ligacao quimica [Modo de Compatibilidade]

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LIGAÇÕES QUÍMICAS
TIPOS
- Iônica e covalente. A maioria das ligações pode ser classificadas entre iônica e covalente
LIGAÇÃO IÔNICA
Na (1s2 2s2 2p6 3s1) → Na+ (1s2 2s2 2p6) + 1e-
Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5) + 1e- → Cl- (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6)
Estrutura de Lewis
(Russel)
Na Cl → Na+ Cl -
por atração eletrostática forma a 
lig. Iônica ou eletrovalente
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- no estado gasoso: Na+Cl- = par iônico
- no estado sólido: Na+ rodeado por 6 Cl-; cada Cl- rodeado por 6Na+. Média 1Na+1Cl-.
Sempre um elemento apresenta baixa energia de ionização e o outro, alto.
Regra do octeto
- camada de valência ns2 np6 é estável (gases nobres) 
- permite determinar a estequiometria: Na2O, CaCl2, Al2O3, K3N etc
LIGAÇÃO COVALENTE
Forma entre elementos onde a tendência de ganhar ou perder elétrons é semelhante.
E
 
(
k
J
/
m
o
l
)
-458 energia de dissociação
repulsão atração
Distância (nm)0,074nm
Comprimento da ligação (distância média)
Balanço de forças: a atrativa cresce rápido com a distância
a repulsiva cresce e domina em distância menor
MECÂNICA QUÂNTICA
↑↓
Princípio de exclusão de Pauli. Par de elétron emparelhado-
molécula não é paramagnética porém o átomo é.
H-H
Energia vibracional quantizada
Ligação de valência ou MO
Estrutura de Lewis
- mostra quais átomos estão ligados entre sí;
- mostra como os elétrons de valência estão colocados (pares de elétrons compartilhados 
e isolados);
- não mostra a geometria da molécula.
Regra do octeto
- HF, HCl, CH4, CCl4, NH3, C2H6, NH4+ etc;
Exceções: octeto incompleto (BeH2, BF3) e expandido (PCl5, etc)
Octeto incompleto
BF3: 5B (1s2 2s2 2p1)
F B F•
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Octeto expandido
Cl
PCl5: 15P (1s2 2s2 2p6 3s2 3p3) Cl P Cl
17Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5)
Cl Cl
Outros ex.: XeF4, BrF5, SF4, BrF3, PF5, etc
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F B F
(semelhante para BH3)
F
NO: N O
Teoria do Orbital Molecular
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Ressonância
O3 O O
O O ↔ O O••
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••117o
••••
PROPRIEDADES DE UMA MOLÉCULA
- Polaridade das ligações
- Geometria
Polaridade da molécula
µ- momento de dipolo elétrico
Mesmo nas moléculas neutras sem carga sempre existe uma separação de cargas nas ligações.
Moléculas polares orientam-se no campo elétrico → mudança na orientação produz variação 
de energia → medida do momento elétrico dipolar
µ = q.l (µ = ∑qi.Xi)
-q +q
l
-q +q
q – unidade eletrostática (ues)
l – distância cm
µ em Debye (D)
1D = q(ues) x l(cm)/10-18
1D = q(C) x l(m)/3,355x10-30
Na+Cl- l=2,4x10-8cm; q=4,8x10-8 ues (1,6x10-19C)
µNaCl=12D (µexp=9D) – desvio devido à polarização.
Eletronegatividade de Pauling (Tabela)
- Valor referente à diferença de eletronegatividade > 1,7 → lig. Iônica
< 1,7 → lig. Covalente
Em ligações múltiplas, o desvio é maior.
GEOMETRIA
Método VSEPR (Repulsão entre pares de eletrônicos da camada de valência)
Consiste em determinar a orientação dos pares de elétrons (compartilhados ou isolados) de
maneira que as repulsões sejam menores possíveis.
