Aula composto de coordenação

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Aula 21 - Somente PDF
CP-CEM (Engenharia Química)
Conhecimentos Específicos - 2022
(Pós-Edital)
Autor:
Diego Souza
14 de Junho de 2022
12520452714 - Jhonata do Nascimento Vieira
Diego Souza
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Índice
..............................................................................................................................................................................................1) Noções Iniciais sobre Compostos de Coordenação - Teoria 3
..............................................................................................................................................................................................2) Noções Iniciais sobre Compostos de Coordenação - Questões Comentadas 35
..............................................................................................................................................................................................3) Noções Iniciais sobre Compostos de Coordenação - Lista de Questões 52
..............................................................................................................................................................................................4) Isomeria em Compostos de Coordenação - Teoria 61
..............................................................................................................................................................................................5) Isomeria em Compostos de Coordenação - Questões Comentadas 69
..............................................................................................................................................................................................6) Isomeria em Compostos de Coordenação - Lista de Questões 77
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NOÇÕES INICIAIS SOBRE COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO E 
FORMAÇÃO DAS LIGAÇÕES COORDENADAS 
Considerações Iniciais 
Olá, pessoal, tudo certo? 
Hoje vamos estudar a química de coordenação ou química dos complexos. Esse assunto é pouco 
cobrado, mas, mesmo assim, vale a pena compreendê-lo bem, já que, vez ou outra, ele aparece em prova 
e o nosso objetivo é gabaritar, não é mesmo? Devido a sua baixa frequência em provas, não localizei 
muitos exercícios sobre o tema, mas vamos trabalhar todos que encontrei, da melhor maneira possível, 
para que, ao final da aula, não seja surpreendido por nenhum exercício sobre o assunto que possa vir a 
aparecer em sua prova. 
Sem mais demora, vamos iniciar nosso conteúdo de hoje. Desejo-lhe uma boa aula e lembre-se de me 
procurar pelo fórum caso fique com alguma dúvida. Bons estudos! 
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Telegram: t.me/profdiegosouza 
YouTube: Prof. Diego Souza 
Compostos de coordenação 
São pré-requisitos para aula de hoje, os assuntos abordados no estudo sobre funções inorgânicas, Teoria 
da Repulsão Entre os Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV); Teoria da Ligação de Valência 
(TLV); e Teoria do Orbital Molecular (TOM). Portanto, não deixe de revisá-los. 
No estudo de funções inorgânicas, vimos que os sais duplos ou mistos são compostos formados por, 
pelo menos, dois cátions diferentes ou por, pelo menos, dois ânions diferentes. Ex: KNaSO4 e CaClBr. São 
obtidos de duas bases ou dois ácidos diferentes. Outra maneira de obtermos sais duplos é por meio da 
adição de dois sais, conforme exemplificado abaixo para a formação dos sais carnalita e alúmen de 
potássio: 
KCl + MgCl2 + 6H2O → KCl·MgCl2·6H2O 
 Carnalita 
 
K2SO4 + Al2(SO4)3 + 24H2O → K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O 
 Alúmen de potássio 
Esses sais também podem ser classificados como aduto, que são substâncias formadas pela adição de 
dois ou mais compostos, contendo todos os átomos das substâncias iniciais. O termo aduto também é 
aplicável a substâncias orgânicas, as quais não são foco desta aula. Agora observe as duas reações 
abaixo: 
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CuSO4 + 4NH3 + H2O → CuSO4.4NH3.H2O 
Fe(CN)2 + 4KCN → Fe(CN)2.4KCN 
De início, você pode ter pensando que se tratava da formação de mais dois sais duplos. Errado! Embora 
pareça, os produtos das duas últimas reações são compostos de coordenação ou complexos 
metálicos. Mas e agora, José? São muito parecidos do ponto de vista de composição química. Então, 
como diferenciar um sal duplo de um complexo? 
A principal diferença entre um sal duplo e um composto de coordenação é o comportamento 
em meio aquoso. Sais duplos quando dissolvidos perdem sua identidade, comportando-se como 
se fosse dois sais simples. Por exemplo: a solução aquosa de carnalita (KCl·MgCl2·6H2O) 
dissociará em todos os íons dos sais iniciais: K+, Cl- e Mg2+. Por outro lado, compostos de 
coordenação não perdem sua identidade em solução aquosa, mantendo algumas estruturas 
complexas que existiam no estado sólido cristalino. Vamos entender por meio de um exemplo: a 
solução do composto CuSO4.4NH3.H2O apresentará ânions SO42- [até aqui nada de diferente], mas 
também apresentará um íon de estrutura muito mais “complexa”, o [Cu(NH3)4]2+, chamado 
tetramincobre (II). Quando em solução, o outro exemplo de complexo, Fe(CN)2.4KCN, forma o 
hexacianoferrato, [Fe(CN)6]4-. Esses íons de estrutura complicada recebem o nome de íons 
complexos, podendo ser cátions (positivos) ou ânions (negativos). 
Como se vê, os íons complexos mantêm sua integridade quando em solução e isso os diferenciam dos 
demais íons. Os metais de transição formam íons metálicos muito estáveis e são, em geral, coordenados 
pela água e/ou outros ligantes. Nesse processo de coordenação, em geral, o átomo central, que é em 
geral um metal, se comporta como ácido de Lewis, recebendo elétrons dos ligantes. No exemplo abaixo, 
os 6 ligantes cianetos (CN-) doam pares de elétrons ao ferro que possui carga +3. Desta forma, forma-se 
o íon complexo [Fe(CN)6]3-, cuja carga resultante é -3. 
 
 
(CESPE - Professor-Química - SEDUC-CE - 2009) O monóxido de carbono (CO) é uma substância 
altamente tóxica, pois forma complexos estáveis com o ferro dahemoglobina impedindo que 
essa proteína capture o oxigênio molecular necessário para o processo respiratório. Considere 
que Z(C) = 6 e Z(O) = 8. Na formação do complexo citado no texto, o CO atua como: 
a) uma base de Lewis. 
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b) um ácido de Lewis 
c) uma base de Brønsted 
d) um ácido de Brønsted 
Comentários: 
Conforme estudamos, no processo de coordenação (formação de complexo), em geral, o átomo central, 
em geral um metal, se comporta como ácido de lewis, recebendo elétrons dos ligantes. O monóxido de 
carbono (CO) é uma molécula que pode atuar como ligante em complexos e, nesse caso, comporta-se 
como base de Lewis. 
Resposta: letra A 
Teoria de Werner 
Werner foi o primeiro pesquisador a tentar explicar a formação dos complexos por meio da conhecida 
teoria da coordenação, que lhe rendeu o Nobel de 1913. Vale ressaltar que sua teoria foi proposta 
antes mesmo da descoberta do elétron e da teoria de ligação de valência. 
Para explicar a formação dos íons complexos, Werner propôs os seguintes postulados: 
I. Em geral, os elementos apresentam dois tipos de valência: 
a) Valência primária (em termos atuais, corresponde ao número de oxidação - NOX): a 
valência do metal corresponde a sua carga. Por exemplo, Cu2+ apresenta duas valências que 
podem ser contrabalanceadas por 2 Cl- de valência 1, no composto CuCl2. Este é um conceito 
bem tranquilo, uma vez que já conversamos sobre NOX. Ressalta-se que, em um íon complexo, 
o número de valência é a carga resultante,a exemplo do [Fe(CN)6]3- cuja valência é 3, formando, 
portanto, no estado sólido, três ligações iônicas. Por fim, lembre-se que a valência primária 
não é direcional, ou seja, a atração eletrostática entre os íons pode acontecer em qualquer 
direção. Para facilitar, lembre-se que o íon pode ser encarado com uma esfera eletronicamente 
carregada, permitindo, assim, interação em qualquer direção. 
b) Valência secundária (valências direcionais): o número de valência secundária equivale ao 
número de ligantes do átomo central e também é chamado de número de coordenação. Por 
exemplo, no [Co(NH3)6]Cl3, 3 Cl- estão ligados por meio de valência primária (NOX) do 
complexo [Co(NH3)6]3+, ao passo que o átomo de cobalto apresenta 6 valências secundárias, 
pois 6 NH3 estão ligadas a ele. Cada metal apresenta um número característico de valência 
secundária. Para ilustrar essa informação, tomemos como exemplos dois íons complexo de 
mesmo átomo central: [Co(NH3)4Cl2]1+ e [Co(NH3)6]3+. Note que a valência secundária do 
cobalto é a mesma nos dois íons, ou seja, sua coordenação independe dos ligantes. Por fim, não 
menos importante, devemos lembrar que a valência secundária é direcional, ou seja, 
apresenta-se em direções fixas do espaço. Desta forma, os ligantes devem sempre ocupar as 
mesmas direções espaciais, o que acaba influenciando na geometria do íon complexo. 
Observem a representação do complexo abaixo, trançando um plano na direção das 4 NH3 e do 
Co, temos dois ligantes para frente, dois para trás, um para cima e o último para baixo. Nele os 
ligantes estão orientados para os vértices de um octaedro, justificando a formação da 
geometria octaédrica. 
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II. Os elementos tendem a suprir suas valências primárias e secundárias: as cargas opostas se 
atraem por forças eletrostática de modo que haja um contrabalanceamento das cargas, em um sal 
simples como CaCl2, o cátion Ca2+ é rodeado, de forma mais próxima, por dois ânions Cl-. Dizemos, 
portanto, que a valência primária do cálcio foi satisfeita. No [Fe(CN)6]3-, por exemplo, a valência 
secundária do ferro, que é 6, também foi satisfeita por sei ligantes CN-. E você me faz a seguinte 
pergunta: professor, se os dois tipos de valência devem ser satisfeitos, por que, em meio aquoso, os 
compostos iônicos se ionizam, separando do contraíon (íon de carga oposta)? 
Coleguinha, excelente pergunta! No meio aquoso, ocorre a solvatação, em que a parte negativa 
da molécula de água (átomo de oxigênio) se volta para os cátions e o contrário acontece para 
ânions, que ficam rodeados pela parte mais positiva da água, que são os hidrogênios. Portanto, 
em uma abordagem mais moderna, poderíamos dizer que valência primária dos íons é suprida 
pelos polos positivos e negativos da água, justificando assim a separação das espécies catiônicas 
e aniônicas. 
 
