do Hidróxido de sódio, que em solução
aquosa se dissocia em íons OH- e Na+.
» Na teoria ácido/base de Arrhenius ocorre a dissociação
iônica.
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
ARRHENIUS
FONTE: https://pt.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrhenius
Fonte: http://www.mesalva.com/forum/t/quimica-
acido-ionizacao/6745/2
Fonte: http://http://dalei.me/
TÓPICO 1
» 1903 - Prêmio Nobel em Química - teoria da
dissociação eletrolítica.
» eletrólitos são substâncias que conduzem corrente
elétrica em solução por se dissociarem em íons,
podendo acender uma lâmpada na presença de uma
bateria.
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
ARRHENIUS
FONTE: https://pt.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrhenius
Fonte: http://www.mesalva.com/forum/t/quimica-
acido-ionizacao/6745/2
Fonte: 
http://https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/
conceito-acido-base-sal-pela-teoria-arrhenius.htm
TÓPICO 1
» Arrhenius chamou de reação de Neutralização aquela
que ocorre entre um ácido e uma base, gerando sal e
água, como a reação entre o ácido clorídrico e a base
hidróxido de sódio.
» As limitações dessa teoria são:
» Solvente sempre tem que ser H2O.
» E, apenas moléculas com ou que liberem H+ ou OH- em
solução aquosa.
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
ARRHENIUS
FONTE: https://pt.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrhenius
Fonte: http://https://slideplayer.com.br/slide/352591/
TÓPICO 1
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
BRONSTED-LOWRY
FONTE: 
http://blogdoprofluismoreira.blogspot.com/2016/06/a-
teoria-sobre-o-conceito-de-acidos-e.html
Fonte: https://quizlet.com/14475509/lecture-9-flash-cards/
» Surgiu em 1923, onde Bronsted-Lowry classificaram
como:
» Substância ácida aquela que DOA um próton e básica
aquela que ACEITA um próton. Com isso, uma
substância só será um ácido se tiver uma base para
receber o próton (H+).
» Esta teoria é independente do solvente, podendo
ocorrer até sem solvente.
» Ficou conhecida como TEORIA PROTÔNICA, pois explica
reações ácido-base através da transferência de
prótons, com isso é mais abrangente que a teoria de
Arrhenius, pois engloba outras substâncias que não
seriam consideradas ácidas ou básicas por Arrhenius.
TÓPICO 1
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
BRONSTED-LOWRY
FONTE: 
http://blogdoprofluismoreira.blogspot.com/2016/06/a-
teoria-sobre-o-conceito-de-acidos-e.html
Fonte: https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/4330142/mod_resource/content/1/Aula%2012-06.pdf
» Denominaram como ANFÓTERA as substâncias que
conseguem atuar ora como ácido ora como base,
dependendo de qual espécie estão reagindo. Como
por exemplo a água, apresentada nesta reação:
» Estudaram as reações ácido/base em equilíbrio,
quando a vel. da reação direta = vel. da reação inversa,
e chamaram de par ácido-base conjugados os ácidos e
bases pertencentes à reação direta e inversa. Os
reagentes chamamos de ácidos ou bases, e os
produtos são ácidos ou bases conjugadas.
TÓPICO 1
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
LEWIS
FONTE: 
https://pt.slideshare.net/carlosaugustokramer/estudo-
comparativo-acido-base
Fonte: 
http://docente.ifsc.edu.br/michael.nunes/MaterialDidatico/Processos%20Qu%C3%ADmicos/Qu%C3%ADmica%20Inor
g%C3%A2nica/%C3%A1cidos%20e%20bases.pdf
» Surgiu em 1923, no mesmo ano que a teoria de
Bronted-Lowry e classifica como:
» Ácido aquele que RECEBE um par de elétrons – orbital
vazio.
» Base aquela que DOA um par de elétrons – par de
elétron não ligante.
» Conhecida como a TEORIA ELETRÔNICA.
» É mais abrangente que as teorias anteriores, porque
não envolve transferência de H+ e sim de pares de
elétrons.
TÓPICO 1
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
LEWIS
FONTE: 
https://pt.slideshare.net/carlosaugustokramer/estudo-
comparativo-acido-base
Fonte: https://panwstxapchem2016.wordpress.com/2017/03/22/q4n1-complex-ion/
» A TEORIA DE LEWIS tem sua maior aplicação na
formação de compostos de coordenação, pois o metal
normalmente atua como ácido de Lewis, ou seja, tem
orbitais vazios e, os ligantes atuam como bases de
Lewis, pois possuem pares de elétrons não ligantes
para doar ao metal – ácido de Lewis.
» Um exemplo é o íon Fe3+ que tem orbitais d vazios
aceitando os pares de elétrons doados pela água,
caracterizando o íon de ferro (III) como um ácido de
Lewis e a água como uma base de Lewis. Como pode
ser visualizado na imagem.
» O íon Fe3+ hidratado apresenta pequena acidez. Por
quê?
TÓPICO 1
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
LEWIS
FONTE: 
https://pt.slideshare.net/carlosaugustokramer/estudo-
comparativo-acido-base
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/4249577/
» Um cátion como o Fe representado pela bola azul ao
entrar em contato com a molécula de água, se
aproxima da parte negativa da molécula, e pode ter
pouca ou muita interação eletrostática.
» Ao aumentar a carga do cátion metálico, por exemplo
de monovalente para trivalente, como o Fe3+ aumenta-
se a interação entre o polo negativo da molécula de
água e o íon metálico, tornando mais fácil a quebra da
ligação entre O e H da água.
» Quando essa interação eletrostática é forte o
suficiente, rompem-se as ligações O–H da água e íons
H+ são liberados na solução, aumentando a acidez do
meio. Por isso que a solução aquosa contendo íons Fe3+
apresenta determinada acidez.
TÓPICO 1
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
PEARSON
FONTE: https://www.chem.ucsb.edu/people/ralph-g-
pearson
» Foi desenvolvida por volta de 1960, onde Pearson
classificou as Substâncias como duras ou moles e, está
definida como a capacidade de polarização das
moléculas, onde o foco está na reatividade dos
compostos.
» A polarização das moléculas é a capacidade que ela
tem de criar polos positivos ou negativos ao se
aproximar de outra substância.
» Pearson, classificou então como ÁCIDO, cátions ou
moléculas com deficiência de elétrons e, como BASE,
ânions ou moléculas com pares de elétrons. Definiu
ainda que:
» Uma ESPÉCIE DURA (ÁCIDO OU BASE): POUCO
POLARIZÁVEL e se ligam preferencialmente a outras
espécies duras.
» ESPÉCIE MOLE (ÁCIDO OU BASE): BASTANTE
POLARIZÁVEL e se ligam preferencialmente a outras
espécies moles.
TÓPICO 1
» TEORIAS ÁCIDO/BASE
» TEORIA ÁCIDO/BASE DE 
PEARSON
FONTE: https://www.chem.ucsb.edu/people/ralph-g-
pearson
» Os ácidos duros são cátions com alta carga positiva ou
com subníveis d disponíveis.
» As bases duras são espécies que possuem carga
negativa (ânions) ouelétrons não ligantes, em ambos
os casos, com maior eletronegatividade.
» Os ácidos moles são cátions como a Platina, o cobre, a
prata.
» As bases moles são ligantes que possuem carga
negativa (ânions) ou elétrons não ligantes, com menor
eletronegatividade.
Fonte: caderno Inorgânica
TÓPICO 2
» A tabela periódica moderna foi dividida em:
» TABELA PERIÓDICA 
MODERNA
7 linhas horizontais
períodos
18 linhas verticais - grupos ou famílias
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Tabela_peri%C3%B3dica
TÓPICO 2
» Os grupos ou famílias podem receber nomes especiais, 
de acordo com as características dos elementos que os 
compõem.
» TABELA PERIÓDICA 
MODERNA
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Tabela_peri%C3%B3dica
Metais
alcalinos Metais
Alcalinos 
terrosos
Os grupos 3 a 15 podem ser chamados pelo nome do elemento
que o iniciam, por exemplo: grupo 3 é chamado de grupo do
escândio, o grupo 4 é chamado de grupo do titânio, o grupo 5 é
chamado de grupo do vanádio, e assim por diante.CalcogêniosHalogênios
Gases nobres
TÓPICO 2
» O comprimento varia de 2 (1° período) a 32 (6° e 7° períodos)
elementos.
» TABELA PERIÓDICA 
MODERNA
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Tabela_peri%C3%B3dica
» Os períodos são as 7 linhas horizontais da tabela periódica.
TÓPICO 2
» Os grupos também podem receber um nome especial de
acordo com as características da distribuição eletrônica dos
elementos que os constituem. Os grupos que possuem
elementos com camadas de valência s ou p são chamados
elementos representativos (grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e
18). Já os elementos que possuem em sua camada de
valência o subnível d são chamados de elementos de
transição (grupos 3 a 12). Os elementos de transição interna
apresentam em sua camada de valência o subnível f.