Energia
pares
compartilhados
par compartilhados X
par isolado
pares isolados
< <
compartilhados par isolado
Regra
1. Pares eletrônicos da camada de valência (compartilhados ou isolados) orientam-se de
maneira que a sua energia seja mínima;
2. A repulsão entre pares isolados (esparramados e volumosos) é maior que par isolado-
compartilhado, que é maior que entre pares compartilhados quando separados pelo
mesmo ângulo;
3. Força de repulsão entre pares que estão à 90o<120o<180o.
NÚMERO ESTÉRICO E ORIENTAÇÃO DOS PARES ELETRÔNICOS
Número estérico é definido como no total de pares de elétrons (compartilhados ou não) ao
redor do átomo central. É chamado também de pares de valência (PV).
AsCl3 (33As, 17Cl) AsCl
Cl
Cl••
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Número estérico ou PV = 4
SF4 (16S, 9F)
Número estérico ou PV = 5SF F••
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••
Tabela de geometria (ver cópia)
As
••
Cl
Cl Cl
- Orientação tetraédrica
- Geometria da molécula
= Pirâmide trigonal
S
F
F
F
F
••
S
F
F
F
F
•
•
3 pares isol-comp 90o
3 pares comp-comp 90o
3 pares comp-comp 120o
1 par isol-comp 180o
2 pares isol-comp 90o
4 pares comp-comp 90o
2 pares isol-comp 120o
1 par comp-comp 120o
1 par comp-comp 180o
F
F
F•
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•
•
-Orientação=bipi-
râmide trigonal
- Geometria
= gangorra
Exercício: Escreva a estrutura de Lewis e determine a geometria das seguintes moléculas:
SF6, PF5, BrF5, BrF3, XeF4.
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
CO2 O=C=O
- Ligações múltiplas é formada por 2 tipos de ligações (σ e pi)
- Geometria é determinada pelas ligações σ.
••
•
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• • •
pi pi
Número estérico ou PV = PV -PV = 2 → orientação linearCO O
••
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••
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•
pi pi
σ σ
Número estérico ou PV = PVtotal-PVpi = 2 → orientação linear
molécula linear
Exercício: Escreva a estrutura de Lewis e determine a geometria das seguintes moléculas:
H2CO, F2SO2.
CARGA FORMAL E NÚMERO DE OXIDAÇÃO
CARGA FORMAL
1) Designar os elétrons dos pares isolados ao seu átomo;
2) Dividir cada par compartilhado atribuindo um elétron para cada átomo
Carga formal = (elétrons de valência)átomo isolado – (elétron de valência)átomo ligado
SO O••
••
•
•
••
• •
•
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•
••
• •
O ••••
• • 2- Átomo No de e- de valência 
átomo isolado
No de e- de valência 
átomo ligado
Carga 
formal
S 6 4 +2
O
••
•
•••
•
•
• • •• O 6 7 -1
C O•••• •• ••••
C 4 5 -1
O 6 5 +1
ClO
O
O••
••
•
•
••
•
•••
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• •
•
•
••
•
•
••
• •
O ••••
• •
H
H 1 1 0
O(2lig) 6 6 0
O(1lig) 6 7 -1
Cl 7 4 +3Soma das cargas=carga da espécie
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
Existem dois métodos para determinação
Método 1
Ilustra melhor a diferênça entre a carga formal.
1) Designar os elétrons dos pares isolados ao seu átomo;
2) Designar os pares de elétrons compartilhados ao átomo mais eletronegativo.
•
• • +7 Átomo No de e- de valência No de e- de valência No oxid.
Número de oxid. = (elétrons de valência)átomo isolado – (elétron de valência)átomo ligado (método1)
ClO
O
O••
••
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•••
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• •
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••
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•
••
• •
O ••••
• •
H
+7
-2
+1
Átomo No de e- de valência 
átomo isolado
No de e- de valência 
átomo ligado
No oxid.