Na Teoria da Repulsão Entre os Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV), 
estudamos que número de coordenação ou número estérico é a quantidade total de 
pares de elétrons dispostos em volta do átomo central: ligantes + não ligantes. Na aula 
de hoje, decorrente da teoria de Werner, ou seja, aplicável a complexos, o conceito de 
número de coordenação ou valência secundária equivale ao número de ligantes do 
átomo central. Ou seja, conceitos distintos que recebem a mesma nomenclatura. 
Beleza? Só que um é aplicado ao estudo da geometria molecular e o outro ao estudo de 
complexos. 
 
 
 
 
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Como comprovar/investigar a formação de complexos? 
Estratégias analíticas atuais têm sido utilizadas no estudo de complexos. Reservei esse 
espaço para falarmos rapidamente sobre esse assunto, que, embora pouco cobrado, 
pode lhe auxiliar num entendimento mais amplo da química de coordenação. 
Devemos ter em mente que íons em solução provocam alteração na condutividade e 
também no ponto de ebulição da mistura. É possível, portanto, correlacionar 
matematicamente medidas experimentais de condutividade e de temperatura de 
mudança de fase com a quantidade de partículas presente em solução. Mas como isso 
ajuda no estudo de complexos? Vou respondê-lo por meio de dois exemplos. 
Exemplo 1: O sal X2Y3, em solução, produzirá 2X3+ e 3 Y2- → 5 partículas e 2.3+3.2 = 12 
cargas; 
Exemplo 2: O complexo M[XZ6], em solução, produzirá M3+ [XZ6]-3 → 2 partículas e 3+3 
= 6 cargas. 
Vamos comparar os dois exemplos. Embora haja mais átomos no exemplo B (8 átomos: 
1M, 1X e 6Z), o número de partículas e o número cargas formadas em solução é menor 
que o exemplo 1, que apresenta apenas 5 átomos. Nesse caso, a liberação de todos os 
íons da estrutura, permite ao sal [exemplo 1] formar mais íons, o que não acontece no 
exemplo 2, já que a estrutura do complexo iônico [XZ6]-3 é mantida. Pois bem, a 
condutividade é uma função do número (concentração) de íons em solução e também 
da carga desses íons. De tal forma que, quanto maior o número de íons e maior a carga 
deles, maior será a condutividade elétrica da solução. Portanto, uma vez conhecida a 
quantidade de mols de um composto adicionada a uma água pura, poderá ser 
identificada a formação do complexo por meio da medição de sua condutividade 
elétrica. Beleza? O mesmo raciocínio pode ser estendido às medidas de crioscopia 
(alteração das temperaturas de mudança de fases), lembrando que na crioscopia, o 
fator determinante será o número de partículas em solução. 
Medições do momento de dipolo, espectros UV-VIS também fornecem informações 
relevantes sobre a formação de complexo. No entanto, o método mais informativo no 
estudo sobre complexos é a difração de raio X, que fornece informações precisas 
sobre a estrutura (geometria) e distância de ligações dos complexos. 
Número atômico efetivo 
Decorre da teoria de Werner, que o átomo central [em geral, átomo metálico] funciona como ácido de 
Lewis, recebendo pares de elétrons dos ligantes, os quais atuam, portanto, como bases de Lewis. A 
esse tipo de ligação, dá se o nome de ligações coordenadas. Destaca-se que metais de transição tendem 
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a formar complexos por possuírem orbitais d semipreenchidos, os quais suportam mais pares de 
elétrons. 
Baseado nessas considerações, Sidgwick fez um paralelo entre complexos e gases nobres (elementos 
com configuração eletrônica muito estável) e propôs que 
Ligantes são adicionados ao átomo central até que este apresente número de elétrons 
igual ao número de elétrons do gás nobre mais próximo. 
Tomemos como exemplo o complexo hexamincobalto III, [Co(NH3)6]3+. O átomo de cobalto apresenta 
número atômico 27. Sendo assim, o cátion Co3+ apresenta 24 elétrons. Cada um dos 6 NH3 compartilha 
um par de elétrons ao Co3+, totalizando 12 elétrons a mais. Após a formação do complexo, o íon cobalto 
III passa a estar rodeado por 24+(6x2) = 36 elétrons, mesmo número de elétrons do gás nobre criptônio 
(Kr). A esse total de elétrons (elétrons do cátion + elétrons compartilhados pelos ligantes) dá se o nome 
de número atômico efetivo (NAE). Esse método é interessante porque permite prever o número de 
ligantes em vários complexos. 
Apesar da vantagem e simplicidade do NAE, a sua utilização na predição do número de ligantes deve ser 
usado com parcimônia, já que é um método que apresenta várias exceções. Por exemplo, átomos 
centrais com números ímpares de elétrons não atingirão número de elétrons igual aos gases nobres, já 
que a soma de pares de elétrons (de 2 em 2) nunca resultaráem um número par de elétrons. Apresento 
abaixo uma tabela [que não é preciso memorizar] com exemplos de metais que seguem essa regra e 
outros que fogem à regra. 
Tabela demonstrativa sobre a abrangência da regra NAE 
Átomo Z Complexo 
Elétrons 
perdidos 
na 
formação 
do íon 
Elétrons 
recebidos na 
coordenação 
NAE Gás nobre 
Átomos que seguem a regra do NAE 
Fe 26 [Fe(CN)6]4- 2 12 36 Kr 
Co 27 [Co(NH3)6]3+ 3 12 36 Kr 
Ni 28 [Ni(CO)4] 0 8 36 Kr 
Cu 29 [Cu(CN)4]3- 1 8 36 Kr 
Pd 46 [Pd(NH3)6]4- 4 12 54 Xe 
Pt 78 [PtCl6]2- 4 12 86 Rn 
Átomos que fogem à regra do NAE 
Cr 24 [Cr(NH3)6]3+ 3 12 33 --- 
Fe 26 [Fe(CN)6]3- 3 12 35 --- 
Ni 28 [Ni(NH3)6]2+ 2 12 38 --- 
Pd 46 [PdCl4]2- 2 8 52 --- 
Pt 78 [Pt(NH3)4]2+ 2 8 84 --- 
Fonte: LEE, John David et al. Química inorgânica não tão concisa. Edgard Blucher, 1999. 
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Formação das ligações coordenadas 
Passemos agora para uma abordagem das ligações presentes em complexos. De início, vale relembrar o 
formato dos orbitais d, ilustrados abaixo, já que esses orbitais estão envolvidos na formação da maioria 
das ligações coordenadas. Vamos separá-los em dois tipos: t2g e eg. Por enquanto, precisamos saber 
apenas que a energia desses dois tipos é diferente e que, dentro de cada tipo, todos os orbitais 
apresentam a mesma energia. Não vamos ranqueá-los agora porque veremos mais adiante que a energia 
de um tipo de orbital pode ser maior que a do outro em uma determinada geometria e que isso pode se 
inverter em outra geometria molecular. 
 
Formatos e orientações espaciais dos orbitais d. 
Três teorias podem ser utilizadas para explicar a formação das ligações em complexos: teoria da ligação 
de valência (TLV), teoria dos orbitais moleculares (TOM) e teoria do campo cristalino (TCC). Apresento 
na tabela abaixo a abordagem de cada uma para complexos e respectivas limitações. 
 Abordagem sobre complexos Limitações 
Teoria da ligação de 
valência (TLV) 
Ligantes e metal (átomo central) 
formam ligações coordenadas, em que o 
ligante possui um par de elétron livre e 
o metal possui orbital vazio para receber 
tais elétrons. Prevê quais orbitais 
participam das ligações interatômicas e 
explica a estabilidade dos complexos. 
Não explica a coloração dos 
complexos de metais de transição 
e não explica a variação das 
propriedades magnéticas em 
função da variação de 
temperatura. 
Teoria dos orbitais 
moleculares (TOM) 
Explica razoavelmente bem a formação 
dos complexos. Considera tanto ligações 
iônicas como covalentes. 
Não pode ser utilizada sozinha 
para o entendimento sobre a 
formação de complexos. Utiliza 
teoria “complicada” que envolve 
cálculos computacionais 
demorados. 
Teoria do campo 
cristalino (TCC) e teoria 
do campo ligante (TCL) 
É a mais utilizada para explicar a 
formação de complexos. Considera que a 
interação entre ligantes e metal (átomo 
central) é apenas eletrostática. Quando a 
TCC considera a contribuição de ligações 
covalentes, recebe o nome de e teoria do 
campo ligante (TCL). Explica, de forma 
simplificada e eficiente, a formação de 
complexos e seus respectivos espectros, 
ou seja, a suas colorações. 
 
