equilibrio de complexos

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Prof. Celeste Yara dos Santos Siqueira 
celesteyara@iq.ufrj.br 
Equilíbrio de Complexação
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O que são complexos? Equilíbrio de Complexos
(Compostos de Coordenação)
Os COMPLEXOS são compostos de coordenação formados entre um ÁTOMO CENTRAL e um 
LIGANTE. 
COMPLEXO
Ácido de Lewis
Receptor de 
elétrons
(metal)
+
=
Base de Lewis
Doador de par 
elétrons
(complexante)
LIGANTE (L)METAL
(DE TRANSIÇÃO)
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Equilíbrio de Complexos
(Compostos de Coordenação)
Íon Complexo: É um conjunto formado por um íon metálico ligado a um ou mais grupos 
doadores de elétrons.
Íons metálicos são ácidos de Lewis, ou seja, substâncias capazes de receber pares
de elétrons provenientes das bases de Lewis, que são ligantes doadores de
elétrons.
Íons metálicos formadores de complexos: são os dos grupos B da Tabela
Periódica. Ex.: Fe3+, Al3+, Cr3+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Ag+, Pt4+, etc
Metais alcalinos: não formam complexos
Metais alcalinos terrosos: pouca formação de complexos
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Ligantes ou agentes complexantes
São espécies neutras ou iônicas que possuem pelo menos 1 par de elétrons
desemparelhados disponível que podem ser doados.
Ex.: H2O, NH3, Cl-, F-, CN-, OH- etc
A agua pode atuar como ligante. A maioria dos íons metálicos em solução aquosa existe 
como aquocomplexos (íons hidratados). 
Ex.: [Cu(H2O)4]2+, [Cr(H2O)]3+, [Ag(H2O)2]+
As reações de formação de complexos em solução aquosa representam uma troca de 
ligantes, transformando aquocomplexos em complexos mais ESTÁVEIS 
Solução azul turqueza Solução azul escura
[Cu (H2O)4 )
2+ + 4 NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 4 H2O 
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Número de Coordenação
Íon
No. de coordenação 
(NC)
Estereoquímica
Ag+ 2 Linear
Co2+, Cu2+, Cd2+ e Zn2+ 4 Tetraédrica ou plano quadrada
Cr3+, Al3+ e Fe3+ 6 Octaédrica
De uma maneira geral, considera-se o número de coordenação, o dobro da carga do metal
É o no de pares de elétrons que o íon metálico é capaz de aceitar. Representa o número 
de ligantes simples que podem se unir ao íon metálico 
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COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO
Carga
A carga do íon complexo é o somatório das cargas de
cada íon que forma o complexo:
Ag+ + 2CN- [Ag(CN)2]-
Cu+2 + 4CN- [Cu(CN)4]-2
Fe+2 + 6CN- [Fe(CN)6]-4
Fe+3 + 6CN- [Fe(CN)6]-3
Se moléculas neutras estão envolvidas:
Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+
Ni+2 + 6NH3 [Ni(NH3)6]+2
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 Características que influenciam na estabilidade do
complexo:
- A força básica dos ligantes;
- As propriedades quelantes;
- Os efeitos estéricos.
COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO
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Classificação dos Ligantes
De acordo com o número de átomos ou grupos doadores de elétrons presentes no 
ligante. 
Número de grupos doadores = número de “dentes”
Denticidade  no de ligações covalentes dativas que o ligante é capaz de efetuar com o íon 
metálico central 
A) Ligantes Monodentados  possuem um par de elétrons disponível, uma
ligação covalente dativa.
Exemplo: H2O, NH3, CN-, F-,Cl-, SCN-
B) Ligantes Polidentados  possuem mais de um par de elétrons disponível, fazem
mais de uma ligação covalente dativa.
Exemplo: EDTA (ácido etilenodiaminotetracético)
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Ligantes polidentados ou ligante quelante: se ligam ao metal através de mais de
um átomo.
Ligantes bidentados: 2 grupos doadores, forma um anel quelato por
molécula de ligante.
Ex.: oxalato (C2O4
2-)
Ex.: Dimetilglioxina (DMG)
O
-
O O
O
-
Mn+
Classificação dos Ligantes
Ni +2 + 2 DMG + 2 NH3 = Ni(DMG)2 (vermelho) + 2 NH4
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Ligantes tetradentados (3 anéis quelato)
Ex. Ácido nitrilotriacético (NTA)
Ex. ATP: a forma biologicamente ativa do ATP é um complexo de Mg2+.
N
OH
O
OH
O
OH
O
Classificação dos Ligantes
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EDTA (Ácido EtilenoDiaminoTetrAcético)
Os complexos formados são sempre do tipo 1:1 (impedimentos estéricos)
Tetraácido: H4L
O EDTA é um agente
complexante formador de quelatos
(capacidade para sequestrar íons metálicos),
contendo 6 grupos doadores e- capazes
de se coordenar ao íon metálico :
(ligante hexadentado) 2N, 4-COOH .