H 1 0 +1
O(2lig) 6 8 -2
O(1lig) 6 8 -2
Cl 7 0 +7
Soma dos no oxid =carga
da espécie
Método 2
Regra
1) Flúor tem sempre o no de oxidação -1;
2) Oxigênio tem sempre o no de oxidação -2. Exceções: a) Peróxidos (-1) e 
superóxidos (-1/2); b) Fluoretos de oxigênio OF2 (+2) e O2F2 (+1);
3) Hidrogênio tem no de oxidação +1. Exceção: em hidretos metálicos é -1;
4) Compostos de elementos do grupo periódico IA e IIA tem seus no de oxidação +1 e
+2, respectivamente. Elementos do grupo periódico IIIA possuem geralmente o no de 
oxidação +3;
5) Na fórmula da substância ou espécie (íon, átmo, molécula) a soma dos no de oxidação 
de todos os átomos é igual à carga elétrica que aparece com a fórmula;de todos os átomos é igual à carga elétrica que aparece com a fórmula;
a) num átomo de qualquer elemento no estado livre (não combinado) tem no de 
oxidação zero;
b) Qualquer íon simples (monoatômico)tem seu no de oxidação igual à sua carga;
c) a soma dos no de oxidação de todos os átomos da fórmula de um composto inteiro
é igual à zero;
d) a soma dos no de oxidação de todos os átomos que aparecem na fórmula de um íon
poliatômico ou complexo é igual à carga elétrica do íon.
MECÂNICA QUÂNTICA
- Diagramas de Lewis explicaram as fórmulas moleculares e o conceito de valência; 
- esclareceu que o compartilhamento de par de elétrons era a base de uma ligação 
química covalente (esses avanços ocorreram 10 anos antes do desenvolvimento da
mecânica quântica);
- Mas somente mecânica quântica foi capaz de explicar o comportamento dos elétrons
nas moléculas;
- Se todas as ligações fossem iônicas, bastava conhecer as condições necessárias para 
que os elétrons pudessem ser transferidos de um átomo para outro para descrever a
ligação química;
-Maioria da ligações são covalentes: funções de onda de dois átomos devem sobrepor para-Maioria da ligações são covalentes: funções de onda de dois átomos devem sobrepor para
a formação da lig. covalente – e se a ligação se forma, os elétrons são ligantes que
elimina a repulsão eletrostática entre dois núcleos.
LIGAÇÃO IÔNICA
Momento dipolar do NaCl é 25% menor que o calculado. Isso se deve distorção do íon 
esfericamente simétrica – aparecimento de momento dipolar induzido
LIGAÇÃO COVALENTE
Teoria da ligação de valência (sobreposição de orbitais atômicos) e 
Teoria do orbital molecular (forma se novos orbitais)
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (VB)
-Considera que um par de átomos forma a ligação;
-Os orbitais atômicos (forma) permanecem essencialmente inalterados;
-O par de elétrons ocupa um orbital em cada um dos átomos simultaneamente.
Geometria - determinada pelos orbitais híbridos
HIBRIDAÇÃO sp3
Carbono (1s2 2s2 2p2)
↑ ↑↑↓2s 2p
2px 2py 2pz
↑↓ ↑↓↑↓2s 2p
2px 2py 2pz
↑↓∆
↑↓
↑ ↑↑↓
1s
2s 2p
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2s 2p ↑↓
H H HH
↑↓
↑ ↑↑
1s
2sp3 2sp3 2sp3
↑
2sp3
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2sp3 2sp3 2sp3
↑↓
2sp3
H H H H
2p
2s