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Vamos falar um pouco mais sobre TLV e, na sequência, sobre TCC. 
Teoria da ligação de valência (TLV) 
Além do que já foi exposto na tabela acima, ressalta-se que, em TLV, utiliza-se o conceito de hibridização 
de orbitais para explicar a formação de complexos. Vale aqui, abrirmos um rápido parênteses para 
revisarmos o princípio de Hund. 
A regra de Hund ou Princípio da Máxima Multiplicidade estabelece que menor será 
a energia de um estado, quanto maior for o seu número de elétrons com spins paralelos 
em orbitais incompletos (um só elétron onde cabem dois). 
Em uma geometria tetraédrica ou octaédrica, por exemplo, todos os ligantes (caso sejam iguais) 
apresentarão mesma energia de ligação com o átomo central. No caso do tetraedro, o átomo central 
precisaria apresentar 4 orbitais vazios com mesma energia para receber os 4 pares de elétrons, um par 
de cada ligante. Em um octaedro, seriam necessários 8 orbitais vazios com mesma energia. Quase nunca 
isso acontece seguindo a distribuição de Linus Pauling à risca. Por isso, quase sempre é necessário a 
hibridização (“mistura”) de diferentes orbitais para se obter vários orbitais com mesma energia. 
Vejamos como isso acontece. 
Tomemos como exemplo a formação do complexo [Cr(CO)6]. Considerando que cada ligante CO 
compartilha 1 par de elétron com o cromo (átomo central), então o Cr deve apresentar 6 orbitais vazios 
de mesma energia. Para entendermos como a hibridização ajuda a explicar a formação do complexo, 
faz-se conveniente escrever a distribuição do cromo, como segue (NOTA: neste complexo o cromo 
apresenta NOX = 0, já que o CO também é neutro e não foi indicado carga para o complexo): 
24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ou [Ar] 4s1 3d5 
 Baseado na distribuição acima e atentos à regra de Hund, podemos ilustrar os últimos orbitais 
preenchidos e os primeiros vazios como segue: 
 3d5 4s1 4p0 
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ Estado fundamental 
 3d5 4s1 4p0 
↑↓ ↑↓ ↑↓ Estado excitado 
 
Perceba que para sair do estado fundamental para o estado excitado, ocorre uma transição 
eletrônica, aumentado a energia do estado, ocorrendo o pareamento dos elétrons. Note que no estado 
excitado, é possível hibridizar 2 orbitais d, 1 orbital s e 3 orbitais p para formar 6 orbitais d2sp3 (aqui o 
sobrescrito representa o número de orbitais oriundos de orbitais d, s e p, sendo o sobrescrito 1 omitido). 
Esses 6 orbitais vazios podem receber 6 pares de elétrons (representados na figura em vermelho), um 
de cada CO, conforme ilustrado abaixo: 
 
 
 d2sp3 
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↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Complexo diamagnético1 
Conforme estudamos na Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos de Valência (TRPEV), de acordo com 
o número de ligantes e tipo de hibridização apresentada, o complexo [Cr(CO)6] apresentará geometria 
octaédrica. 
Por meio do estudo das propriedades magnéticas dos complexos, notou-se que, em alguns casos, não 
ocorre o pareamento dos elétrons antes da formação dos complexos. Desta forma, origina-se complexos 
paramagnéticos2. Tomemos como exemplo o íon complexo [NiCl4]2-: 
28Ni2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 ou [Ar] 3d8 
 3d8 4s2 4p0 
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Estado fundamental 
 
Após a hibridização sp3 e ligação com 4 ligantes, cujos elétrons estão em vermelho, temos: 
 3d8 sp3 
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Complexo paramagnético 
Segundo TRPEV, o complexo [NiCl4]2- apresentará geometria tetraédrica. 
Teoria do campo cristalino (TCC) 
Conforme já adiantado, a TCC é a mais bem aceita para explicação da formação de complexos. A 
interação entre átomo central e ligantes é de natureza eletrostática. No caso de ligantes neutros, a região 
do ligante com dipolo negativo (carga parcialmente negativa, δ-) é orientada para o átomo central, que 
em geral é um metal com carga positiva. O metal possui orbitais vazios para acomodar os pares de 
elétrons dos ligantes. Os ligantes, que estão ligados ao átomo central por meio de pares de elétrons, se 
orientam de maneira a estarem o mais afastado possível entre si, concordando com a Teoria da Repulsão 
dos Pares Eletrônicos de Valência (TRPEV), o que justifica a geometria apresentada por cada complexo 
(NOTA: em caso de dúvida, revise a aula em que discutimosTRPEV). 
 
 
 
 
1 Diamagnético: materiais que não apresentam elétrons desemparelhados. 
2 Paramagnético: composto que apresenta elétron desemparelhado. 
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Vamos a algumas considerações decorrentes da TCC: 
I. Baseia-se em um modelo eletrostático, no qual os ligantes são considerados cargas 
pontuais que são atraídos eletrostaticamente pelo metal; 
II. Também existem interações repulsivas entre os elétrons do orbital d e os ligantes 
(cargas pontuais); 
III. Não são consideradas as contribuições covalentes; 
IV. Os orbitais d de um metal apresentam a mesma energia. Dizemos, portanto, que os 
orbitais d são degenerados. Durante a formação do complexo, essa degenerescência é 
removida e os orbitais passam a ter energias diferentes, o que é chamado de 
desdobramento energético dos orbitais d. Esse desdobramento acontece porque os 
orbitais sentem a influência dos ligantes diferentemente, já que possuem diferentes 
orientações no espaço; e 
V. A magnitude do desdobramento energético dos orbitais d depende do arranjo 
(geometria molecular) e do tipo de ligantes. 
Complexos octaédricos 
Sob a abordagem da teoria do campo cristalino (TCC), vamos estudar a formação de complexos de 
diferentes geometrias. Vamos começar pelos complexos octaédricos. Observe na figura abaixo, nesse 
arranjo, os ligantes, assinalados como esferas vermelhas, interagem fortemente com os diferentes 
orbitais d do metal, que se encontra no centro da figura, só que de forma diferente. 
 
Aproximação dos 6 ligantes no sistema octaédrico. 
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Os elétrons presentes em orbitais dz2 e dx2-y2, assinalados em rosa, apresentam maior força de repulsão 
com os ligantes, já que se encontram sobre os eixos cartesianos, mesma direção inclusive que se 
aproxima os 6 ligantes. Ou seja, a maior repulsão se dá pela maior proximidade dos ligantes, originando 
o nível eletrônico eg, de maior energia. Por outro lado, os orbitais dxy, dxz e dyz, assinalados em azul, se 
apresentam nas posições entre eixos e, por isso, possuem menor repulsão aos ligantes por estarem 
geometricamente mais afastados deles, originando o nível eletrônico t2g. 
 
Diante do discutido até aqui, temos que os orbitais t2g se apresentam em um nível de 
energia inferior em relação aos orbitais eg. Convencionou-se que a diferença de energia 
entre esses dois níveis é 10Dq ou Δo para um arranjo octaédrico. O aparecimento dessa 
diferença, quando os orbitais estão sob influência do campo eletrostático dos ligantes, 
chama-se desdobramento do campo cristalino, o qual está apresentado no diagrama 
abaixo. 
 
Desdobramento do campo cristalino para os orbitais d de um complexo octaédrico. 
10Dq é uma medida de energia que separa os níveis t2g e eg, e ela é determinada 
experimentalmente por espectroscopia. Em muitos casos, são observadas transições 
eletrônicas, ocorridas por meio de absorção de radiação, que resultam na passagem de 
1 elétron do nível eletrônico t2g para o nível eletrônico eg. 
Para entendermos melhor, tomemos como exemplo o complexo [Ti(H2O)6]3+, cuja configuração 
eletrônica do íon metálico finaliza em d1. Observa-se experimentalmente que a transição eletrônica do 
estado fundamental para o estado excitado, t12ge0g → t02ge1g, ocorre a 493 nm (região do visível), 
comprimento de onda que corresponde à energia Δo (10 Dq) 243 kJ.mol-1. 
Precisamos ter em mente que a formação do complexo ocorre devido a uma estabilização (= 
rebaixamento de energia) dos átomos envolvidos. A pergunta a ser respondida é: como o valor 
experimental Δo nos ajuda a entender a estabilização envolvida na formação do complexo? Na ilustração 
dos níveis de energia, devemos compreender que o nível eletrônico de menor energia (nesse caso, o t2g) 
se encontra abaixo do nível de energia dos orbitais do íon livre (átomo central), em -2/5 Δo. Portanto, 
elétrons ocupando esses orbitais de mais baixa energia contribuem para a estabilização (diminuição da 
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energia) do complexo. Por outro lado, elétrons preenchendo o nível eletrônico superior (nesse caso, eg) 
contribuem para desestabilização (aumentar a energia do complexo), aumentando em +3/5 Δo para 
cada elétron ali presentes. O resultante das contribuições de estabilização e desestabilização por 
elétrons presentes nos orbitais d recebe o nome de Energia de Estabilização do Campo Cristalino 
(EECC), a qual pode ser matematicamente calculada considerando todas as contribuições individuais 
dos elétrons presentes nesses orbitais. 
Está um pouco abstrato, não é mesmo? Vamos retomar o exemplo do complexo [Ti(H2O)6]3+, para 
entendermos como, na prática, calcula-se a EECC, já que conhecemos o valor de seu Δo, 243 kJ.mol-1. 
Como nesse caso a configuração termina em d1, então haverá apenas um 1 elétron presente no nível 
eletrônico t2g, conforme ilustrado abaixo. 
 