O EDTA forma complexos
solúveis, muito estáveis, com a maioria
dos íons metálicos, inclusive os
alcalinos-terrosos.
https://en.wikipedia.org/wiki/Metal
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Ligante monodentado 
COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO
O Cu (II) pode ser complexado com quatro moléculas de NH3
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Ligante Bidentado 
COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO
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CONSTANTES DE FORMAÇÃO DE 
COMPLEXOS
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Constantes 
Sucessivas ou 
Parciais
CONSTANTES DE FORMAÇÃO DE 
COMPLEXOS
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Constantes de formações globais (β)
Constantes 
Globais
(1)
(2)
(3)
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Zn+2 + 4 NH3 = [Zn(NH3)4]2+ β4
[Zn (H2O)4]2+ + NH3 = [Zn(H2O)3NH3]2+ Kform1 = 186
[Zn (H2O)3NH3]2+ + NH3 = [Zn(H2O)3(NH3)2]2+ Kform2 = 219
[Zn (H2O)2(NH3)2]2+ + NH3 = [Zn(H2O)(NH3)3]2+ Kform3 = 251
[Zn (H2O) (NH3)3]2+ + NH3 = [Zn(NH3)4]2+ Kform4 = 112 
K1 K2 K3K4 = [Zn(NH3)4] 2+] / [Zn+2] [NH3]4 = 1,1 x 10 9 = β4 
Equilíbrios envolvendo íons complexos
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Exercício: Sabendo as constantes de equilíbrio de formação parcial do
complexo diaminoprata(I), calcule a constante do equilíbrio global da
formação do complexo.
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Exercício: A prata forma um complexo estável 1:1 com o ligante trietilenotetramina (trien).
Calcule a concentração de prata no equilíbrio quando 25,00 mL de AgNO3 0,01 mol/L é
adicionado a 50,00 mL de trien 0,015 mol/L. Dado: Kf = 5x107
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Exercício: A prata forma um complexo estável 1:1 com o ligante trietilenotetramina (trien).
Calcule a concentração de prata no equilíbrio quando 25 mL de AgNO3 0,01 mol/L é
adicionado a 50 mL de trien 0,015 mol/L. Dado: Kf = 5x107
X= 0,0033 / 5 x 107 x 0,007 = 9,9 x 10-9 mol/L 
0,01 – 0,003 = 0,07 que é semelhante a 0,0067 (teria que resolver a equação de 2 grau) 
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Exercício: Calcular a concentração de cadmio em uma solução
obtida ao dissolver 2,4 moles de KCN e 0,1 mol de Cd(NO3)2 em
agua pura para obter 1 L de solução.
Kf = 7,1 x 10 18
Cd+2 + 4 CN- = Cd(CN)4
2-
No inicio 0,1 2,4 -
No equilíbrio x 2,4 – (4x 0,1) 0,1
2,0
Kf = [Cd(CN)4
2- ] / [Cd +2] [CN-]4  7,1 x 1018 = [0,1] / [Cd +2] [2,0]4 = 8,8 x 10 -22 mol/L
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Exercício: A cor vermelha do complexo (FeSCN)2+ é visível ao olho humano quando a
concentração do complexo é igual a 6,40x10-6 mol/L ou superior. Qual será a concentração
mínima de KSCN necessária para detectar 1,00 mg/L de Fe3+ em água mineral? Dados: K1
= 1,40x102 ; MM(Fe) = 55,80 g/mol
Fe+3 + SCN- = [FeSCN]2+
Inicio 1,8 x 10-5 ? -
Reação – 6,40 x 10-6 – 6,40 x 106- 6,40 x 10-6
Equilíbrio 1,16 x 10-5 [SCN-] eq 6,40 x 10-6
1,40 x 102 = 6,40 x 10-6 / 1,16 x 10-5 [SCN]eq [SCN]eq =3,90 x 10-3 mol/L
[SCN]inicial = 3,90 x 10-3 + 6,40 x 10-6 = 3,90 x 10-3 mol/L
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Efeito sobre o Equilíbrio de Solubilidade 
A reação de formação de complexo pode competir com o equilíbrio de
solubilidade de um sal pouco solúvel, aumentando a sua solubilidade.
Skoog, D. A.; West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. Fundamentos de Química Analítica. 9a ed. São Paulo: 
Cengage Learning, 2015 (pág. 283)
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A reação de formação de complexo pode competir com o equilíbrio de
solubilidade de um sal pouco solúvel, aumentando a sua solubilidade.
Efeito sobre o Equilíbrio de Solubilidade