» TABELA PERIÓDICA 
MODERNA
Fonte: https://blog.maxieduca.com.br/tabela-periodica-gabarito/
Elementos Representativos
Elementos de Transição 
Elementos 
de 
Transição
Interna 
TÓPICO 2
» A maneira como os elementos estão organizados na tabela
periódica ajuda a prever suas configurações eletrônicas.
» Um elemento químico que tenha como camada de valência o
número 2p4. O número na frente da letra indica o número de
camadas que o elemento possui, ou seja, este elemento
possui duas camadas e, portanto, está posicionado no
período 2. A letra p significa que o elétron de valência está
posicionado no orbital p e o expoente indica que o elemento
possui 4 elétrons de valência dentro deste orbital e,
portanto, está posicionado no quarto grupo da tabela
periódica. Estamos falando do carbono!
» Essa regra só vale para os elementos representativos!
» PERIODICIDADE NAS 
CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS 
Fonte: http://cursodefisicaequimica.blogspot.com/2012/08/aula-3-22082012-subnivel-e-tabela.html
TÓPICO 2
» As propriedades dos átomos variam de acordo com as
posições na tabela periódica e chamamos esta
capacidade de periodicidade. Pode-se acompanhar a
variação do raio atômico, energia de ionização e
afinidade eletrônica dentro da tabela periódica.
» O RAIO ATÔMICO varia na tabela periódica no sentido
dos gases nobres para o grupo 1 e de cima para baixo,
como podemos ver na imagem.
» PROPRIEDADES ATÔMICAS
Fonte: https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/raio-atomico.htm
TÓPICO 2
» A perda ou ganho de elétrons irá modificar o raio
atômico.
» Ganho de elétrons, ocorre aumento do raio por conta
da repulsão elétron-elétron da eletrosfera,
aumentando o raio quando passa para sua forma
aniônica.
» A retirada de elétrons (cátions), diminui a repulsão
elétron-elétron e aumenta a atração do núcleo pela
eletrosfera. Com isso, diminui o raio quando passa para
a forma catiônica.
» PROPRIEDADES ATÔMICAS
Fonte: https://pt.slideshare.net/YuriJos/aula-01-propriedades-peridicasppt
TÓPICO 2
» A ENERGIA DE IONIZAÇÃO é a energia mínima aplicada sobre
um determinado átomo na sua forma isolada (gasosa) e no
seu estado fundamental para que um elétron seja retirado da
sua eletrosfera.
» Como podemos ver na imagem, o Mg no seu estado gasoso,
ao receber uma determinada energia (primeira energia de
ionização), perde um elétron e se transforma em um cátion.
» Para remover mais de um elétron da camada de valência,
aplica-se maior energia para retirar um segundo elétron, esta
quantidade de energia é chamada de segunda energia de
ionização.
» Para retirar um terceiro elétron é necessário aplicar maior
energia e assim por diante.
» PROPRIEDADES ATÔMICAS
Fonte: https://www.slideserve.com/said/tabela-peri-dica
TÓPICO 2
» Nos períodos a energia de ionização tende a aumentar da
esquerda para a direita. Com o aumento do número atômico,
ocorre a diminuição do raio. Assim, a eletrosfera está mais
atraída pelo núcleo, sendo necessária uma maior quantidade
de energia para remover os elétrons.
» Nos grupos ocorre um aumento da energia de ionização de
baixo para cima da tabela periódica. Porque estamos
acrescentando uma camada externa no átomo. Com isso, o
átomo com maior número de camadas possui maior
distanciamento entre núcleo e eletrosfera e, portanto, menor
energia será necessária para a retirada do elétron de
valência.
» PROPRIEDADES ATÔMICAS
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/12448990/
TÓPICO 2
» AFINIDADE ELETRÔNICA é a energia liberada por um elemento em
sua forma isolada e fundamental para ser capaz de receber um
elétron.
» Nos períodos, ocorre um aumento do valor numérico e negativo da
esquerda para a direita, em direção aos gases nobres. Ao acrescentar
elétrons na camada de valência, fica próximo de completar o octeto,
e, portanto, maior a tendência em receber elétrons.
» Já, dentro de um mesmo grupo, ocorre um aumento do valor
numérico e negativo dos valores de energia de baixo para cima, pois
aumenta uma camada energética, e diminuí a distância do núcleo
(carga positiva) e da eletrosfera (carga negativa). Dessa maneira, o
núcleo atrai com menos efetividade mais um elétron para a camada
de valência, resultando em uma baixa afinidade eletrônica.
» PROPRIEDADES ATÔMICAS
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/12448990/
TÓPICO 2
» A densidade é a razão entre a massa e o Volume.
𝑑 =
𝑚
𝑉
» Dentro da tabela periódica, a densidade tende a
aumentar das extremidades para o centro da tabela
periódica. Já dentro de um mesmo grupo, o aumento
da densidade ocorre de cima para baixo,
acompanhando o aumento do número atômico.
» PERIODICIDADE NAS 
PROPRIEDADES FÍSICAS: 
DENISIDADE E PONTO DE 
FUSÃO
Fonte: http://www.maisbolsas.com.br/enem/quimica/propriedades-da-materia-densidade
TÓPICO 2
» Já o PONTO DE FUSÃO é a temperatura em que o
sólido começa a se transformar em líquido até a sua
passagem completa à fase líquida, ou fusão.
» Existem vários máximos e mínimos de temperatura do
ponto de fusão dentro de períodos e grupos da tabela
periódica. Esse comportamento está relacionado com a
configuração eletrônica dos elementos. Percebemos
isso quando observamos os gases nobres, que
apresentam valores mínimos de temperatura no ponto
de fusão, devido à sua alta estabilidade e baixa
reatividade. Como por exemplo o Xenônio que está
abaixo de zero.
» PERIODICIDADE NAS 
PROPRIEDADES FÍSICAS: 
DENISIDADE E PONTO DE 
FUSÃO
Fonte: caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Os metais estão posicionados mais à esquerda da
tabela periódica possuem como características o brilho
metálico, baixa energia de ionização e baixa afinidade
eletrônicas, são bons condutores de calor e
eletricidade. Com isso, formam facilmente cátions.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://blogdoenem.com.br/quimica-revisao-fuvest/
Fonte: https://conhecimentocientifico.r7.com/metais/
TÓPICO 3
» Nos elementos representativos a carga do íon será
igual ao n° de elétrons perdido pelo elemento, vamos
analisar como exemplo a imagem do elemento sódio:
que é um elemento do grupo 1, com 1 elétron na
camada de valência, ele irá formar um cátion
monovalentes porqueperde 1 elétron e, assim ocorre
para os elementos representativos.» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://www.topperlearning.com/answer/show-the-
diagrammatically-the-electron-distribution-in-a-sodium-atom-
and-a-sodium-ion-and-also-give-their-atomic-no/w44uye11
TÓPICO 3
» Já os elementos de transição, por apresentarem a
camada d, podem formar mais de um íon, como por
exemplo o Fe, onde o Fe2+ ocorre pela perda dos
elétrons 4s2, já Fe3+ ocorre pela perda de dois elétrons
do 4s2 e 1 elétron do 3d6 ficando 3d5.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://www.makethebrainhappy.com/2020/03/how-
many-valence-electrons-are-in-an-atom-of-iron.html
TÓPICO 3
» Os semi-metais, também chamados de metaloides
possuem características intermediárias entre os metais
e não metais. E por isso, podem ter algumas
características metálicas e não metálicas ao mesmo
tempo, como é o caso do elemento silício que tem a
aparência de um metal, porém é quebradiço e é
considerado o pior condutor entre os elementos
metálicos.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://www.youtube.com/watch?v=vjzftdfC_A4
Fonte: https://blogdoenem.com.br/quimica-revisao-fuvest/
TÓPICO 3
» Já os não metais são bons isolantes, pois ao contrário
dos metais possuem, em geral, baixa condutividade de
calor ou eletricidade.
» Apresentam alta afinidade eletrônica, com isso tendem
a receber elétrons, ou seja, o n° necessário para atingir
a estabilidade de um gás nobre, formando ânions.
» Como no exemplo do Cloro, que recebe 1 elétron para
atingir a estabilidade.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://querobolsa.com.br/enem/quimica/anions
Fonte: https://blogdoenem.com.br/quimica-revisao-fuvest/
TÓPICO 3
» Observem que o H não entra nessas classificações, pois
suas propriedades não se enquadram em nenhum dos
grupos, mas saibam que se pode encontra-lo em
muitas tabelas periódicas no grupo 1 ou menos
comumente no grupo 17. Porquê? Porque o H tem a
mesma configuração eletrônica de valência do
elementos do grupo 1, ns1, e forma íons com carga +1,
entretanto não é classificado como um elemento do
grupo 1 pois tem pouca semelhança com os metais
alcalinos.