Disposição do elétron do metal de configuração d1, antes (à esquerda) e depois (à direita) da formação do 
complexo. 
Desta forma, na formação do [Ti(H2O)6]3+, haverá uma estabilização em -2/5 Δo, já que o único elétron 
dos orbitais de valência d, passará para um nível inferior de energia se comparado ao íon livre (= 
distante ou sem interferência dos ligantes). Além disso, não haverá elétrons contribuindo para 
desestabilização do complexo, já que há nenhum elétron está ocupando o nível eletrônico eg. Tranquilo 
essa visualização, não é mesmo? O cálculo do EECC traduz quantitativamente essa análise, vejamos para 
esse complexo: 
EECC = (1).(-2/5). Δo 
EECC = (1).(-2/5).243 kJ.mol-1 
EECC = -97,2 kJ.mol.L-1 
Para que não fique dúvida no cálculo, o termo “(1)” corresponde ao 1 elétron e -2/5, à estabilização 
produzida por cada elétron ocupando o nível eletrônico t2g. Além disso, podemos dizer que na formação 
do complexo ocorre uma estabilização de 97,2 kJ.mol.L-1 para a configuração do átomo central (Ti3+). É 
possível ainda calcular essa estabilização em termos de número de onda, que é expresso, em geral, em 
cm-1. Vejamos: 
EECC = (1).(-2/5). Δo 
EECC = (1).(-2/5).20300 cm-1 
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EECC = -8120 cm-1 
Embora cm-1 não seja unidade de energia, calcular EECC em termos de número de onda nos permite 
compreender melhor que, na prática (do ponto de vista espectral), ocorre uma variação da frequência 
que é absorvida pelo composto, o que pode resultar, inclusive, na mudança de coloração entre o íon livre 
e o complexo. 
Em um complexo octaédrico, é bem tranquilo encontrar o EECC para configurações eletrônicas do tipo 
d2 e d3, pois os 2 ou 3 elétrons ocuparão o nível eletrônico t2g, já que nele há 3 orbitais. Vejamos: 
d2: d3: 
EECC = (2).(-2/5). Δo 
EECC = -4/5 Δo ou -0,8 Δo 
EECC = (3).(-2/5). Δo 
EECC = -6/5 Δo ou -1,2 Δo 
O cálculo do EECC passa a ser condicional em configuração d4. Lembra da regra de Hund? Ela existe 
porque gasta-se uma certa energia para emparelhar elétrons em um mesmo orbitial. Desta forma, fica a 
dúvida: o 4º elétron ocupará o nível eg, que é mais energético, ou ficará emparelhado com 1 dos três 
elétrons que estarão no nível t2g? 
E a resposta é: DEPENDE. As duas possibilidades estão ilustradas abaixo. Na sequência, 
entenderemos quando uma ou outra acontece. 
Para identificarmos qual das duas possibilidades ocorrerá, precisamosconhecer dois valores: Δo e P 
(energia necessária para emparelhar dois elétrons em um só orbital). 
Antes de prosseguirmos, tenha em mente que o complexo apresentará a configuração 
de menor energia. 
Desta forma, se Δo > P, então será “menos energético” emparelhar o elétron do que elevar o elétron ao 
nível eg, ou seja, o 4º elétron ficará no nível t2g emparelhado com outro elétron. Por outro lado, se Δo < 
P, então é mais fácil, do ponto de vista energético, elevar o 4º elétron ao nível eletrônico eg. Essa decisão 
dependerá muito do valor de Δo, que é o desdobramento do campo cristalino provocado pelos tipos de 
ligantes. Àqueles ligantes que provocam um desdobramento do campo cristalino maior (Δo elevado), 
damos o nome de ligantes de campo forte. Aos que provocam desdobramento menores, damos o nome 
de ligantes de campo fraco. Na prática, quanto maior o desdobramento provocado pelo ligante, maior 
a possibilidade do elétron ficar emparelhado no nível inferior de energia. Veja as duas possibilidades na 
ilustração abaixo. 
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Duas possibilidades para distribuição eletrônica d4, uma em campo fraco e outra em campo forte. 
Sintetizando as duas possibilidades, temos: 
• se Δo < P, campo fraco, o 4º elétron é alocado em um dos orbitais do nível eg; e 
• se Δo > P, campo forte, o 4º elétron se emparelha em um dos orbitais do nível t2g. 
Em campo fraco, o número de elétrons desemparelhados será maior e, por isso, recebe o nome de 
complexo de spin alto. Por outro lado, se o número de elétrons desemparelhados for menor, recebe o 
nome complexo de spin baixo. 
Apenas para consolidar a maneira de se calcular o EECC, vamos encontrar os respectivos valores para 
as configurações d4 e d5 em campo fraco e em campo forte. Vejamos: 
1) Distribuição d4 em campo fraco (complexo de spin alto) com o 4º elétron ocupando orbital eg → 
t32ge1g: 
EECC = [(3).(-2/5)+(1).(+3/5)] Δo 
EECC = -3/5 Δo ou -0,6 Δo 
2) Distribuição d4 em campo forte (complexo de spin baixo) com o 4º emparelhado em orbital t2g → 
t42ge0g: 
EECC = [(4).(-2/5)+(0).(+3/5)] Δo + P (energia necessária para emparelhar 1 elétron) 
EECC = -8/5 Δo +P ou -1,6 Δo + P 
3) Distribuição d5 em campo fraco (complexo de spin alto) com o 4º e o 5º elétron ocupando orbitais 
eg → t32ge2g: 
EECC = [(3).(-2/5)+(2).(+3/5)] Δo 
EECC = 0/5 Δo ou 0,0 Δo 
4) Distribuição d5 em campo forte (complexo de spin baixo) com o 4º e 5º emparelhados em orbitais 
t2g → t52ge0g: 
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EECC = [(5).(-2/5)+(0).(+3/5)] Δo + 2P (energia necessária para emparelhar 2 elétrons) 
EECC = -10/5 Δo +2P ou -2,0 Δo + 2P 
A EECC será igual a zero para d0, d10 e d5 em campo fraco (vale a pena você mesmo conferir por meio do 
cálculo do EECC). Nesses casos, não existe estabilização na formação do complexo. Para todos os outros, 
existe algum ganho termodinâmico (redução da energia). 
 
Texto referente às duas questões seguintes: 
 
Na hemoglobina, um íon Fe2+ se encontra coordenado a quatro átomos de nitrogênio de um 
anel porfirínico e a mais um nitrogênio de um grupo histidina que faz parte da proteína. A 
sexta posição na geometria octaédrica pode ser preenchida por uma molécula de O2 para 
formar a oxiemoglobina, responsável pelo transporte do O2 pela corrente sanguínea. De 
acordo com a teoria do campo cristalino, a oxiemoglobina consiste em um complexo de spin 
baixo. Por outro lado, se a molécula de O2 é substituída por uma molécula de H2O, tem-se 
então um complexo de spin alto. A figura precedente mostra os níveis de energia para os 
orbitais d antes e após o desdobramento pelo campo cristalino em um complexo 
octaédrico. 
Com base nas informações e na figura apresentadas e considerando que a configuração 
eletrônica do íon Fe2+ é d6, julgue os próximos itens, de acordo com a teoria do campo 
cristalino. 
 
(CESPE - Perito Criminal Federal/Cargo 6 - Polícia Federal - 2018) Na hemoglobina com uma 
molécula de H2O substituindo a molécula de O2, a energia de estabilização do campo 
cristalino é igual a - 0,4 × Δoct, em que Δoct é o valor do desdobramento do campo cristalino. 
Comentários: 
Em um complexo octaédrico o desdobramento do campo cristalino (Δoct) pode ser visualizado na 
figura abaixo. 
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Como se vê, cada elétron no nível t2g diminui a energia em -2/5 Δoct, ao passo que cada elétron no 
nível eg aumenta a energia em 3/5 Δoct. Como a água resulta em um complexo de spin alto, ou seja, 
menor valor de Δo, então o 4 e 5º elétron a ser adicionado, vão para o nível eg, ao invés de se 
emparelhar no nível t2g. Isso acontece porque, nesse caso, Δo < P (energia necessária para 
emparelhar dois elétrons em um só orbital), sendo mais fácil energeticamente elevar o nível de 
energia do elétron a emparelha-lo. Desta forma, teremos a distribuição dos 6 elétrons (Fe2+: d6) da 
seguinte maneira: 
 
Por fim, podemos calcular a energia de estabilização do campo cristalino (EECC) como segue: 
EECC = [(-2/5).(nº de e- em t2g) + (3/5).(nº de e- em eg)]. Δoct 
EECC = [(-2/5).4 + (3/5).2]. Δoct = 0,4. Δoct 
Resposta: certo 
 