2sp3
Exercício:Montar a molécula CH3-CH3 mostrando os orb. Híbridos, o tipo e 
a geometria da molécula
Nitrogênio (1s2 2s2 2p3)
2p 2p 2p 2p 2p 2p
Hibridação sp3
Geometria da molécula=
tetraédrica (109,5o)
2px 2py 2pz
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2s 2p
2px 2py 2pz
↑↓∆
H H H
↑↓
↑ ↑↑↓
1s
2sp3 2sp3 2sp3
↑
2sp3
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2sp3 2sp3 2sp3
↑↓
2sp3
H H H
↑↓
↑ ↑↑↓
1s
2s 2p ↑
NH3 2sp3 Hibridação sp3
Geometria da molécula=
pirâmide trigonal (107o)
Exercício:Montar a molécula CH3-NH2 mostrando os orb. híbridos e dar a geometria da 
molécula
Oxigênio (1s2 2s2 2p4)
2p 2p 2p 2p 2p 2p
H2O 2sp3 Hibridação sp3
Geometria da molécula=
angular (105o)
2px 2py 2pz
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2s 2p
2px 2py 2pz
↑↓∆
H H
↑↓
↑↓ ↑↑↓
1s
2sp3 2sp3 2sp3
↑
2sp3
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2sp3 2sp3 2sp3
↑↓
2sp3
H H
↑↓
↑↓ ↑↑↓
1s
2s 2p ↑
Exercício:Montar a molécula CH3-OH mostrando os orb. híbridos e a geometria da molécula
Enxofre (1s2 2s2 2p6 3s2 3p4)
2px 2py 2pz
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2s 2p
2px 2py 2pz
↑↓
∆
↑↓
↑↓ ↑↑↓
1s
2s 2p ↑
3px 3py 3pz
↑↓ ↑↑↓3s 3p ↑ ↑↓ ↑↓↑↓2s 2p
3px 3py 3pz
↑↓
H H
↑↓1s
↑↓ ↑↓↑↓
2sp3 2sp3 2sp3
↑↓
2sp3
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
3sp3 3sp3 3sp3
↑↓
3sp3
H H
↑↓ ↑↑↓
3sp3 3sp3 3sp3
↑
3sp3
↑↓ ↑↓↑↓
2sp3 2sp3 2sp3
↑↓
2sp3
HIBRIDAÇÃO sp2
↑↓
↑ ↑↑↓
1s
2s 2p
2px 2py 2pz
↑↓
↑↓ ↑↓↑↓
1s
2s 2p
2px 2py 2pz
↑↓∆
H C CH
2sp 2sp 2sp 2p 2sp 2sp 2sp 2p
CH2=CH2
↑↓
↑ ↑↑
1s
2sp2 2sp2 2sp2
↑
2pz
↑↓
↑↓ ↑↑↓
1s
2sp2 2sp2 2sp2
↑
2pz
H H
↑↓
↑↓ ↑↑↓
1s
2sp2 2sp2 2sp2
↑
2pz
H H
C1
C2
σ pi
p puro
sp2
p puro
C C
H
H H
H
1 lig. pi
Exercício:Montar a molécula CH2=O mostrando os orb. híbridos e dar a geometria da molécula
Exercício:Montar a molécula CH≡CH mostrando os orb. híbridos e dar a geometria da moléculaExercício:Montar a molécula CH≡CH mostrando os orb. híbridos e dar a geometria da molécula
Exercício:Montar a molécula BeH2 (sp) e BH3 (sp2) mostrando os orb. híbridos e dar a 
geometria das moléculas
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (MO)
-Orbitais atômicos são substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos na molécula
(orbitais moleculares).
- As camadas inferiores podem contribuir mas, em muitos, o efeito é pequeno.
O orbital molecular é formado por combinação linear de orbitais atômicos (CLOA)
σ1s = ψa(1s) + ψb(1s) (orbital ligante)
σ1s*= ψa(1s) - ψb(1s) (orbital antiligante)H2
↑1sa ↑ 1sb
↑↓
σ1s
σ1s*
Orbital antiligante
Orbital ligante
Orb.atômico Orb.atômicoOrb. molecular
Todos os elétrons estão emparelhados
= molécula não é paramagnética
+ -
+ +
Ordem de ligação= no de e- no orb.lig − no de e- no orb.antilig
2
Ordem de ligação > 0, forma-se a ligação
Ordem de ligação = 0, a ligação não se forma
Exercício: Fazer o diagrama de MO de Li2. A molécula forma? É paramagnética?
Provar através da teoria do MO que a molécula He2+ se forma mas He2, não.