» O H se assemelha mais com os halogênios não
metálicos, pois só precisa de 1 elétron para completar
sua valência, também forma íons com carga -1, e existe
na forma diatômica, como os halogênios.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://infosolda.com.br/biblioteca-digital/livros-
senai/fundamentos/114-hidrogenio
TÓPICO 3
» Grupo 1 - altamente reativos, realizam reações muito
exotérmicas, com risco de explosão do gás hidrogênio
produzido, por isso devem ser armazenados em
solventes orgânicos. Apesar de incolores em solução,
na presença de uma chama produzem coloração
característica do metal.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
Fonte: 
https://br.pinterest.com/pin/26543097177346
0355/
TÓPICO 3
» Grupo 2 - possuem alta reatividade, mas realizam
reações menos violentas que os elementos do grupo 1.
» Estes elementos possuem tendência em perder os seus
dois elétrons de valência, e, portanto, reagem com
elementos que possam receber esses elétrons.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
TÓPICO 3
» Grupo 13 - apresentam o subnível p e apresentam 3
elétrons na camada de valência.
» Uma característica importante é que neste grupo o
boro é considerado um não metal e os demais
componentes do grupo são considerados metais.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Boro
Boro
TÓPICO 3
» Grupo 14 - possuem um caráter mais não metálico do
que os do grupo 13. Todos os elementos possuem
quatro elétrons na camada de valência.
» O elemento carbono recebe o maior destaque do
grupo, pois está presente em grande abundância na
crosta terrestre, nos seres vivos e no meio ambiente.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono
Carbono
TÓPICO 3
» Grupo 15 - O nitrogênio é o único elemento gasoso do
grupo, os demais são sólidos.
» Bismuto - único metal do grupo.
» Arsênio e o antimônio são semi-metais.
» Nitrogênio e fósforo são classificados como não metais.
Os elementos possuem cinco elétrons na camada de
valência, por conta disso, tendem a compartilhar
elétrons para atingir a estabilização (oito elétrons),
normalmente através de ligações covalentes.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
TÓPICO 3
» Grupo 16 - o oxigênio, enxofre e selênio são não
metais, o telúrio apresenta algumas características
metálicas e é considerado um semimetal, e o polônio é
radioativo e metálico.
» Estes elementos possuem seis elétrons na sua camada
de valência.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
TÓPICO 3
» Grupo 17 - é constituído pelos elementos flúor, cloro,
bromo e astato. Este último, por ser radioativo e raro,
ainda não tem todas as suas propriedades conhecidas.
» A configuração eletrônica nos informa que há sete
elétrons na camada de valência, portanto, elementos
do grupo dos halogênios necessitam somente de um
elétron para completar o octeto e ficar estáveis.» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
TÓPICO 3
» Grupo 18 - todos os elementos são gases na
temperatura ambiente e classificados como não
metais.
» A camada de valência dos gases nobres está
completamente preenchida. Por isso, são
extremamente estáveis e não reativos, apresentando
elevada energia de ionização, sendo necessário aplicar
muita energia para retirar um elétron de sua camada
de valência devidamente preenchida.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 E 18
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/775463629563357121/
TÓPICO 3
» Os elementos de transição podem ser subdivididos em
elementos de transição externa, os quais apresentam o
subnível d incompleto e elementos de transição
interna que apresentam o subnível f incompleto.
» Ambos apresentam caráter metálico.
» Observe no exemplo que o elemento ferro possui o
subnível d incompleto, com 6 elétrons e, por isso é
classificado como elemento de transição externa.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
DE TRANSIÇÃO: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 E 12
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/distribuicao-eletronica-ions.htm
TÓPICO 3
» Os elementos de transição, por possuírem os subníveis
d e f incompletos, são capazes de obterem facilmente
mais de um estado de oxidação, por exemplo, o
manganês possui 6 estados de oxidação, variando do
+2 ao +7.
» Devido isto, os elementos de transição (principalmente
os de transição externa) são capazes de realizar
inúmeras ligações, caracterizando um grupo enorme
de possíveis compostos, como veremos na próxima
unidade do caderno.
» QUÍMICA DOS ELEMENTOS 
DE TRANSIÇÃO: 
PROPRIEDADES, 
CARACTERÍSTICAS E 
APLICAÇÕES DOS 
ELEMENTOS DOS GRUPOS: 
3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 E 12
Fonte: http://sqbf.ufabc.edu.br/disciplinas/nh1302-2010/aula12.pdf
QUÍMICA DOS METAIS DE TRANSIÇÃO , COMPOSTOS 
DE COORDENAÇÃO E TEORIAS DE LIGAÇÃO
QUÍMICA DOS METAIS 
DE TRANSIÇÃO
• INTRODUÇÃO
• IMPORTÂNCIA
• CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO
COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO
• TEORIA WERNER
• NÚMERO DE 
COORDENAÇÃO E 
GEOMETRIA
• DETERMINAÇÃO DO 
NOX DO ÁTOMO 
CENTRAL
• PRINCIPAIS 
LIGANTES
• NOMENCLATURA 
DOS COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO
TEORIAS DE LIGAÇÃO 
ENTRE METAIS E 
LIGANTES
• TEORIA DA LIGAÇÃO 
DE VALÊNCIA
• TEORIA DO CAMPO 
CRISTALINO
• TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
UNIDADE 
2
TÓPICO 1
» Os metais de transição são definidos como elementos capazes de formar íons, com
um orbital d incompleto. Na imagem podemos ver a localização dos elementos de
transição na tabela periódica. No grupo 12, os elementos apresentam o orbital d
completo.
» INTRODUÇÃO
Fonte: https://www.tabelaperiodicacompleta.com/metais-de-transicao/
d
TÓPICO 1
» Estes elementos são classificados como metais, com isso, possuem as
características de qualquer metal típico, como boa condução de calor e
eletricidade, aparência brilhosa, alguns são moles e outros duros, também são
resistentes e dúcteis. Podem ser encontrados na forma isolada ou na forma de
liga metálica. Como podemos ver nas imagens o elemento níquel e ligas
metálicas.
» IMPORTÂNCIA
Fonte: 
https://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%ADquel#:~:text=N%C3%ADquel%20
%C3%A9%20um%20elemento%20qu%C3%ADmico,da%20Classifica%C3%
A7%C3%A3o%20Peri%C3%B3dica%20dos%20Elementos.
Fonte: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-
geral/ligas-metalicas.htm
Níquel
Ligas metálicas
TÓPICO 1
» O número de oxidação (NOX) de um elemento nos ajuda a entender quantos elétrons
foram perdidos ou ganhos em uma reação química.
» Como podemos ver na imagem, em uma reação de oxidação, o elemento perde
elétrons, aumentando o NOX.
» Já em uma reação de Redução, o elemento ganha elétrons, diminuindo O NOX.» CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Fonte: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm
TÓPICO 1
» Conhecer os possíveis estados de oxidação que o metal
pode ser encontrado, nos auxilia a prever a maneira
que ele pode realizar ligações, bem como, as diferentes
propriedades associadas ao número de oxidação dos
elementos químicos.
» Metais de transição não seguem um determinado
padrão dentro de um grupo ou período para o estado
de oxidação, como os elementos representativos e,
muitos deles possuem a capacidade de formar
diferentes tipos de íons. Esse comportamento pode ser
justificado pela presença de elétrons no orbital d, que
pode acomodar até 10 elétrons.
» CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
TÓPICO 1
» Podemos ver nas imagens, a variação do estado de
oxidação para os metais de transição no primeiro,
segundo e terceiro período da tabela periódica,
respectivamente. Notem que alguns elementos
apresentam até 8 estados de oxidação, como é o caso
do rutênio e do ósmio.
» CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 1
» Como calculamos o NOX para átomos e moléculas?
» Vamos observar a reação de oxirredução entre zinco e
cobre:
» Como avaliamos a troca de elétrons entre essas
espécies? Íons metálicos na forma de substância
simples, neutra e sólida, como o Zn e Cu, recebem o
NOX igual a ZERO.
» Os demais elementos possuem carga +2. O valor de
NOX para substâncias simples e com carga é igual ao
valor da sua carga, ou seja, para os dois elementos o
NOX é igual a DOIS.
» CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Fonte: https://estudafq.pt/cursos-profissionais/modq5/
TÓPICO 1
» O zinco passa de NOX zero para NOX +2, isso quer dizer
que houve aumento no valor do NOX e, PERDA de dois
elétrons, portanto sofreu uma reação de OXIDAÇÃO.
» O cobre passa de NOX +2 para NOX ZERO, isso quer
dizer que houve diminuição no valor numérico do NOX
e, GANHO de dois elétrons, portanto, houve uma
reação de REDUÇÃO.» CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Fonte: https://estudafq.pt/cursos-profissionais/modq5/
TÓPICO 1
» Mas como calculamos o NOX quando a reação ocorre
entre moléculas?