(CESPE - Perito Criminal Federal/Cargo 6 - Polícia Federal - 2018) A oxiemoglobina possui 
4 elétrons desemparelhados e, por este motivo, apresenta comportamento paramagnético. 
Comentários: 
Do enunciado, temos a informação de que o O2 é um ligante que resulta em um complexo de spin 
baixo, ou seja, produz um maior desdobramento do campo cristalino (maior valor de Δo), forçando 
os elétrons a se emparelhar no nível eletrônico de mais baixa energia (NOTA: lembre-se, quanto 
mais os elétrons se emparelham, menor o spin do complexo), que, no caso do sistema octaédrico, 
são os orbitais t2g, conforme ilustrado na figura do enunciado. Nos orbitais t2g, cabem 6 elétrons. 
Desta forma, de a distribuição do íon Fe2+ é d6, então os 6 elétrons encontrarão nos orbitais t2g, 
estando todos emparelhados, o que configura um caráter diamagnético e não paramagnético. 
Resposta: errado 
O mesmo raciocínio anterior pode ser utilizado para calcular EECC para as demais distribuições, a 
exemplo d6, d7, d10. Já vimos que o desdobramento do campo cristalino, Δo, depende do tipo de ligantes. 
Além disso, outros fatores afetam esse desdobramento, ou seja, alteram o valor de Δo, conforme 
explicado na tabela abaixo. 
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Fatores Efeito sobre o desdobramento do campo cristalino 
NOX do íon metálico 
Quanto maior o NOX, maior o desdobramento do campo cristalino (maior 
o valor Δo ou 10Dq). Isso acontece porque, com o aumento da carga do metal, 
sua atração com os ligantes aumenta, configurando um campo forte com maior 
desdobramento do campo cristalino. 
Natureza do íon 
metálico 
O valor de Δo aumenta à medida que aumenta o período do metal, em uma 
mesma família. Desta forma, (Δo p/ 3d) < (Δo p/ 4d) < (Δo p/ 5d). Dessa 
tendência, tem-se que o metais do 2º e do 3º período apresentam maior 
tendência a formar complexo de spin-baixo se comparado aos metais do 1º 
período. Veja, na séria abaixo, o resultado desse fator: 
Mn2+ < Ni2+ < Co2+ < Fe2+ < V2+ < Fe3+ < Co3+ < Mo3+ < Rh3+ < Ru3+ < Pd4+ < Ir3+ < 
Pt4+ 
Quantidade de ligantes 
e geometria 
Em geral, quanto maior o número de ligantes, maior forte será o campo e, 
consequentemente,maior será magnitude de Δo. Embora ainda não 
tenhamos estudados os complexos tetraédricos, para exemplificar, adianto que 
o valor de Δt (desdobramento para um complexo tetraédrico) é, em média, 0,44 
do valor Δo, ou seja, um pouco menos que a metade. Ou, em outras palavras, Δo 
é um pouco mais que o dobro de Δt. Essa diferença se justifica porque no 
complexo octaédrico há 6 ligantes, enquanto que tetraedro, 4 ligantes. Outro 
fator que influencia nessa diferença é a disposição espacial dos orbitais como 
veremos mais adiante. 
Natureza dos ligantes 
Denominou-se série espectroquímica a ordem dos ligantes em relação ao 
efeito no desdobramento do campo cristalino. Essa ordem foi determinada 
experimentalmente. Quanto mais a direita da série, mais forte será o campo 
e maior será magnitude de Δo. Segue abaixo a referida série. Ligantes mais ao 
final da série eletroquímica são ditos ligantes de campo forte, ao passo que os 
mais ao início são ditos ligantes de campo fraco. 
I- < Br- < S2- < Cl- < NO3- < F- < OH-< EtOH < oxalato < H2O < EDTA < (NH3 e piridina) < etilenodiamina < 
bipiridina < o-fenantrolina < NO2- < CN- < CO 
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(IDECAN - Professor de Química - SEARH-RN - 2016) Sobre os fatores que influenciam o valor 
numérico de 10 Dq, marque V para as afirmativas verdadeiras e F para as falsas. 
( ) Para um mesmo metal e os mesmos ligantes, 10 Dq de um campo octaédrico é mais do que o 
dobro de 10 Dq de um campo tetraédrico. 
( ) Quanto maior for o número de oxidação do íon metálico, maior o valor de 10Dq. 
( ) A maioria dos complexos do segundo e terceiro período de transição são de spin alto. 
( ) Na série espectroquímica, o íon I– é o ligante de campo mais forte e a molécula de CO, o de 
campo mais fraco. 
A sequência está correta em 
a) F, F, V, V. 
b) V, F, F, V. 
c) V, V, F, F. 
d) F, V, F, V. 
Comentários: 
Afirmativa I: (V). Conforme estudamos, o valor de Δt (desdobramento para um complexo tetraédrico) é, 
em média, 0,44 do valor Δo, ou seja, um pouco menos que a metade. Ou, em outras palavras, Δo é um 
pouco mais que o dobro de Δt. Essa diferença se justifica porque no complexo octaédrico há 6 ligantes, 
enquanto que tetraedro, 4 ligantes. Outro fator que influencia nessa diferença é a disposição espacial 
dos orbitais. 
Afirmativa II: (V). Vimos que quanto maior o NOX, maior o desdobramento do campo cristalino (maior 
o valor Δo ou 10Dq). Isso acontece porque, com o aumento da carga do metal, sua atração com os ligantes 
aumenta, configurando um campo forte com maior desdobramento do campo cristalino. 
Afirmativa III: (F). Ao contrário do que é dito na afirmativa, metais do 2º e do 3º período apresentam 
maior tendência a formar complexo de spin-baixo se comparado aos metais do 1º período. 
Afirmativa I: (F). Na série espectroquímica, o íon I– é o ligante de campo mais fraco e a molécula de CO, 
o de campo mais forte. A questão inverteu o início com o final da séria para confundir o candidato 
(PEGUINHA!). Relembre a série espectroquímica: 
I- < Br- < S2- < Cl- < NO3- < F- < OH-< EtOH < oxalato < H2O < EDTA < (NH3 e piridina) < etilenodiamina < 
bipiridina < o-fenantrolina < NO2- < CN- < CO 
Resposta: letra C 
Distorção tetragonal de complexos octaédricos (Efeito de Jahn-Teller) 
Vamos retomar a análise da figura abaixo, em que percebemos a posição dos orbitais e a aproximação 
dos 6 ligantes em um sistema octaédrico. Se todos os orbitais forem preenchidos uniformemente, 
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teremos apenas dois níveis eletrônicos em dois níveis de energia diferentes: eg e t2g, conforme já 
demonstrado acima. Nessas circunstâncias, a repulsão entre os 6 ligantes e os elétrons dos orbitais d do 
metal são iguais e a geometria corresponde a um octaedro perfeito. 
 
Aproximação dos 6 ligantes no sistema octaédrico. 
No entanto, em vários complexos, o preenchimento entre os 3 orbitais t2g são desiguais ou entre os 2 
orbitais eg são desiguais. Ora, se cada orbital possui uma orientação espacial diferente, conforme já 
demonstrado no início dessa aula, então o preenchido desigual de orbitais degenerados (= mesmo nível 
energético) provocará uma repulsão desigual dos 6 ligantes. O resultado dessa repulsão desigual é a 
distorção do octaedro, deixando de ser uma figura regular. São dois os tipos de distorção [ilustrada no 
paralelo abaixo]: alongamento tetragonal e compressão tetragonal. A esse fenômeno dá se o nome 
efeito Jahn-Teller. 
 
 
 
Alongamento tetragonal Octaedro regular Compressão tetragonal 
Comparação entre o octaedro regular e os octaedros distorcidos. 
Como já discutimos anteriormente, os elétrons presentes em orbitais dz2 e dx2-y2, assinalados em rosa na 
figura inicial desta seção, apresentam maior força de repulsão com os ligantes, já que se encontram 
sobre os eixos cartesianos, mesma direção inclusive que se aproxima os 6 ligantes. Esses orbitais 
correspondem ao nível eletrônico eg. Devido a essa maior repulsão, o preenchimento desigual dos 
orbitais eg produz uma distorção mais significativa se comparado ao preenchimento desigual dos 
orbitais t2g. Por isso, as configurações eletrônicas que produzem distorções mais pronunciadas são d4 
em campo fraco, d7 e d9, pois nesses casos o preenchimento dos orbitais eg são desiguais, conforme 
demonstrado abaixo. 
Configurações eletrônicas assimétricas 
Configuração 
eletrônica 
t2g eg Exemplos 
 
w
w
w
.u
fjf.b
r (2
0
1
8
) 
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d4 ↑ ↑ ↑ ↑ Cr(II), Mn(III) 
 
d7 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Co(II), Ni(II) 
 
d9 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ Cu(II) 
 
Fonte: LEE, John David et al. Química inorgânica não tão concisa. Edgard Blucher, 1999. 
Se o orbital dz2 (orbital orientado sobre o eixo z) apresentar 1 elétron a mais que o orbital dx2y2, então 
os ligantes que se aproximarem pelo eixo z (por cima e por baixo) terão maior dificuldade de se 
aproximar do átomo central, tornando o octaedro alongado: alongamento tetragonal. Esse é o tipo de 
distorção comumente observado. 
Vale ressaltar que devido ao preenchimento desigual de orbitais de mesma energia, esses orbitais 
perdem sua degenerescência, ou seja, passam a apresentar energia diferentes, conforme observamos 
no exemplo do Cu2+ abaixo. 
 
Efeito Jahn-Teller sobre a degenerescência dos orbitais. 
O teorema de Jahn-Teller diz que sistemas moleculares não lineares em estado 
eletrônico degenerado são instáveis e, por isso, sofrem algum tipo de distorção para 
reduzir a assimetria e desfazer a degenerescência. Outra forma de interpretarmos esse 
teorema é lembrar que sempre que houver ocupação desigual de orbitais eg, haverá 
distorção. Decorrente desse teorema, podemos dizer ainda que moléculas ou 
complexos que possuam orbitais eg ou t2g desigualmente ocupados apresentarão 
distorção, exceto os planares. 
Complexos quadrados planares 
Retirando os dois ligantes do eixo z, o octaedro passa a ser um quadrado planar. Precisamos saber em 
que situações e por que os quadrados planares são formados. De início, apresento abaixo as duas 
situações em que eles são formados e, na sequência, explicarei o motivo. 
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• Configuração d8 com ligantes de campo forte. Exemplo: [NiII(CN)4]2-; 
• Configuraçãod4 com ligantes de campo fraco. 
O orbital dx2y2, que está sobre os orbitais x e y, é repelido por 4 ligantes e, por isso, pode apresentar 
energia superior ao orbital dz2, que é repelido por apenas 2 ligantes, conforme vimos no efeito Jahn-
Teller. Em alguns casos, em campo forte, a distorção pode ser tão grande que o orbital dz2 passa a 
apresentar energia mais baixa que o orbital dxy, conforme demonstrado abaixo, situação em que se 
forma o quadrado planar. 
 
Ilustração do desdobramento do campo cristalino, representando da esquerda para direita: octaedro regular, 
alongamento do eixo z, quadrado planar. 
A configuração d8 em campo forte, situação que favorece o emparelhamento de elétrons (complexos 
de spin baixo), os elétrons ocupam os orbitais dxz, dyz, dz2 e dxy. Desta forma, o orbital dx2-y2 fica vazio, 
permitindo a aproximação de quatro ligantes sobre os eixos x e y. Por outro lado, ligantes que tentem se 
aproximar pelo eixo z encontrarão uma repulsão muito elevada, já que haverá 2 elétrons no orbital dz2. 
Já que ligantes não conseguem boa aproximação pelo eixo z para formação da ligação com o átomo 
central, então forma-se o quadrado planar, em que há apenas 4 ligantes. 
Já na configuração d4 em campo fraco, situação que favorece os elétrons desemparelhados, os 4 
elétrons ocuparão os orbitais dxz, dyz, dz2 e dxy. Novamente dx2-y2 fica vazio, o que permite a aproximação 
de 4 ligantes pelos eixos x e y. Por outro lado, a presença de 1 elétron no orbital dz2 impede a 
aproximação de outros dois ligantes, configurando o complexo quadrado planar. 
Complexos tetraédricos 
Os 4 ligantes, em um complexo tetraédrico, estão situados em 4 dos 8 vértices de um cubo regular cujo 
centro é ocupado por um metal, conforme ilustrado na figura à esquerda abaixo. Em outra abordagem 
cujo resultado é equivalente, notamos que o maior distanciamento entre os pares eletrônicos será 
obtido orientando os 4 ligantes na direção dos vértices de um tetraedro, o que justifica o nome dessa 
geometria. Nesse caso, os diferentes pares eletrônicos se distanciam em um ângulo de 109,5ᵒ, conforme 
demonstrado na figura abaixo à direita. 
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Disposição dos 4 ligantes em um cubo. 
Demonstração de como os 4 ligantes de um tetaedro 
apontam para o vértice de um tetraedro. 
A grande diferença do sistema tetraédrico para o octaedro é que são os orbitais assinalados em azul (dxy, 
dxz e dyz), na figura da esquerda acima, que estão mais próximos dos ligantes, apresentando por eles 
maior repulsão, enquanto no octaedro eram os orbitais rosa (dz2 e dx2-y2). Desta forma, em um complexo 
tetraédrico, os orbitais t2g (dxy, dxz e dyz) apresentam energia superior aos orbitais eg. Além disso o 
desdobramento campo cristalino, representado por Δt, apresenta distanciamento energético de 2/5 
Δt para os orbitais t2g e -3/5 Δt para os orbitais eg, conforme demonstrado abaixo. O modo de cálculo da 
Energia de Estabilização do Campo Cristalino (EECC) segue o mesmo raciocínio anteriormente 
utilizado e dependerá, é claro, do número de elétrons em cada um dos 5 orbitais d. 
 