Orbitais moleculares dos orbitais p
σplig
*
2pa 2pb
σ2p*+ +- -
- +-+
σplig
2pa 2pb
σ2p
piplig
piplig
*
2pa 2pb
pi2p
pi2p*
pi2p
pi2p*
-
+
+
+
-+
+ +
- -
(a) B2, C2, N2
AO AOMO
2pa
2pb
σ 2p
σ2p*
pi2pz*pi2py*
px py pz py pz px
↑↑↑↑ ↑↑↑↑
↑↑↑↑ ↑↑↑↑
↑↓2sa 2sb
↑↓
σ2s
σ2s*
↑↓
pi2ppi2p
↑↓
↑↑↑↑ ↑↑↑↑
Ordem de lig = 2/2=1
Molécula é paramagnética
B2: 1s21s2(σs)2 (σs*)2 (piy)1 (piz)1
ou KK (σs)2 (σs*)2 (piy)1 (piz)1
(b) O2, F2, Ne2
AO AOMO
2pa
2pb
σ
σ2p*
pi2p
pi2pz*
pi2p
pi2py*
px py pz py pz px
↑↓↑↓↑↓↑↓
↑↓↑↓↑↓↑↓
↑↑↑↑ ↑↑↑↑ ↑↑↑↑ ↑↑↑↑ ↑↓↑↓↑↓↑↓
↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑↓↑↓↑↓↑↓
↑↑↑↑ ↑↑↑↑
↑↓2sa 2sb
↑↓
σ2s
σ2s*
↑↓
σ 2p
↑↓
Ordem de lig = (6-2)/2=2, Molécula é paramagnética
O2: 1s21s2(σs)2 (σs*)2 (σp)2 (σp*)2 (piy)2 (piz)2 (piy*)1 (piz*)1
ou KK (σs)2 (σs*)2 (σp)2 (σp*)2 (piy)2 (piz)2 (piy*)1 (piz*)1
(c) Heteroátomos CO, CN, NO, etc (semelhante ao diagrama do N2)
MO - MOLÉCULAS TRIATÔMICAS
H3
+ + +
+ +
+ - +
Ligante
antiligante
Não ligante
Ligante
CH2 linear
1s x 2H
2p
2s
σs
σs*
σpxs
σpxs*
py pz
CH2 angular ou multicêntrica
1s x 2H
2p
2s
σs
σpz*
σpx
σpx*
py
pz
AO MO
Banda de valência
Banda de valência
Ligações metálicas - condutores
Banda de condução
Banda de condução
Semicondutores
Eg
Isolantes
AO MO
Banda de valência
AO MO
Banda de valência
Banda de condução
Isolantes
Eg
ÍONS COMPLEXOS
ESTRUTURA GERAL
Íon metálico central rodeado de ligantes
NÚMERO DE COORDENAÇÃO
NH3 2+
..
Cu2+ + 4:NH3→ H3N: Cu :NH3 (Ligação covalente coordenada)
....
NH3
Cu(NH3)42+⇒ no de coordenação = 4
- Geralmente o no de coordenação 2-8 (par)
- no de coordenação e geometria estão inter-relacionados
Ag(NH3)2+ ⇒ no de coordenação = 2 ⇒ íon linear
Zn(NH3)42+⇒ no de coordenação = 4 ⇒ íon tetraédrico
Cu(NH3)42+⇒ no de coordenação = 4 ⇒ íon tetraédrico
Cr(NH3)63+⇒ no de coordenação = 6 ⇒ íon octaédrico (mais comum nos complexos
de metais de transição)
FÓRMULAS
1. Primeiro o íon central seguido de ligantes
2. Quando os ligantes não forem todos iguais, ligantes aniônicos são escritos 
antes dos ligantes neutros.
Exemplos: CrCl2(NH3)4+, Fe(OH)(H2O)52+ etc.
NOMENCLATURA
1. Referir primeiro os ligantes e depois o átomo central;
2. O estado de oxidação do átomo metálico central é indicado com numeral 
romano entre parênteses no final do nome do metal;
3. Lig. aniônicos terão nomes com terminação em o;
a) ânions cujos nomes terminam em eto e ido, estes sufixos sãoa) ânions cujos nomes terminamem eto e ido, estes sufixos são
substituídos por o:
ânion nome do ânion nome quando é ligante
Cl- cloreto cloro
Br - brometo bromo
OH- hidróxido hidroxo
CN- cianeto ciano
b) ânions cujos nomes terminam em ato, mantém o mesmo sufixo:
sulfato, tiossulfato, oxalato, tiocianato, etc.
4. Ligantes neutros são denominados como molécula neutra. Exceção para H2O
(aquo), NH3 (amin), CO (carbonila);
5. Número de ligantes são especificados usando prefixos gregos: di, tri, tetra, etc.
São empregados bis, tris e tetraquis quando no ligante já tiver esses prefixos.
Exemplo: bis(etilenodiamina).
6. Quando o complexo for aniônico, usar a terminação ato para o metal central.
cromo – cromato
ferro – ferrato
alumínio – aluminato
Fórmula Nome do complexo .