» Nesses casos, não ocorre o recebimento e a doação de
elétrons, pois o átomo está ligado covalentemente a
outros átomos.
» Porém, podemos calcular o NOX teórico dos elementos
constituintes da molécula.
» Vamos analisar o exemplo apresentado na imagem.
» Como HCl é uma molécula neutra, ou seja, não há
carga na sua representação, a soma do NOX dos
átomos individuais deve ser igual a zero, ou seja, a
soma do NOX do H q é = +1 + o NOX do Cl q é
desconhecido tem que ser = a ZERO. Isso quer dizer
que o NOX do cloro deve ser igual a -1 para manter a
neutralidade da molécula:
» CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Fonte: Caderno inorgânica
= 0
TÓPICO 1
» Agora, como proceder quando a molécula tem carga?
» Neste caso, o somatório do NOX dos átomos será igual
à carga total da molécula. Como podemos ver neste
exemplo, a carga é igual a menos 4.
» Sabemos que o oxigênio possui NOX igual a menos 2,
com isso, devemos multiplicar o número de átomos de
oxigênio presentes na fórmula que é 7 por menos 2 e,
obtemos o valor de menos 14.
» Para que o somatório dos valores de NOX seja igual a
menos 4, o NOX do fósforo deve ser igual a mais 10,
que dividindo pelo número de átomos de fósforo
presentes na molécula que é 2, obtemos o valor de
mais 5.
» CARACTERÍSTICAS E 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» Os compostos de coordenação são formados por um
metal ou íon e ligantes que são moléculas, átomos ou
íons.
» Sua ligação está baseada no modelo ácido-base de
Lewis, no qual, o metal ACEITA pares de elétrons do
ligante, e o ligante atua como uma base de Lewis, ou
seja, DOA pares de elétrons para o metal.
» A figura apresentada mostra um modelo geral dos
compostos de coordenação.
» TEORIA DE WERNER
TÓPICO 2
» Os primeiros relatos científicos dos compostos de
coordenação foram feitos por Werner em 1883, sendo
que esses compostos eram utilizados como corantes,
como podemos ver nas imagens, o azul da Prússia e a
aureolina.
» TEORIA DE WERNER
AureolinaAzul da Prússia
Fonte: 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Azul_da_pr%
C3%BAssia
Fonte: 
https://es.wikipedia.org/wiki/Aureolina
TÓPICO 2
» Atualmente, estudos sobre esses compostos são de
grande importância pois estão relacionados a vários
setores industriais, bem como no desenvolvimento de
novas medicamentos e também presente em
moléculas vitais para o nosso organismo como por
exemplo a hemoglobina.
» TEORIA DE WERNER
Fonte: https://www.infoescola.com/sangue/hemoglobina/
TÓPICO 2
» Naquela época, Werner buscava entender como
ocorriam as ligações entre metais e seus ligantes,
queria explicar como os elementos que possuem mais
de um número de oxidação, mesmo quando já
neutralizados por outros elementos, ainda de alguma
forma reagiam com outras moléculas.
» Nos seus estudos, realizou testes com compostos de
cobalto e, conseguiu identificar que existem íons
ligados diretamente ao íon central, que não estão livres
e outros íons fora desta ligação, que estão livres.
» Sua pesquisa ficou conhecida como teoria de Werner e
explica como estes compostos estão organizados
espacialmente.
» O primeiro postulado da teoria de Werner diz que a
maioria dos metais possuem dois tipos de valência: a
valência primária que está relacionada ao NOX e a
valência secundáriaque está relacionada ao número
de coordenação
» TEORIA DE WERNER
Fonte: caderno de inorgânica
TÓPICO 2
» O segundo postulado diz que todos os elementos
tendem a satisfazer tanto às valências primárias
quanto às secundárias.
» Nos informa também que o número de coordenação é
sempre uma constante, como podemos ver na
imagem, que ao trocar uma amônia por um cloro o n°
de coordenação continua sendo 6, passando a amônia
para a valência primária e o cloro para a secundária.
» TEORIA DE WERNER
Fonte: 
https://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCa
talago/14260307062016Quimica_de_Coordenacao_A
ula_3.pdf
TÓPICO 2
» O terceiro postulado de Werner diz que as valências
secundárias estão dirigidas para posições fixas no
espaço.
» Com isso, relaciona a estrutura espacial ao número de
coordenação dos compostos, ou seja, diz que as
posições espaciais são fixas e variam de acordo com o
número de coordenação.
» Compostos com número de coordenação igual a 1 são
muito raros.
» Com número de coordenação igual a 2 a geometria é
linear. A Ag+ possui a configuração eletrônica d10 e, a
geometria que obedece a repulsão dos elétrons da
camada de valência é a linear.
» TEORIA DE WERNER
» NÚMERO DE COORDENAÇÃO 
E GEOMETRIA
Fonte: https://www.vectorstock.com/royalty-free-
vector/periodic-table-element-silver-icon-vector-
11206091
[Ag(NH3)2]
+
Fonte: 
http://wiki.chemprime.chemeddl.org/articles/a/g/(/F
ile~Ag(NH3)2%2B.jpg_7360.html
Linear
Fonte: https://agracadaquimica.com.br/geometria-
molecular-quadro-e-excecoes-a-regra-do-octeto/
TÓPICO 2
» Para o número de coordenação igual a 3, a geometria é
a trigonal planar. Como podemos ver nas imagens,
ligantes volumosos como a trifenilfosfina podem
favorecer o número de coordenação igual a 3, devido
ao impedimento estérico da estrutura.
» NÚMERO DE COORDENAÇÃO 
E GEOMETRIA
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Trifenilfosfina
Fonte: 
https://www.slideshare.net/fauzanik/struktur-
danisomer2
Fonte: https://agracadaquimica.com.br/geometria-
molecular-quadro-e-excecoes-a-regra-do-octeto/
Trifenilfosfina
[Au(PPh3)3]
+
TÓPICO 2
» Compostos com número de coordenação 4
normalmente assumem geometria tetraédrica ou
quadrado planar.
» Compostos com número de coordenação igual a 5
apresentam geometria trigonal bipiramidal e
piramidais quadrados.
» NÚMERO DE COORDENAÇÃO 
E GEOMETRIA
Fonte: https://agracadaquimica.com.br/geometria-
molecular-quadro-e-excecoes-a-regra-do-octeto/ Fonte: caderno de inorgânica
Fonte: https://agracadaquimica.com.br/geometria-
molecular-quadro-e-excecoes-a-regra-do-octeto/
TÓPICO 2
» Compostos com número de coordenação igual a 5
apresentam geometria trigonal bipiramidal e
piramidais quadrados.
» Compostos com número de coordenação igual a 6, a
geometria mais comum, é a octaédrica.
» NÚMERO DE COORDENAÇÃO 
E GEOMETRIA
Fonte: https://agracadaquimica.com.br/geometria-
molecular-quadro-e-excecoes-a-regra-do-octeto/ Fonte: caderno de inorgânica
Fonte: 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Geometria_molecular_
octa%C3%A9drica
Fonte: caderno de inorgânica
TÓPICO 2
» Compostos com número de coordenação igual a 7 a
geometria é a bipiramidal pentagonal.
» Compostos com número de coordenação igual a 8 a
geometria é dodecaédrica.
» NÚMERO DE COORDENAÇÃO 
E GEOMETRIA Fonte: 
https://en.wikipedia.org/wiki/Pentagonal_bipyramid
al_molecular_geometry
Fonte: caderno de inorgânica
TÓPICO 2
» Como determinamos o NOX do átomo central?
» Considere o seguinte exemplo apresentado nas
imagens. Sabemos que o elemento cloro que tem NOX
menos 1 está na valência primária e atua como
neutralizador das cargas. Então poderíamos reescrever
o composto sem o contraíon cloro, ficando apenas o
íon complexo. Como sabemos que o ligante água é
neutro, podemos inferir que o NOX do titânio é igual a
mais 3.
» DETERMINAÇÃO DO NOX DO 
ÁTOMO CENTRAL
Fonte: 
https://slideplayer.com.br/slide/335381/
[Ti(H2O)6]Cl3
(Cl)3
[Ti(H2O)6]
+3
Valência 
primária
TÓPICO 2
» Os ligantes podem ser espécies aniônicas, moleculares
e muito raramente catiônicos, pois devem atuar como
bases de Lewis, doando pares de elétrons para o metal.
» os ligantes podem ser monodentados, bidentados,
tetradentados, pentadentados, hexadentados ou
polidentados, como podemos ver na imagem.
» PRINCIPAIS LIGANTES
Fonte: caderno de inorgânica
TÓPICO 2
» Através da nomenclatura correta podemos descobrir
quem é o átomo central, qual estado de oxidação e
quem são os ligantes.