Desdobramento dos orbitais d em um campo tetraédrico. 
 
Devido ao menor número de ligantes, o desdobramento do campo cristalino em um 
tetraedro, Δt, é menor que o mesmo desdobramento em um complexo octaédrico, Δo. 
Aquele é cerca de 44% (, um pouco menos que a metade) deste. Disso, temos outra 
consequência importante, se o desdobramento Δt é pequeno, então é favorecido a 
formação de complexo de spin alto (elétrons desemparelhados). Na verdade, todos os 
complexos tetraédricos são de spin alto [grave isso!]. 
Por fim, listo algumas condições que favorecem a formação de complexo tetraédrico: 
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• Ligantes volumosos. Isso porque, quanto mais volumoso são os ligantes, mais difícil de acomodá-
los espacialmente em torno do átomo central. Em termos técnicos dizemos que há um maior 
impedimento estéricos; 
• Metal apresenta NOX baixo. Quanto menor o NOX, menor o desdobramento do campo cristalino; 
• Quando EECC = 0, ou seja, configurações d0, d10 e d5 em campo baixo; 
• Quando o valor de EECC é pequeno, o que pode acontecer em configurações d1, d2, d6 e d7; e 
• Em geral, cloretos, brometos e iodetos com metais de transição foram complexos tetraédricos. 
Para concluirmos a nossa discussão sobre desdobramento de campo cristalino e EECC, chamo a atenção 
para as chamadas exceções da distribuição de Linus Pauling, as quais podem te levar a erros na hora 
de calcular a EECC. Veja no destaque abaixo. 
 
Fugindo de pegadinhas com as exceções da distribuição eletrônica 
Pessoal, tenham em mente que a distribuição de Linus Pauling é apenas uma sistematização (um 
esquema) para se encontrar de forma fácil a distribuição eletrônica de muitos elementos da tabela 
periódica, sobretudo dos elementos representativos, para os quais o modelo funciona melhor. Desta 
forma, esse “esquema” para encontrar a distribuição eletrônica não é uma regra absoluta, sendo que a 
tabela periódica está carregada de exceções a essa distribuição. Não estou querendo diminuir a 
importância da distribuição de Linus Pauling, a qual é muito prática e aplicável a uma grande parte dos 
elementos químicos. Também não é foco desta aula discutir os motivos de existir as exceções. Sendo 
assim, restrinjo-me ao que é importante para sua prova, a lista de exceções abaixo é importante quando 
o assunto é complexos (compostos de coordenação). 
Nome do elemento Distribuição eletrônica teórica 
Distribuição eletrônica 
experimental 
Cromo Cr: [Ar] 4s2 3d4 Cr: [Ar] 4s1 3d5 
Cobre Cu: [Ar] 4s2 3d9 Cu: [Ar] 4s1 3d10 
Nióbio Nb: [Kr] 5s2 4d3 Nb: [Kr] 5s1 4d4 
Rutênio Ru: [Kr] 5s2 4d6 Ru: [Kr] 5s1 4d7 
Ródio Rh: [Kr] 5s2 4d7 Rh: [Kr] 5s1 4d8 
Paládio Pd: [Kr] 5s2 4d8 Pd: [Kr] 5s0 4d10 
Ouro Au: [Xe] 6s2 4f14 5d9 Au: [Xe] 6s1 4f14 5d10 
Platina Pt: [Xe] 6s2 4f14 5d8 Pt: [Xe] 6s1 4f14 5d9 
*entre colchetes corresponde a distribuição eletrônica dos respectivos gases nobres. Esse artifício é 
utilizado para sintetizar a apresentação da distribuição eletrônica. 
Além da tabela acima, vários lantanídeos e actinídeos também fogem à regra. Para facilitar, tente 
lembrar apenas as principais exceções e lembre-se que, nesses casos, retira-se 1 elétron do último 
orbital s e o adiciona no último orbital d semipreenchido. Beleza? 
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(CESPE - Químico - FUB - 2015) As reações de hidroformilação são catalisadas por complexos de 
metais de transição, sendo os complexos de ródio (Rh) os mais ativos. Quando se deseja isolar o 
aldeído, um dos precursores catalíticos mais empregados é o RhH(CO)(PPh3)3, no qual PPh3 
representa uma molécula de trifenilfosfina (três grupos fenil ligados a um átomo de fósforo). Por 
outro lado, o emprego do catalisador Rh(cp)(CO)2(PBu3), por exemplo, tem permitido a 
obtenção direta de álcoois. 
 
Considerando ΔT como o parâmetro de desdobramento do campo cristalino e que a geometria 
do complexo Rh(cp)(CO)2(PBu3), apresentada, seja tetraédrica, julgue o item subsequente: 
De acordo com a teoria do campo cristalino, a energia de estabilização do campo cristalino no 
complexo Rh(cp)(CO)2(PBu3) corresponde a 0,8 ΔT. 
Comentários: 
O mais difícil da questão era lembrar que o elemento Ródio, Rh, é uma exceção à distribuição eletrônica 
de Linus Pauling. Sua configuração eletrônica experimental é [Kr] 5s1 4d8. Além disso, o candidato 
deveria se lembrar que todos oscomplexos tetraédricos são de spin alto, ou seja, devido ao pequeno 
desdobramento do campo cristalino (Δt), é mais fácil alojar elétrons no nível eletrônico mais elevado do 
que emparelhá-los no nível de menor energia. Abaixo está ilustrado o desdobramento do campo 
cristalino (Δt) para um complexo tetraédrico. 
 
Sendo o complexo de spin alto, então os 8 elétrons dos orbitais d serão distribuídos da seguinte maneira: 
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Com base nessa distribuição, podemos calcular a EECC como segue: 
EECC = [(+2/5).(nº de e- em t2g) + (-3/5).(nº de e- em eg)]. Δt 
EECC = [(2/5).4 - (3/5).4]. Δt = -0,8. Δt 
O gabarito é controverso porque o enunciado não aponta o sinal negativo. Muito provavelmente a banca 
desconsiderou o sinal por mencionar que se trata de uma energia de estabilização, ou seja, 
rebaixamento de energia durante a formação do complexo, sendo, portanto, negativa. 
Resposta: certo 
 
(UFT - Químico Prefeitura de Palmas - 2014) O espectro do complexo [Ti(H2O)]6+, mostra uma 
única banda de absorção no visível em 492 nm. A cor do complexo é púrpura devido à banda de 
absorção permitir que seja transmitida a maior parte da luz vermelha e parte da azul. 
Considerando Δo = E = h.c/λ, em que c é a velocidade da luz (3,0x108 m/s), λ o comprimento de 
onda do máximo de absorção e h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J.s), é CORRETO afirmar 
que o valor do parâmetro de desdobramento de campo (Δo) para esse complexo em KJ/mol é de 
aproximadamente: 
a) 6,626x1023 
b) 243,3 
c) 343,8 
d) 110,5 
Comentários: 
Questão muito interessante porque associa espectroscopia com formação de complexo. O examinador, 
neste exercício, foi bem camarada porque forneceu todas as constantes e fórmulas que precisaremos. 
Lembre-se, a absorção de luz na região do visível por espécies químicas resulta em excitação eletrônica 
de um nível eletrônico de menor energia para um de maior energia. No caso do desdobramento do 
campo cristalino (Δo) na formação do complexo, os orbitais d perdem a degenerescência, passando a 
apresentar energias diferentes. Sendo assim, na situação apresentada no enunciado, a absorção de luz 
ocorrerá com energia igual a Δo. Aplicando os valores fornecidos na fórmula também fornecida, temos: 
Dados: 
c = 3,0x108 m/s (velocidade da luz) 
h = 6,626 x 10-34 J.s (constante de Planck) 
λ = 492 nm ou 492.10-9 m (comprimento de onda de absorção) 
Fórmula: 
Δo = E = h.c/λ 
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Δo = (6,626 x 10-34 J.s x 3,0x108 m/s)/( 492.10-9 m) 
Δo = 4,04.10-19 J 
E agora? Não encontrarmos nenhuma das alternativas. Ainda bem! Se 4,04.10-19 J estivesse presente nas 
alternativas, talvez eu teria errado a questão. O que fizemos até aqui está correto. Então o que está 
faltando? A energia que encontramos é energia necessária para excitar eletronicamente apenas 1 
molécula ou 1 complexo. No entanto, de forma implícita, o enunciado pede a energia necessária para 
excitar 1 mol, observe a unidade de medida pedida “KJ/mol”. Portanto, para encontrarmos a energia 
associada a 1 mol, basta multiplicarmos o valor acima pela constante de Avogadro, como segue: 
Δo = 4,04.10-19 J . 6,02.1023 = 243.222,7 J/mol ou [dividindo por 1000] 243,2 KJ/mol 
Reposta: letra B 
Quelatos (revisando) 
Os ligantes são classificados pelo número de ligação que podem realizar: 
• Monodentado: caso faça apenas uma ligação; 
• Bidentado: caso faça duas; ou 
• Multidentato ou quelante: caso realize mais de duas ligações. 
Amônia, água, cianeto e haletos são exemplos de ligantes monodentados. A etilenodiamino 
(H2NCH2CH2NCH2) é um ligante bidentado, pois seus dois nitrogênios possuem pares de elétrons não 
ligantes, passíveis de serem compartilhados com o metal. 
O quelante mais utilizado em química analítica é o EDTA, o qual é hexadentado. Ele se liga a 
praticamente todos os metais, à exceção dos metais alcalinos. 
Da ligação entre um íon metálico e um quelato, temos outro conceito importante: 
Quelato: composto com estrutura cíclica formado da ligação de íon metálico e um 
agente quelante por meio de várias (pelo menos duas) ligações covalentes. A sua 
estrutura é cíclica. Abaixo segue ilustração do quelato metal-EDTA. 
 