Co(H O) 2+ Íon hexaaquocobalto (III)Co(H2O)62+ Íon hexaaquocobalto (III)
CoCl42- Íon tetraclorocobaltato (II)
Ni(CN)42- Íon tetracianoniquelato (II)
Cr(OH)2(H2O)4+ Íon dihidroxotetraaquocrômio (III)
Cr(OH)3(H2O)3 Trihidroxotriaquocrômio (III)
Cr(OH)4(H2O)2- Íon tetrahidroxodiaquocromato (III)
CoCl4(NH3)2- Íon tetraclorodiamincobaltato (III)
LIGAÇÃO
Teoria de ligação de valência
Teoria do campo ligante
Teoria do campo cristalino
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
Exemplo: Fe(CN)63-
Fe (Z=26): [Ar] ↑↓ ↑_ ↑_ ↑_ ↑_ ↑↓ __ __ __
3d 4s 4p
Fe3+ (fund.): [Ar] ↑_ ↑_ ↑_ ↑_ ↑_ __ __ __ __
dxy dyz dxz dx2-y2 dz2
Fe3+ (fund.): [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑_ __ __ __ __ __ __
Fe3+ (hibr.) : [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑_ __ __ __ __ __ __
3d d2sp3
[:C:::N:]-
hibridização
[:C:::N:]-
Fe3+ (coord) : [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑_ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Fe
N
≡
C
C
≡
N
3-
Íon hexacianoferrato (III)
Exercício:
Monte os íons Ni(CN)42- e Zn(CN)42-
Ni(CN)42- (Íon tetracianoniquelato (II))
Ni (Z=28): [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑_ ↑_ ↑↓ __ __ __
3d 4s 4p
Ni2+ (fund.): [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑_ ↑_ __ __ __ __
dxy dyz dxz dx2-y2 dz2
Ni2+ (fund.): [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ __ __ __ __ __
Ni2+ (hibr. : [Ar] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ __
coord.) 3d dsp2 4p
Geometria: quadrado planarGeometria: quadrado planar
Zn (Z=30): [Ar] 3d10 4s2 (hibridização sp3)
TEORIA DO CAMPO LIGANTE
Exemplo: complexo com geometria octaédrica
Quando os ligantes aproximam-se do íon central, somente os orbitais ns, npx, npy, npz e
os orbitais (n-1)dx2-y2 e (n-1)dz2 podem estabelecer sobreposição favorável com os orbi-
tais do ligante. Os orbitais moleculares formados estão mostrados na figura.
__ __ __ t1u*
p __ __ __
__ a1g*
s __
__ __ eg*
d __ __ __ __ __ __ __ __ t2g
x2-y2 z2 xy yz xy ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Orbital do átomo Orbital do ligante
central ↑↓ ↑↓ e
E
n
e
r
g
i
a
central ↑↓ ↑↓ eg
↑↓ a1g
↑↓ ↑↓ ↑↓ t1u
Orbitais moleculares
Diagrama de nível de energia dos orbitais moleculares num complexo octaédrico
TEORIA DO CAMPO CRISTALINO
Considera somente os orbitais t2g e eg*.
Desdobramento octaédrico:
__ __ eg*
dx2-y2 dz2
3/5∆O
d __ __ __ __ __
xy yz xz x2-y2 z2 2/5∆O
Orbital do átomo __ __ __ t2g ↑↑↑↑Orbital do átomo __ __ __ t2g 
dxy dyz dxz 
Desdobramento tetraédrico:
__ __ __ t2g
dxy dyz dxz 2/5∆t
d __ __ __ __ __
xy yz xz x2-y2 z2
Orbital do átomo 3/5∆t
__ __ eg*
dx2-y2 dz2
Campo ligante fraco (∆∆∆∆O pequeno) Campo ligante forte (∆∆∆∆O grande)
__ __ __ __
d1 ↑_ __ __ ↑_ __ __
__ __ __ __
d2 ↑_ ↑_ __ ↑_ ↑_ __
__ __ __ __
d3 ↑_ ↑_ ↑_ ↑_ ↑_ ↑_ 
↑_ __ __ __
d4 ↑_ ↑_ ↑_ spin alto ↑↓ ↑_ ↑_ spin baixo
↑_ ↑_ __ __
d5 ↑_ ↑_ ↑_ spin alto ↑↓ ↑↓ ↑_ spin baixo
↑_ ↑_ __ __↑_ ↑_ __ __
d6 ↑↓ ↑_ ↑_ spin alto ↑↓ ↑↓ ↑↓ spin baixo
↑_ ↑_ ↑_ __
d7 ↑↓ ↑↓ ↑_ spin alto ↑↓ ↑↓ ↑↓ spin baixo
↑_ ↑_ ↑_ ↑_
d8 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑_ ↑↓ ↑_
d9 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
d10 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Ligantes
Substâncias que possuem átomos com pares de 
Série eletroquímica: capacidade de desdobrar os orbitais d
I-<Br-<Cl≅≅≅≅SCN-<F-<OH-<H2O<-NCS-<NH3<NO2-<CO≅≅≅≅CN-
Ligantes campo fraco→→→→→→→→ ligantes campo forte
elétrons não compartilhados (N, O e S).