» A 1° regra refere-se a representação da fórmula
molecular, onde deve-se escrever primeiramente o
cátion e depois os ligantes.
» Quando os ligantes são formados por grupos de
átomos, escreve-se entre parênteses. O átomo central
e os ligantes devem ser colocados entre colchetes.
» NOMENCLATURA DOS 
COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO
Cloreto de diaminoprata (I)→ [Ag(NH3)2]Cl
Cátion
Ligantes
Contra 
íon
Fonte: Autora
TÓPICO 2
» A 2° regra refere-se a representação da nomenclatura
na hora de se escrever o nome por extenso dos
compostos de coordenação. Nesse caso, devemos
escrever primeiro os ligantes e depois o metal.
» A 3° regra refere-se a representação da nomenclatura
quanto a quantidade de ligantes, a qual é definida pelo
prefixo antes do nome do ligante.
» NOMENCLATURA DOS 
COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO
Sulfato de tetraminocobre (II)→ [Cu(NH3)4]SO4
MetalLigantesContra 
íon Fonte: Autora
Fonte: caderno de inorgânica
TÓPICO 2
» A 4° regra referente a representação da nomenclatura
diz que os ligantes são geralmente escritos em ordem
alfabética, de acordo com o nome do ligante e não do
prefixo.
» A 5° regra referente a representação da nomenclatura
diz que deve-se indicar o número de oxidação do
átomo central.
» NOMENCLATURA DOS 
COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO
Tetraaminodiclorocobalto (III)→ [Co(NH3)4Cl2]
Ordem alfabética de acordo com o nome do ligante
Fonte: Autora
Tetraminoplatina (II)→ [Pt(NH3)4]
2+
Fonte: Autora
TÓPICO 2
» A 6° regra referente a representação da nomenclatura
diz que na presença de isômeros é necessário indicar a
nomeação do mesmo no início da nomenclatura.
» NOMENCLATURA DOS 
COMPOSTOS DE 
COORDENAÇÃO
Fonte: https://www.slideshare.net/caneman1/new-chm-
152unit10coordinatonchemistrypowerpointssp13-31369782
cis-diaminodicloroplatina(II)→ cis-[Pt(NH3)2Cl2]
Compostos cis possuem os 
ligantes iguais em um 
mesmo lado do plano 
espacial
Compostos trans
apresentam ligantes iguais 
em lados opostos do plano 
espacial
TÓPICO 3
» Na teoria da ligação de valência, as ligações químicas
entre dois átomos acontecem com a sobreposição dos
orbitais de valência, onde cada par de elétrons ocupa
um orbital de um átomo simultaneamente.
» Mas como ocorre esse compartilhamento? quando os
orbitais contendo os elétrons se superpõem, ou seja,
compartilham uma região no espaço, a densidade
eletrônica que é os elétrons dos átomos, se
concentram entre os núcleos.
» Os dois átomos de hidrogênio, separados em azul,
possuem um orbital s contendo um elétron cada um. À
medida que se atraem, seus orbitais s são superpostos
e a densidade eletrônica aumenta entre os núcleos, ou
seja, a quantidade de elétrons entre os núcleos
aumenta. Uma vez que esses elétrons são atraídos
simultaneamente pelos dois núcleos, os átomos
permanecem unidos, formando uma ligação do tipo
covalente.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte:https://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/11021817012017Quimica_Inorganica_I_
aula_06.pdf
TÓPICO 3
» Podemos aplicar o mesmo raciocínio para outras
moléculas que possuam outros tipos de orbitais, como
a molécula do ácido clorídrico, representada em azul e
vermelho. Sabemos que o hidrogênio possui somente
1 elétron e sua configuração eletrônica é 1s1. Já o
cloro, possui configuração de valência de 3s23p5. Dessa
forma, na intenção de preencher o orbital p do cloro, o
orbital s do H e o orbital p do cloro se superpõem para
formar uma ligação covalente.
» O mesmo comportamento pode ser visto ainda na
imagem em vermelho para a molécula de cloro (Cl2),
onde ocorre a superposiçãodos dois orbitais p de cada
átomo para formar a ligação covalente.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte:https://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/11021817012017Quimica_Inorganica_I_
aula_06.pdf
TÓPICO 3
» A medida em que ocorre a aproximação de dois
átomos de hidrogênio distantes um do outro, os
núcleos positivos atraem a eletrosfera negativa do
átomo vizinho, ao mesmo tempo em que as duas
eletrosferas negativas se repelem. Mas como a força
de atração núcleo-eletrosfera é maior que a repulsão
eletrosfera-eletrosfera, a atração ocorre e os átomos se
aproximam.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: https://pt.slideshare.net/Taline21/aula-18-teoria-da-ligacao-de-valencia
TÓPICO 3
» À medida que os átomos se aproximam, a repulsão
entre eletrosfera eletrosfera aumenta e a energia
potencial do sistema começa a diminuir. Isso ocorre até
um certo ponto de distância entre os átomos, onde a
energia de atração entre núcleos e eletrosferas é igual
à força de repulsão entre as eletrosferas. Essa distância
entre os núcleos é chamada de comprimento de
ligação.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: https://pt.slideshare.net/Taline21/aula-18-teoria-da-ligacao-de-valencia
TÓPICO 3
» Para compreender a geometria desses compostos,
precisamos entender que a superposição de orbitais
atômicos formam os orbitais híbridos, que
diferenciam-se apenas pela forma diferente dos
orbitais originais e esse processo é chamado de
hibridização.
» É importante frisar que o número de orbitais não é
alterado! O que muda é apenas o formato após a
superposição.
» Para entendermos os orbitais híbridos sp, vamos
analisar a molécula do fluoreto de berílio.
» Primeiramente vamos avaliar a distribuição eletrônica
para o Berílio e o flúor.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fontehttps://isoscience2.wordpress.com/2016/09/03/modelo-
quantico-essenciais-da-fisica-2-e-essenciais-da-quimica-5/
4Be
9F
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» O berílio, para ser capaz de realizar ligações com o
flúor precisa promover um elétron para a camada mais
externa:
» Agora o berílio é capaz de aceitar dois elétrons, um de
cada flúor, para formar duas ligações covalentes. Como
podemos ver na imagem, a geometria da molécula é
explicada porque o orbital 2s e o orbital 2p do berílio
se misturam para gerar dois novos orbitais, chamados
de orbitais híbridos sp.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: Caderno inorgânica
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Vamos analisar a formação do orbital hibridizado sp.
» Esses dois novos orbitais possuem lóbulos de
proporções diferentes (um lóbulo é maior que o outro)
e idênticos no formato. Os dois apontam para sentidos
diferentes no plano.
» Quando juntos, justificam a geometria linear da
molécula de BeF2
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: https://www.quimicasuprema.com/2013/09/hibridizacao-de-orbitais.html
Fonte: 
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?attachment_id=567
TÓPICO 3
» Para compreendermos os orbitais híbridos sp2 vamos
analisar a molécula do trifluoreto de boro como
exemplo.
» Podemos ver mais à esquerda a distribuição do átomo
de boro no seu estado fundamental, que ao receber
energia, desloca o elétron do orbital s para o orbital p.
Quando ocorre a hibridização, um orbital s se mistura
com dois orbitais p, e obtemos o orbital hibridizado
sp².
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/hibridizacao-
boro.htm
Fontehttps://isoscience2.wordpress.com/2016/09/03/modelo-
quantico-essenciais-da-fisica-2-e-essenciais-da-quimica-5/
9F
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Os três orbitais sp² localizam-se no mesmo plano,
afastados 120º.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: https://www.quimicasuprema.com/2013/09/hibridizacao-de-orbitais.html
TÓPICO 3
» Vamos usar o mesmo raciocínio para a molécula de
metano. Podemos ver nas imagens, a distribuição
eletrônica para o hidrogênio e carbono.
» A esquerda a distribuição do átomo de C na camada de
valência, que ao receber energia, desloca 1 elétron do
orbital s para o orbital p, com isso, obtemos o orbital
hibridizado sp3.
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: 
https://pir2.forumeiros.com/t113611
-carbono
1H – 1s
1
Fonte: Autora
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Cada um dos orbitais sp³ formados aponta para uma
direção do plano, fornecendo a geometria tetraédrica:
» TEORIA DA LIGAÇÃO DE 
VALÊNCIA
Fonte: 
https://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/11021817012017Quimica_Inorganic
a_I_aula_06.pdf
TÓPICO 3
» Já a teoria do campo cristalino diz que o que existe
entre o íon central e os seus ligantes é a interação
eletrostática, pois os ligantes são bases de Lewis e
possuem carga negativa que irá repelir os elétrons do
orbital d do metal.