Ilustração da estrutura do quelato metal-EDTA. 
 
Dentre as características dos quelatos, podemos destacar as seguintes: 
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• Apresentam maior estabilidade em relação aos complexos formados por ligantes monodentados. 
Uma forma de se lembrar é notar que para desfazer um quelato precisam ser desfeitas pelo 
menos duas ligações entre ligante e cada ligante quelante, já com o ligante monodentado, apenas 
uma ligação; 
• Quanto maior o número de anéis formados, maior será estabilidade do quelato; e 
• Ligações duplas e simples alternadas conferem maior estabilidade para o quelato devido ao 
efeito de dispersão de carga eletrônica por ressonância. 
 
(IFB - Professor-Química - IFG - 2017) A constante de equilíbrio para a formação do complexo 
Ni(en)32+, mostrada abaixo, é muito maior que a constante de equilíbrio para formação do 
complexo Ni(NH3)62+. 
Ni2+(aq) + 3 en(aq) ⇆ Ni(en)32+(aq) 
en = 1,2 etilenodiamina 
Ni2+(aq) + 6 NH3(aq) ⇆ Ni(NH3)62+(aq) 
Uma das explicações para essa constatação experimental está relacionada ao: 
a) efeito de Jahn-Teller 
b) efeito Tyndall 
c) efeito da amônia 
d) efeito do campo cristalino 
e) efeito quelato 
Comentários: 
O ligante “en" (1,2 etilenodiamina) é bidentado, sendo, portanto, uma quelante. Desta forma, ele se liga, 
por meio de dois de seus átomos, ao átomo central, formando uma espécie de elo. A esse tipo de 
complexo, damos o nome de quelato. Vimos ainda que quelatos são complexos muito mais estáveis que 
os complexos formados por ligantes monodentados, justificando desta forma o fato da constante de 
equilíbrio para a formação do complexo Ni(en)32+ ser muito maior que a do Ni(NH3)62+. 
Resposta: letra E 
 
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PRINCIPAIS PONTOS DO TÓPICO 
Como diferenciar um sal duplo de um complexo? 
A principal diferença entre um sal duplo e um composto de coordenação é o comportamento em meio 
aquoso. Sais duplos quando dissolvidos perdem sua identidade, comportando-se como se fosse dois 
sais simples. Por exemplo: a solução aquosa de carnalita (KCl·MgCl2·6H2O) dissociará em todos os íons 
dos sais iniciais: K+, Cl- e Mg2+. Por outro lado, compostos de coordenação não perdem sua identidade 
em solução aquosa, mantendo algumas estruturas complexas que existiam no estado sólido cristalino. 
Vamos entender por meio de um exemplo: a solução do composto CuSO4.4NH3.H2O apresentará ânions 
SO42- [até aqui nada de diferente], mas também apresentará um íon de estrutura muito mais “complexa”, 
o [Cu(NH3)4]2+, chamado tetramincobre (II). Quando em solução, o outro exemplo de complexo, 
Fe(CN)2.4KCN, forma o hexacianoferrato, [Fe(CN)6]4-. Esses íons de estrutura complicada recebem o 
nome de íons complexos, podendo ser cátions (positivos) ou ânions (negativos). 
Teoria de Werner 
Para explicar a formação dos íons complexos, Werner propôs os seguintes postulados: 
1) Em geral, os elementos apresentam dois tipos de valência: 
o Valência primária (em termos atuais, corresponde ao número de oxidação - NOX): a 
valência do metal corresponde a sua carga. É importantelembrar que a valência primária não 
é direcional, ou seja, a atração eletrostática entre os íons pode acontecer em qualquer direção 
o Valência secundária (valências direcionais): o número de valência secundária equivale ao 
número de ligantes do átomo central e também é chamado de número de coordenação. Por 
exemplo, no [Co(NH3)6]Cl3, 3 Cl- estão ligados por meio de valência primária (NOX) do complexo 
[Co(NH3)6]3+, ao passo que o átomo de cobalto apresenta 6 valências secundárias, pois 6 NH3 
estão ligadas a ele. Cada metal apresenta um número característico de valência secundária. 
Por fim, não menos importante, devemos lembrar que a valência secundária é direcional, ou 
seja, apresenta-se em direções fixas do espaço. Desta forma, os ligantes devem sempre ocupar as 
mesmas direções espaciais, o que acaba influenciando na geometria do íon complexo. 
o Os elementos tendem a suprir suas valências primárias e secundárias: as cargas opostas se 
atraem por forças eletrostática de modo que haja um contrabalanceamento das cargas, em um 
sal simples como CaCl2, o cátion Ca2+ é rodeado, de forma mais próxima, por dois ânions Cl-. 
Dizemos, portanto, que a valência primária do cálcio foi satisfeita. No [Fe(CN)6]3-, por exemplo, a 
valência secundária do ferro, que é 6, também foi satisfeita por sei ligantes CN-. 
Três teorias podem ser utilizadas para explicar a formação das ligações em complexos: teoria da ligação 
de valência (TLV), teoria dos orbitais moleculares (TOM) e teoria do campo cristalino (TCC). Na tabela 
abaixo, apresento a abordagem de cada uma para complexos e respectivas limitações. 
 
 
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==208aa8==
 
 Abordagem sobre complexos Limitações 
Teoria da ligação de 
valência (TLV) 
Ligantes e metal (átomo central) 
formam ligações coordenadas, em que o 
ligante possui um par de elétron livre e 
o metal possui orbital vazio para receber 
tais elétrons. Prevê quais orbitais 
participam das ligações interatômicas e 
explica a estabilidade dos complexos. 
Não explica a coloração dos 
complexos de metais de transição 
e não explica a variação das 
propriedades magnéticas em 
função da variação de 
temperatura. 
Teoria dos orbitais 
moleculares (TOM) 
Explica razoavelmente bem a formação 
dos complexos. Considera tanto ligações 
iônicas como covalentes. 
Não pode ser utilizada sozinha 
para o entendimento sobre a 
formação de complexos. Utiliza 
teoria “complicada” que envolve 
cálculos computacionais 
demorados. 
Teoria do campo 
cristalino (TCC) e teoria 
do campo ligante (TCL) 
É a mais utilizada para explicar a 
formação de complexos. Considera que a 
interação entre ligantes e metal (átomo 
central) é apenas eletrostática. Quando a 
TCC considera a contribuição de ligações 
covalentes, recebe o nome de e teoria do 
campo ligante (TCL). Explica, de forma 
simplificada e eficiente, a formação de 
complexos e seus respectivos espectros, 
ou seja, a suas colorações. 
 
Complexo octaédrico 
 
Aproximação dos 6 ligantes no sistema octaédrico 
 
Desdobramento do campo cristalino para os orbitais d de um complexo octatédrico 
Duas possibilidades para distribuição dos elétrons d nos dois níveis eletrônicos eg, t2g: 
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• se Δo < P, campo fraco, o 4º elétron é alocado em um dos orbitais do nível eg; e 
• se Δo > P, campo forte, o 4º elétron se emparelha em um dos orbitais do nível t2g. 
Em campo fraco, o número de elétrons desemparelhados será maior e, por isso, recebe o nome de 
complexo de spin alto. Por outro lado, se o número de elétrons desemparelhados for menor, recebe o 
nome complexo de spin baixo. 
Fatores que influenciam no valor do desdobramento do campo cristalino 
Fatores Efeito sobre o desdobramento do campo cristalino 
NOX do íon metálico 
Quanto maior o NOX, maior o desdobramento do campo cristalino (maior 
o valor Δo ou 10Dq). Isso acontece porque, com o aumento da carga do metal, 
sua atração com os ligantes aumenta, configurando um campo forte com maior 
desdobramento do campo cristalino. 
Natureza do íon 
metálico 
O valor de Δo aumenta à medida que aumenta o período do metal, em uma 
mesma família. Desta forma, (Δo p/ 3d) < (Δo p/ 4d) < (Δo p/ 5d). Dessa 
tendência, tem-se que o metais do 2º e do 3º período apresentam maior 
tendência a formar complexo de spin-baixo se comparado aos metais do 1º 
período. Veja, na séria abaixo, o resultado desse fator: 
Mn2+ < Ni2+ < Co2+ < Fe2+ < V2+ < Fe3+ < Co3+ < Mo3+ < Rh3+ < Ru3+ < Pd4+ < Ir3+ < 
Pt4+ 
Quantidade de ligantes 
e geometria 
Em geral, quanto maior o número de ligantes, maior forte será o campo e, 
consequentemente, maior será magnitude de Δo. Embora ainda não 
tenhamos estudados os complexos tetraédricos, para exemplificar, adianto que 
o valor de Δt (desdobramento para um complexo tetraédrico) é, em média, 0,44 
do valor Δo, ou seja, um pouco menos que a metade. Ou, em outras palavras, Δo 
é um pouco mais que o dobro de Δt. Essa diferença se justifica porque no 
complexo octaédrico há 6 ligantes, enquanto que tetraedro, 4 ligantes. Outro 
fator que influencia nessa diferença é a disposição espacial dos orbitais como 
veremos mais adiante. 
Natureza dos ligantes 
Denominou-se série espectroquímica a ordem dos ligantes em relação ao 
efeito no desdobramento do campo cristalino. Essa ordem foi determinada 
experimentalmente. Quanto mais a direita da série, mais forte será o campo 
e maior será magnitude de Δo. Segue abaixo a referida série. Ligantes mais ao 
final da série eletroquímica são ditos ligantes de campo forte, ao passo que os 
mais ao início são ditos ligantes de campo fraco. 
I- < Br- < S2- < Cl- < NO3- < F- < OH-< EtOH < oxalato < H2O < EDTA < (NH3 e piridina) < etilenodiamina < 
bipiridina < o-fenantrolina < NO2- < CN- < CO 
Efeito Jahn-Teller 
Em vários complexos, o preenchimento entre os 3 orbitais t2g são desiguais ou entre os 2 orbitais eg são 
desiguais. Ora, se cada orbital possui uma orientação espacial diferente, conforme já demonstrado no 
início dessa aula, então o preenchido desigual de orbitais degenerados (= mesmo nível energético) 
provocará uma repulsão desigual dos 6 ligantes. O resultado dessa repulsão desigual é a distorção do 
octaedro, deixando de ser uma figura regular. São dois os tipos de distorção [ilustrada no paralelo 
abaixo]: alongamento tetragonal e compressão tetragonal. A esse fenômeno dá se o nome efeito 
Jahn-Teller. 
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Alongamento tetragonal Octaedro regular Compressão tetragonal 
Comparação entre o octaedro regular e os octaedros distorcidos 
As configurações eletrônicas que produzem distorções mais pronunciadas são d4, d7 e d9, pois nesses 
casos o preenchimento dos orbitais eg são desiguais. 
O teorema de Jahn-Teller diz que sistemas moleculares não lineares em estado 
eletrônico degenerado são instáveis e, por isso, sofrem algum tipo de distorção para 
reduzir a assimetria e desfazer a degenerescência. Outra forma de interpretarmos esse 
teorema é lembrar que sempre que houver ocupação desigual de orbitais eg, haverá 
distorção. Decorrente desse teorema, podemos dizer ainda que moléculas ou 
complexos que possuam orbitais eg ou t2g desigualmente ocupados apresentarão 
distorção, exceto os planares. 
Complexos quadrados planares 
Duas situações em que eles são formados: 
• Configuração d8 com ligantes de campo forte. Exemplo: [NiII(CN)4]2-; 
• Configuração d4 com ligantes de campo fraco. 
Nesses dois casos, haverá 2 e 1 elétron,respectivamente, no orbital dz2 que impedirá por repulsão que 
ligantes se aproximem do eixo z. Ao mesmo tempo, o orbital dx2-y2 estará vazio, permitindo a 
aproximação e ligação de 4 ligantes no plano x,y. 
Complexos tetraédrico 
 