São classificados de acordo com o n0 de átomos com 
pares de e- não compartilhados
Monodentados: NH3
Bidentados (quelatos): NH2CH2CH2NH2
Polidentados (quelatos): EDTA (2N e 4O)
Quelatos polidentados
.. ..
H2N-CH2-CH2-NH2 (etileno-diamina)
Co
NH2
Cl
CH2
Cl
_
Quelato=garra em grego
bidentados
Co
NH2
CH2
CH2
Cl
Cl
Íon tetracloroetileno-diaminocobaltato (III)
Quelatos polidentados
APLICAÇÃO DOS COMPLEXOS
-NaFeEDTA and Na2EDTA adicionados em compostos de ferro em cereais para 
fortificar aumenta a absorção de ferro em adultos. 
-Injeção intravenosa de Na2CaEDTA é usado clinicamente para eliminação de Pb2+ em 
pessoa intoxicadas. A constante de formação do complexo Pb-EDTA is 1018. Assim o 
íon Pb+2 é trocado pelo Ca+2 no complexo pois a constante de formação de complexo 
de cálcio é menor:
Pb+2 + CaY-2 → PbY-2 + Ca+2 K ~ 108
Cinco dias é o limite para o tratamento para prevenir a depleção de Zn+2. O íon Zn+2
também toma o lugar do Ca+2 no complexo. EDTA é adicionado como anticoagulante 
no sangue armazenado pois se liga ao íon Ca+2.
ESTABILIDADE DOS COMPLEXOS
[Ag(CN)2]- � Ag+ + 2CN-
 
Constante de instabilidade =Ki= 6,8x10-3
�1 =
���+�. �
�−�
���
�� �
 
�2 =
���
�� �. �
�−�
���
��2�
Constante de estabilidade ou formação= Kf= 1/Ki=147,06
AgCN� Ag+ + CN-
[Ag(CN) ]- � AgCN + CN-�2 =
���
�� �. �
�−�
���
��2�
 
[Ag(CN)2]- � AgCN + CN-
ESTABILIDADE DOS COMPLEXOS
APLICAÇÃO DOS COMPLEXOS EM ANÁLISES
a) Teste específicos para íons:
- Adição de amônia produz produto azul escuro com cobre. Somente níquel 
apresenta uma reação semelhante, mas podem ser diferenciada;
- Teste de íons ferro: Fe3+ + SCN- forma desde [FeSCN]2+ até [Fe(SCN)6]3-
O [Fe(SCN)3] é neutro e pode ser extraído com álcool amílico; algumas 
espécies são atraídos pelo anodo e outras, pelo cátodo;
b) Mascaramento:
Exercício 2: Uma solução contendo íons tetracianocuprato (I), [Cu(CN)4]3-, e
tetracianocadmiato (II), [Cd(CN)4]2-, sendo a concentração de ambos 0,5M, a
solução apresenta pH=9,0 e contém 0,1mol.L-1 de íons cianeto livres. Analisar
se pode precipitar Cu2S e/ou CdS se adicionarmos H2S.
b) Mascaramento:
- No teste de cádmio, na mistura cobre e cádmio, o cobre é mascarado com CN- e o 
Cd é precipitado com gás sulfídrico (H2S)