» Vamos imagine um metal M, com orbital d
semipreenchido. Quando os ligantes se aproximam
desse metal (que é um ácido de Lewis e contêm
elétrons), ocorre uma repulsão entre os elétrons do
ligante e os elétrons do metal.
» Quando ocorre a aproximação dos ligantes, acontece a
repulsão entre os elétrons e a energia dos orbitais
aumenta.
» TEORIA DO CAMPO 
CRISTALINO
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Porém, essa aproximação pode se dar de duas
maneiras: de maneira frontal dos orbitais d (maior
repulsão) e de maneira entre os lóbulos dos orbitais d
(menor repulsão).
» A energia dos orbitais se altera quando a ligação se
forma.
» TEORIA DO CAMPO 
CRISTALINO
Fonte: Caderno inorgânica
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Com isso, os orbitais que possuem alinhamento frontal
com os ligantes irão possuir mais energia, e são
chamados de orbitais eg. Já os orbitais que não estão
sobre o eixo e possuem alinhamento não frontal,
possuem menor repulsão dos elétrons e seus orbitais
possuem menor energia e são chamados de t2g.
» Essa diferença de energia entre os orbitais eg e t 2g é
chamada de desdobramento do campo cristalino.
» A teoria do campo cristalino é bastante útil para que
possamos entender como acontecem as ligações
químicas entre o metal e seu ligante, porém ainda
apresenta falhas quanto a força dos ligantes.
» TEORIA DO CAMPO 
CRISTALINO
TÓPICO 3
» Para entendermos a teoria do orbital molecular, vamos
analisar a molécula de Hidrogênio. Como mostra a
imagem, utilizamos os orbitais atômicos de cada átomo
de H para formar os orbitais moleculares da molécula
de H2. Ou seja, sempre que DOIS orbitais atômicos se
superpõem, formam-se DOIS orbitais moleculares.
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/3288432/
TÓPICO 3
» Também podemos observar na imagem que no orbital
molecular ligante, ocorre o abaixamento de energia,
resultante da soma das duas funções de onda de forma
positiva, e é neste orbital onde há maior concentração
de elétrons. Neste mesmo orbital, os elétrons ali
presentes são igualmente atraídos pelo núcleo
formando a ligação covalente.
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/3288432/
TÓPICO 3
» Já o segundo orbital molecular, que é chamado de
orbital molecular antiligante, é o orbital de mais alta
energia e de menor densidade eletrônica, ou seja,
menor probabilidade de se encontrar um elétron. Em
vez de ocorrer a soma de suas funções de onda, elas
cancelam-se nessa região, separando as densidades
eletrônicas para cada um dos átomos, e, portanto,
qualquer elétron nesta região perde estabilidade.
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/3288432/
TÓPICO 3
» Mas como podemos representar os OM de uma forma
em que os elétrons da ligação possam ser visualizados?
Vamos analisar a imagem que apresenta a interação
dos dois elétrons da ligação sigma de H2 que para
qualquer molécula pode ser representada a partir do
diagrama de níveis de energia.
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
https://www.ufjf.br/quimica/files/2015/06/aula-13-
quimica-fundamental-2019-3-Teoria-dos-Orbitais-
Moleculares.pdf
TÓPICO 3
» Interpretando o diagrama de energia - à esquerda e à
direita estão os orbitais1s de cada átomo de
hidrogênio, contendo 1 elétron cada um. Quando eles
interagem, formam-se os OM da coluna do meio,
sendo o de mais baixa energia, o orbital molecular
ligante. Este orbital, por ser formado por uma ligação
sigma dos orbitais 1s, recebe o nome de orbital
molecular sigma ligante. Veja que neste orbital, que
possui menor energia, se concentram os elétrons da
ligação, chamados de elétrons ligantes. Isso quer dizer
que a molécula de H2 é mais estável (tem menor
energia) do que dois átomos de H isolados. Já o orbital
antiligante se encontra vazio, e recebe a denominação
de molecular sigma antiligante.
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
https://www.ufjf.br/quimica/files/2015/06/aula-13-
quimica-fundamental-2019-3-Teoria-dos-Orbitais-
Moleculares.pdf
TÓPICO 3
» como vemos na imagem, outra maneira de
identificarmos a estabilidade de uma ligação covalente
está relacionada ao cálculo da ordem de ligação:
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» E como devemos proceder para moléculas que
possuírem orbitais p? devemos observar os OM que
resultam da combinação dos orbitais atômicos p. Como
podemos ver na imagem, a possibilidade de
superposição frontal na letra a, sobre o eixo z),
superposição vertical (letra b, sobre o eixo x) e
superposição horizontal (letra c, sobre o eixo y) dos
orbitais p resulta sempre dois OM: σ2p ligante e σ*2p
antiligante para a ligação frontal e π2p ligante e π*2p
antiligante para as outras duas superposições laterais.
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/12243625/
TÓPICO 3
» Para elementos que possuam tanto o orbital s quanto
o orbital p devemos combinar esses orbitais para
desenvolver o diagrama de níveis de energia.
» Podemos observar na figura que os orbitais 2s
possuem MENOR energia que os orbitais 2p. Mesmo o
orbital antiligante 2s possui menor energia do que o
orbital ligante do 2p.» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/12243625/
TÓPICO 3
» Quando colocamos uma substância em contato com
um campo eletromagnético, seu comportamento será
resultante da distribuição dos seus elétrons, como
vemos na imagem.
» No paramagnetismo: As moléculas possuem em sua
estrutura um ou mais elétrons desemparelhados que
podem ser atraídos por um campo magnético.
» No diamagnetismo: As moléculas não possuem
elétrons desemparelhados com isso, não sofrem
atração por campo eletromagnético.
» TEORIA DO ORBITAL 
MOLECULAR
Fonte: https://slideplayer.com.br/slide/12243625/
REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE 
COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE 
ORGANOMETÁLICOS E BIOINORGÂNICA
EQUILÍBRIO DE 
COORDENAÇÃO
• INTRODUÇÃO
• COMPLEXOS LÁBEIS E 
INERTES
• DETERMINAÇÃO DA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE 
(FORMAÇÃO) E SUAS 
CARACTERÍSTICAS
REAÇÕES DE 
SUBSTITUIÇÃO DE 
LIGANTES
• MECANISMO 
DISSOCIATIVO
• MECANISMO 
ASSOCIATIVO
• MECANISMO DE 
ESFERA INTERNA E 
EXTERNA
• MECANISMO DE 
SUBSTITUIÇÃO EM 
OCTAEDROS
• MECANISMO DE 
SUBSTITUIÇÃO EM 
QUADRADO 
PLANARES
• EFEITO TRANS
QUÍMICA DE 
ORGANOMETÁLICOS E 
BIOINORGÂNICA
• INTRODUÇÃO
• CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS 
ESTÁVEIS
• NOMENCLATURA, 
PRINCIPAIS LIGANTES 
E APLICAÇÕES
• INTRODUÇÃO À 
QUÍMICA 
BIOINORGÂNICA
UNIDADE 
3
TÓPICO 1
» Os compostos de coordenação são formados por um
metal ou íon e ligantes, que podem ser moléculas,
átomos ou íons. E sua ligação está baseada no modelo
ácido-base de Lewis.
» As reações envolvendo compostos de coordenação
acontecem muitas vezes através da substituição de
seus ligantes, que em geral ocorrem rapidamente e são
facilmente identificadas pelo surgimento de cores
diferentes.
» INTRODUÇÃO
» COMPLEXOS LÁBEIS E 
INERTES
Fonte: https://www.slideshare.net/larissacadorin1/compostos-de-coordenao-79461631
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Composto_de_coordena%C3%A7%C3%A3o
TÓPICO 1
» A velocidade da reação depende do íon metálico, ou
seja, do seu raio iônico e de sua carga.
» Quanto maior o valor de sua carga e menor for o seu
raio, mais forte é a ligação entre metal-ligante.
» Quanto maior o raio e menor a carga, mais fraca é a
ligação entre metal-ligante, facilitando a sua troca.
» COMPLEXOS LÁBEIS E 
INERTES
íon 
metálico
raio iônico
carga
Fonte: Autora
carga
raio
M Ligante
Fonte: Autora
raio
carga
M Ligante
Fonte: Autora
TÓPICO 1
» Com isso, definiu-se que compostos que trocam
facilmente seus ligantes são chamados de lábeis e,
compostos que trocam com mais dificuldade seus
ligantes são chamados de inertes. Para entendermos
melhor, vamos analisar a imagem:
» COMPLEXOS LÁBEIS E 
INERTES
Fonte: https://conhecimentocientifico.r7.com/reacoes-quimicas/
TÓPICO 1
» A esquerda da figura, temos os reagentes AB e CD, que
ao se chocarem, geram um estado de maior energia,
chamado de complexo ativado. Neste momento, as
ligações dos reagentes estão sendo enfraquecidas ao
mesmo tempo em que novas ligações são formadas.