 
Disposição dos 4 ligantes em um cubo 
Demonstração de como os 4 ligantes de um tetaedro 
apontam para o vértice de um tetraedro. 
A energia dos níveis eletrônicos eg e t2g são invertidas em relação ao octaedro, já que agora os orbitais 
do nível t2g são mais fortemente repelidos pelos ligantes. 
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Desdobramento dos orbitais d em um campo tetraédrico 
Devido ao menor número de ligantes, o desdobramento do campo cristalino em um 
tetraedro, Δt, é menor que o mesmo desdobramento em um complexo octaédrico, Δo. 
Aquele é cerca de 44% (, um pouco menos que a metade) deste. Disso, temos outra 
consequência importante, se o desdobramento Δt é pequeno, então é favorecido a 
formação de complexo de spin alto (elétrons desemparelhados). Na verdade, todos os 
complexos tetraédricos são de spin alto [grave isso!]. 
 
 
 
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QUESTÕES COMENTADAS 
Noções iniciais sobre compostos de coordenação e formação das 
ligações coordenadas 
1. (CESPE - Perito Criminal Federal/Cargo 6 - Polícia Federal - 2018) 
 
Na hemoglobina, um íon Fe2+ se encontra coordenado a quatro átomos de nitrogênio de um anel 
porfirínico e a mais um nitrogênio de um grupo histidina que faz parte da proteína. A sexta posição na 
geometria octaédrica pode ser preenchida por uma molécula de O2 para formar a oxiemoglobina, 
responsável pelo transporte do O2 pela corrente sanguínea. De acordo com a teoria do campo cristalino, 
a oxiemoglobina consiste em um complexo de spin baixo. Por outro lado, se a molécula de O2 é 
substituída por uma molécula de H2O, tem-se então um complexo de spin alto. A figura precedente 
mostra os níveis de energia para os orbitais d antes e após o desdobramento pelo campo cristalino em 
um complexo octaédrico. 
Com base nas informações e na figura apresentadas e considerando que a configuração eletrônica do 
íon Fe2+ é d6, julgue o próximo item, de acordo com a teoria do campo cristalino. 
A partir das informações fornecidas, conclui-se que a molécula de H2O é um ligante de campo mais fraco 
do que a molécula de O2. 
Comentários: 
conforme estudamos, ligantes de campo forte produzem um maior desdobramento do campo cristalino 
(maior valor de Δo) e, por isso, favorecem a formação de complexo de spin baixo. Relembro que isso 
acontece porque se Δo > P (energia necessária para emparelhar dois elétrons em um só orbital), então será 
“menos energético” emparelhar o elétron do que elevar o elétron ao nível eg, ou seja, o 4º elétron ficará no 
nível t2g emparelhado com outro elétron. Após essa rápida revisão, podemos extrair do enunciado que 
oxiemoglobina consiste em um complexo de spin baixo, em que o O2 está presente como ligante, ou seja, 
esse é um ligante de campo mais forte que a água (H2O), que, em substituição ao O2, produz complexo de 
spin alto. 
Resposta: certo 
2. (IADES - Perito Criminal/Química - PCDF - 2016) A hemoglobina é a proteína que tem como 
principal função o transporte de gases para os tecidos. A parte proteica da molécula de hemoglobina 
Diego Souza
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(globina) é composta por quatro cadeias polipeptídicas às quais se liga um grupo prostético (heme). O 
heme, anel porfirínico tetrapirrólico cujo núcleo contém ferro na forma de Fe2+, é o pigmento que dá a 
cor vermelha ao sangue. A respeito do complexo ferro-porfirina, é correto afirmar que o 
a) complexo apresenta geometria octaédrica. 
b) ferro está tetracoordenado. 
c) complexo é diamagnético. 
d) ferro faz três ligações covalentes simples e uma coordenada. 
e) complexo tem maior caráter iônico. 
Comentários: 
Embora a maioria dos complexos de ferro, nos estados de oxidação +2 e +3, sejam hexacoordenados, 
complexos tetracoordenados também são encontrados como é o caso anel porfirínico TETRApirrólico, 
mencionado no enunciado. 
Resposta: letra B 
3. (IESES - Perito Criminal Bioquímico - IGP-SC - 2017) Os elementos 26Fe e 28Ni no estado oxidado 
podem formar compostos de coordenação. Quais são os orbitais hibridizados para cada complexo 
metálico abaixo: 
Complexo 1= [Fe(CN)6]K3, 
Complexo 2= [Ni(CN)5]K3, 
Complexo 3=[Ni(NH3)6]Cl2 
a) Complexo 1: sp3d; complexo 2: sp3d2; complexo 3: sp3d2 
b) Complexo 1: sp3d2; complexo 2: sp3d2; complexo 3: sp3d. 
c) Complexo 1: sp3d2; complexo 2: sp3d; complexo 3: sp3d2. 
d) Complexo 1: sp2d; complexo 2: sp3d2; complexo 3: sp3d2. 
Comentários: 
A maneira mais rápida em resolver tal questão é observarmos o número de ligantes (número de 
coordenação) em cada complexo e, em seguida, relacionarmos a geometria encontrada com o tipo de 
hibridização. Vejamos: 
Complexo 1= [Fe(CN)6]K3, → 6 ligantes → geometria octaédrica 
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Complexo 2= [Ni(CN)5]K3, → 5 ligantes → geometria bipirâmide trigonal 
Complexo 3=[Ni(NH3)6]Cl2 → 6 ligantes → geometria octaédrica 
Podemos relacionar a geometria diretamente com a hibridização do átomo por meio da seguinte tabela que 
estudamos em aula passada: 
Arranjo Eletrônico Hibridização do átomo central 
Linear sp 
Trigonal planar sp2 
Tetraédrico sp3 
Bipirâmide trigonal sp3d 
Octaédrico sp3d2 
Desta forma, temos: 
Complexo 1= [Fe(CN)6]K3, → 6 ligantes → geometria octaédrica → sp3d2 
Complexo 2= [Ni(CN)5]K3, → 5 ligantes → geometria bipirâmide trigonal → sp3d 
Complexo 3=[Ni(NH3)6]Cl2 → 6 ligantes → geometria octaédrica → sp3d2 
Outra maneira de raciocinarmos em cima da questão é entendermos que, no complexo 1, por exemplo, para 
se ligar a 6 ligantes (doadores de pares eletrônicos) igualmente, o átomo central precisará de 6 orbitais 
vazios de mesma energia. Desta forma, será necessário hibridizar (“misturar”) 1 orbital s (o único), os 3 
orbitais p e mais 2 orbitais d, totalizando os 6 necessários. 
Resposta: letra C 
4. (UFT - Químico Prefeitura de Palmas - 2014) Compostos de coordenação desempenham um 
papel importante na química inorgânica. Em relação a esses compostos, analise as afirmativas a seguir: 
I. A constituição de um complexo é determinada por fatores como tamanho do átomo ou íon central, 
as interações estéricas e as interações eletrônicas. 
II. Os complexos [AgCl2]- e [Hg(CH3)2] possuem números de coordenação altos. 
III. Elétrons nos orbitais dz2 e dx2-y2 são repelidos mais fortemente pela carga negativa dos ligantes do 
que os orbitais dxy, dyz e dzx. 
IV. O complexo [Co(H2O)6]3+ é de spin baixo, assim ele favorece ligantes de campo forte. 
Marque a afirmativa CORRETA. 
a) Apenas as afirmativas II e III estão corretas. 
b) Apenas as afirmativas I e III estão corretas. 
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c) Apenas as afirmativas I, III e IV estão corretas. 
d) Apenas as afirmativas I, II e III estão corretas. 
Comentários: 
Afirmativa I: verdadeira. Conforme estudamos, variáveis como número de coordenação, desdobramento 
do campo cristalino, efeitos estéricos, que são determinantes para formação dos complexos,