Após, a energia diminui para a formação dos produtos.
» Podemos dizer então que, um complexo lábil, que
troca rapidamente seus ligantes, possui uma energia
de ativação muito baixa, enquanto que um complexo
inerte possui uma maior energia de ativação para a
troca dos ligantes.
» COMPLEXOS LÁBEIS E 
INERTES
Fonte: https://conhecimentocientifico.r7.com/reacoes-quimicas/
TÓPICO 1
» Agora que já compreendemos como é um composto de
coordenação, vamos estudar o equilíbrio químico de
formação destes composto.
» Primeiramente, vamos analisar o exemplo genérico de
uma reação reversível:
» O que essa equação quer nos dizer? Nos diz que a
reação direta é A se transformando em B e que a
reação inversa é B se transformando em A. Ambas as
reações podem acontecer, mas se a reação direta for
favorecida, teremos mais a presença de B do que de A.
Porém, se a reação inversa for favorecida, teremos
mais a presença de A do que a de B.
» DETERMINAÇÃO DA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) 
E SUAS CARACTERÍSTICAS
» EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: http://quimicaetevm.blogspot.com/2011/10/representacao-
reacao-reversivel.html
TÓPICO 1
» O conceito de equilíbrio químico nos diz que duas reações
estão em equilíbrio quando a VELOCIDADE da reação
direta é igual à VELOCIDADE da reação inversa.
» O que isso quer dizer? Isso quer dizer que B é formado na
mesma velocidade em que B é decomposto. Em equilíbrio
é a velocidade que é igual e não a quantidade de A e B.
» No primeiro quadro, temos os reagentes, representados
por D, em maior quantidade se convertendo em produtos,
que estão representados por E, a uma determinada
velocidade. À medida que a quantidade de E aumenta,
como vemos no quadro do meio, com a mesma
velocidade, E é novamente convertido em D (no quadro
da direita). Dessa maneira, fica claro que o equilíbrio não
é atingido quando as quantidades de D e E são as
mesmas, e sim, quando as velocidades de conversão entre
produtos e reagentes se tornam as mesmas.
» DETERMINAÇÃO DA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) 
E SUAS CARACTERÍSTICAS
» EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Caderno de Inorgânica 
TÓPICO 1
» A constante de equilíbrio é que nos ajudará a
entender como as concentrações de produtos e
reagentes estão distribuídas. E como ela é
calculada?
» Como podemos ver na imagem, a constante de
equilíbrio será a divisão da concentração dos
produtos elevado no seu coeficiente
estequiométrico pela concentração dos reagentes,
também elevados no seu coeficiente
estequiométrico.
» DETERMINAÇÃO DA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) 
E SUAS CARACTERÍSTICAS
» EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Caderno de Inorgânica 
TÓPICO 1
» Para que se tenha uma constante de valor alto, é
necessário que o valor dos produtos no numerador
seja maior que o dos reagentes no denominador.
Isso quer dizer que quando temos um valor
numérico de constante de equilíbrio alto, existe
maior quantidade de produto formado do que de
reagentes. Já quando o valor numérico da constante
de equilíbrio é pequeno, existe maior quantidade de
reagentes do que de produtos na reação.
» DETERMINAÇÃODA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) 
E SUAS CARACTERÍSTICAS
» EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Autora
Keq Produtos
Keq Reagentes
TÓPICO 1
» Agora que já entendemos o que é equilíbrio químico
e a constante de equilíbrio, vamos analisar o
equilíbrio químico na formação de compostos de
coordenação. Para isso, vamos considerar a seguinte
reação:
» O cloreto de prata possui uma constante de
equilíbrio igual a 1,8 x 10-10. Esse valor tão pequeno
de constante, nos diz que poucos íons prata e
cloreto estão em solução, ou seja, a maioria das
moléculas está na forma do reagente, porém a
situação muda quando adicionamos amônia a esta
solução, pois a Prata que é um ácido de Lewis
interage com a amônia que é uma base de Lewis,
deslocando o equilíbrio químico no sentido de
formação dos produtos.
» DETERMINAÇÃO DA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) 
E SUAS CARACTERÍSTICAS
» EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Caderno Inorgânica
TÓPICO 1
» Como é possível observar na imagem, temos o cloreto de
prata no béquer, e poucos íons em solução. Vemos
também a visão microscópica, onde é possível ver o
cloreto de prata sólido na forma cúbica, enquanto
pouquíssimos íons e água se encontram em solução.
» Quando adicionamos amônia a esta solução, forçamos a
prata a sair da estrutura sólida e ir para a solução, pela
afinidade com a amônia. Com isso, aumentamos a
solubilidade do sal e a formação de um novo complexo de
prata.
» DETERMINAÇÃO DA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) 
E SUAS CARACTERÍSTICAS
» EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Caderno Inorgânica
Fonte: Caderno Inorgânica
TÓPICO 1
» Como podemos calcular a constante de equilíbrio para
este complexo? Pegamos a equação química que dá
origem ao complexo e escrevemos a constante de
equilíbrio.
» Como esta constante de equilíbrio está envolvendo a
formação de um novo composto, seu nome especial
para formação de complexos é constante de formação
(kf).
» DETERMINAÇÃO DA 
CONSTANTE DE 
ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) 
E SUAS CARACTERÍSTICAS
» EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Caderno inorgânica
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» Este mecanismo, envolve a quebra de uma ligação e a
liberação de um dos constituintes da molécula. O
composto de coordenação, em uma reação do tipo
dissociativa, perde um ou mais ligantes. Normalmente,
após este tipo de reação, ocorre a inserção de um novo
ligante.
» Podemos representar este mecanismo em termos de
energia de ativação
» MECANISMO DISSOCIATIVO
Fonte: Caderno inorgânica
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» Quem comanda a entrada do novo ligante é o
impedimento estérico, ou seja, cada molécula do ligante
ocupa um certo volume espacial, e isso pode ajudar ou
atrapalhar na hora de formar a ligação com o metal.
Ligantes volumosos ficam mais impedidos de chegar
próximo ao metal que já possua um determinado n° de
ligantes.» MECANISMO DISSOCIATIVO
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» Quando um ligante se dissocia de um composto de
coordenação, e outro estericamente compatível (ou
seja, de tamanho adequado) toma o seu lugar,
dependendo de onde ele se encaixa na molécula, pode
alterar sua estereoquímica.
» MECANISMO DISSOCIATIVO
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» No exemplo, vemos o elemento x se dissociando para a
entrada do elemento y. Na parte inferior da imagem,
vemos 3 possíveis posições para a entrada de y,
representadas por 1, 2 e 3. Entretanto, a inserção de y
pelas posições 2 e 3, não é favorecida, pois já há um
ligante volumoso no composto, representado por A.
Indicando impedimento estérico nessas posições. Com
isso, o elemento Y entra na estrutura na mesma
posição do elemento x, configurando a possibilidade
número 1.
» MECANISMO DISSOCIATIVO
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» No mecanismo associativo, um ligante se aproxima do
complexo e forma um composto intermediário com
número de coordenação maior. O próximo passo é a
saída do ligante que já pertencia ao complexo. o ligante
a ser inserido, ao contrário do processo dissociativo,
entra primeiro na estrutura para formar um composto
intermediário, e somente depois de sua entrada é que
ocorre a eliminação de um ligante que já estava na
estrutura.
» Podemos representar este mecanismo em termos de
energia de ativação.
» MECANISMO ASSOCIATIVO
Fonte: Caderno inorgânica
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» O mecanismo de esfera interna e externa ocorre
quando envolve reações de oxirredução, ou seja, há
troca de elétrons entre os complexos.
» Quando as duas moléculas são ligadas através de um
ligante em comum, no qual um elétron é transferido, o
nome do mecanismo é de esfera interna.
» Quando esta troca de elétrons ocorre em esferas de
coordenação separadas, o nome do mecanismo é de
esfera externa.
» MECANISMO DE ESFERA 
INTERNA E EXTERNA
TÓPICO 2
» Na Etapa 1 ocorre a aproximação dos reagentes para a
futura interação e ligação química. Na Etapa 2, ocorre o
tunelamento, ou seja, forma-se uma ponte entre os
dois ligantes. Na Etapa 3, ocorre a efetiva transferência
de elétrons e troca de ligantes. Na Etapa 4, ocorre a
separação dos produtos formados.
» MECANISMO DE ESFERA 
INTERNA E EXTERNA
Fonte: Caderno inorgânica
1 2
3 4
TÓPICO 2
» Observe, neste outro exemplo, que em um primeiro
momento, os dois complexos se aproximam,
promovendo a formação da ponte, onde o cloro fica
ligado aos dois complexos, nesse momento ocorre a
troca de elétrons e, após a troca, os produtos formados
se separam.
» MECANISMO DE ESFERA 
INTERNA E EXTERNA
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» Já o mecanismo de esfera externa une os átomos dos
ligantes e a transferência de elétrons ocorre na esfera
externa de coordenação. Este tipo de mecanismo
acontecerá quando ambos os lados da equação
química são idênticos. Nestes exemplos, a troca de
elétrons ocorre de forma simultânea, podendo ser
chamada de reação de auto troca.
» MECANISMO DE ESFERA 
INTERNA E EXTERNA
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» Observe, neste outro exemplo, que em um primeiro
momento, os dois complexos se aproximam,
promovendo a transferência de elétrons, após ocorre a
separação dos produtos formados.
» MECANISMO DE ESFERA 
INTERNA E EXTERNA
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» O mecanismo de substituição em octaedros ocorre em
uma única etapa, onde o nucleófilo, representado por
Y, entra na esfera de coordenação ao mesmo tempo
em que o grupo abandonador, representado por X,
deixa o complexo. Neste caso ocorre a formação de um
estado de transição. Quando o processo termina,
temos a formação do produto, Metal-Y.
» Podemos representar este mecanismo em termos de
energia de ativação.
» MECANISMO DE 
SUBSTITUIÇÃO EM 
OCTAEDROS
Fonte: Caderno inorgânica
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
» Nas reações de substituição em complexos quadrados
planares, como podemos ver na imagem, mantém a
mesma configuração que os reagentes, apenas com a
diferença de que entrou o ligante em sua estrutura
primeiro e posteriormente saiu o grupo abandonador.
» MECANISMO DE 
SUBSTITUIÇÃO EM 
QUADRADOS PLANARES
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 2
Qquanto maior o efeito trans-dirigente do ligante que
está presente no complexo, maior a possibilidade do
novo ligante que será inserido na estrutura, se posicionar
de maneira trans.
» Se trocarmos um dos ligantes cloro por um
grupamento amônia, qual dos ligantes irá abandonar a
estrutura? Se o ligante A possuir maior efeito trans-
dirigente, o ligante A permitirá a entrada do grupo
amino em posição trans a ele. Agora, se o grupamento
B possuir o efeito trans-dirigente maior, o ligante B
permitirá a entrada do grupo amino em posição trans a
ele.
» EFEITO TRANS
Fonte: Caderno inorgânica
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Podemos definir os organometálicos como moléculas
que apresentam ligação química entre carbono e
algum tipo de metal ou semimetal. Podemos ver na
imagem dois exemplos, no primeiro um composto que
não é organometálico, apesar de apresentar o
grupamento CH3, que contém carbono, o mesmo está
diretamente ligado ao Oxigênio e nãoao metal titânio.
Na segunda imagem, vemos um composto
organometálico, onde o Carbono está diretamente
ligado ao metal níquel.
» INTRODUÇÃO
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» Nesta imagem da tabela periódica, podemos observar
os tipos de ligação que ocorrerá entre os átomos do
composto organometálico, visando a configuração
eletrônica mais estável.
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
Fonte: Caderno inorgânica
TÓPICO 3
» A ligação iônica em compostos organometálicos ocorre
entre os grupos 1 e 2 da tabela periódica, que são os
metais alcalinos e alcalinos terrosos, respectivamente
com íons chamados de carbanions (compostos de
carbono e hidrogênio que receberam elétrons, ou seja,
são ânions).
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
Fonte: https://www.shutterstock.com/pt/search/carbanion
TÓPICO 3
» Já os compostos poliméricos formam cadeias infinitas,
como podemos ver na imagem, o átomo metálico fica
ligado a hidrocarbonetos. Os elementos metálicos que
normalmente fazem este tipo de ligação são o berílio e
o magnésio.
» Os compostos moleculares deficientes de elétrons
fazem ligações do tipo sigma entre radicais orgânicos e
elementos como o Lítio e o sódio, bem como com
elementos do grupo 12 e 13 da tabela periódica.
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
Fonte: Caderno de inorgânica
TÓPICO 3
» Para entendermos o pq de serem deficientes em
elétrons, vamos analisar a seguinte imagem: o lítio ao
realizar uma ligação sigma covalente, se estabiliza com
quatro elétrons, no lugar de oito, saindo da regra do
octeto. Já o boro e o alumínio, neste exemplo ficam
estáveis com seis elétrons, fugindo novamente à regra
do octeto.
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
Fonte: Caderno de inorgânica
TÓPICO 3
» Como exemplo de compostos moleculares ricos em
elétrons podemos citar os elementos, Arsênio,
antimônio e Bismuto, que pertencem à família 15 da
tabela periódica e possuem os estados de oxidação 3 e
5. Estes elementos possuem cinco elétrons na camada
de valência e ao formarem compostos organometálicos
com número de oxidação igual a 3, deixam dois
elétrons livres sem participar da ligação, como
podemos ver na imagem. Por conta dessa
característica, podem atuar como bases de Lewis.
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
Fonte: Autora
TÓPICO 3
» Os compostos moleculares que seguem o octeto
pertencem à família 14, como o silício, germânio,
estanho e chumbo e, formam organometálicos cuja
fórmula geral podemos ver na imagem, apresentando
geometria tetraédrica, semelhante aos compostos de
carbono. Um exemplo desse tipo de composto
podemos ver nessa outra imagem. Isso acontece, pois
possuem quatro elétrons na camada de valência e,
portanto, necessitam de mais quatro elétrons para
atingir o octeto.
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
Fonte: Autora Fonte: 
http://www.mecharonics.com/html/product/source_elements
_l.php
TÓPICO 3
» Para alguns compostos organometálicos a estabilidade
só é atingida com 16 ou 18 elétrons ao redor do átomo
central.
» Sendo que, o comportamento mais esperado, ou seja,
mais semelhante à estrutura de um gás nobre é a
presença de 18 elétrons na camada de valência.
Porém, existem suas exceções, que possuem 16
elétrons e também são estáveis.
» Podemos separar em dois métodos a contagem desses
elétrons, entretanto, devemos levar em consideração
que os elétrons a serem contados devem ser a soma
dos elétrons pertencentes à camada de valência do
átomo central mais aqueles elétrons recebidos de
outros elementos que a ele estão ligados.
» No método 1, o método do par doador, devemos
considerar que os ligantes doam elétrons para o átomo
central. Para realizar a contagem, devemos levar em
consideração a carga de cada ligante e determinar o
estado de oxidação do elemento central.
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
TÓPICO 3
» No método 2, o método do ligante neutro, considera os
elétrons doados pelos ligantes como neutros. Para
ligantes inorgânicos simples, a carga é igual à carga do
íon livre.
» Lembrando que, qualquer um dos métodos é válido.
» Vamos analisar esse exemplo realizando a contagem
através dos dois métodos. Reparem que a soma dos
elétrons é igual para os 2 métodos, o complexo
apresenta 17 elétrons, portanto é uma molécula
instável. O que mudou de um método para outro são
os valores atribuídos aos ligantes e ao metal.
» CONFIGURAÇÕES 
ELETRÔNICAS ESTÁVEIS
[Cr(ⴄ5-C5H5) 
(ⴄ6-C6H6)]
Método do ligante 
neutro
Método da doação de pares de 
elétrons
Cr (grupo 6) 6 elétrons (Nox = +1 pela neutralidade) =
(6 – 1) = 5 elétrons
ⴄ5-C5H5 5 elétrons É tratado como (C5H5)
-1 = 
6 elétrons
ⴄ6-C6H6 6 elétrons 6 elétrons
TOTAL 17 elétrons (não estável) 17 elétrons (não estável)
TÓPICO 3
» A nomenclatura para os compostos organometálicos
segue as mesmas regras utilizadas para os complexos
de coordenação.
» Apenas é adicionado, quando necessário, na primeira
parte da nomenclatura a hapticidade dos compostos,
indicando quantos elementos estão ligados ao metal
» Por exemplo, di para 2, seguido da palavra “hapto”.
» A nomenclatura para esses compostos é muito
complexa e pode variar nos livros.
» NOMENCLATURA, 
PRINCIPAIS LIGANTES E 
APLICAÇÕES
Fonte: https://docplayer.com.br/7124687-Compostos-
organometalicos-do-bloco-d-prof-fernando-r-xavier.html
TÓPICO 3
» A nomenclatura para os compostos organometálicos
segue as mesmas regras utilizadas para os complexos
de coordenação.
» Apenas é adicionado, quando necessário, na primeira
parte da nomenclatura a hapticidade dos compostos,
indicando quantos elementos estão ligados ao metal
» Por exemplo, di para 2, seguido da palavra “hapto”.
» A nomenclatura para esses compostos é muito
complexa e pode variar nos livros.
» NOMENCLATURA, 
PRINCIPAIS LIGANTES E 
APLICAÇÕES
Fonte: https://docplayer.com.br/7124687-Compostos-
organometalicos-do-bloco-d-prof-fernando-r-xavier.html