Compostos de Coordenação: Histórico e Teorias

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro 
Campus Maracanã 
Professor Rodrigo 
 
 
 
 
 
Química Inorgânica II 
 
 
 
Compostos de Coordenação 
 
1. Um breve histórico sobre Compostos de Coordenação 1 
2. Classificação dos ligantes e nomenclatura de complexos 4 
3. Isomeria em compostos de coordenação 7 
4. Teoria da Ligação de Valência Aplicada a Compostos de Coordenação 8 
5. Teoria do Campo Cristalino (TCC) 11 
6. Origem das Cores dos Compostos de Coordenação Segundo a TCC 16 
7. Cinética e Termodinâmica de Compostos de Coordenação 18 
Exercícios 23 
Bibliografia 24 
Compostos de Coordenação 25 
 
 
2009/1 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 1
1. Um breve histórico sobre Compostos de Coordenação 
 
Atribui-se a Alfred Werner o início do estudo com compostos de coordenação. Werner 
estudava sais que possuíam seis moléculas de amônia em sua fórmula química como o 
CoCl2.6NH3. Outros como C.W. Blomstrand e P.T. Cleve além de S.M. Jørgensen também 
tentaram desvendar a possível estrutura desses compostos. A sugestão inicial, feita por 
Blomstrand, era de que as moléculas de amônia estariam ligadas como numa corrente (Figura 1a). 
Um grande número de compostos contendo diferentes números de amônia foi sintetizado, 
como a série de compostos CoCl3.xNH3 (onde x = 3, 4, 5 ou 6), tornando a questão estrutural um 
desafio para os pesquisadores. Alguns experimentos feitos pelo grupo de Werner com estes 
compostos mostrou alguns fatos interessantes. Através da precipitação com sais de prata sabia-se 
que o comportamento dos ânions destes compostos era diferente dependendo do número de 
moléculas de amônia presentes no composto. As reações abaixo mostram este comportamento: 
CoCl3.6NH3 + Ag+ (em excesso) → 3 AgCl (s) 
CoCl3.5NH3 + Ag+ (em excesso) → 2 AgCl (s) 
CoCl3.4NH3 + Ag+ (em excesso) → 1 AgCl (s) 
Para explicar esses resultados, foi proposto que o íon cloreto poderia estar ligado 
diretamente ao cátion colbato III e nesta condição ele não precipitaria. Portanto, se o ânion está 
ligado ao metal, sua ligação é mais forte; enquanto que se o ânion está no final da “corrente” de 
amônia, sua ligação é mais fraca. Jørgensen propôs então um outro modelo para as ligações em 
compostos deste tipo, onde o cloreto poderia trocar de posição com a amônia, se ligando 
diretamente ao metal (Figura 1b). Assim, ao perder uma molécula de amônia, o cloreto iria se ligar 
ao cobalto III, não precipitando com adição de íons prata. 
 
 a) 
Co
NH3 NH3 NH3 Cl
NH3 NH3 NH3 Cl
 
 b) 
Co NH3 NH3 NH3 XNH3
H3NX
H3NX 
Figura 1. a) Proposta de representação da molécula de CoCl2.6NH3. A amônia e cloreto numa disposição em 
corrente. b) Modelo proposto por Jørgensen para um composto com cobalto III. Em negrito estão as 
moléculas que podem trocar de posição. 
 
O modelo proposto por Jørgensen permitia entender a característica dos ânions presentes 
nestes compostos. Pois às vezes só havia um deles ligado diretamente ao metal, às vezes dois e 
às vezes nenhum. No entanto, este modelo ainda seria abalado pela constatação de Werner, que 
mais de dois ânions poderiam estar ligados diretamente ao metal. Desta forma, ele concluiu que as 
moléculas de amônia não poderiam estar ligadas numa corrente. Além disso, Werner se deparou 
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 2
com outro resultado intrigante. Os compostos de cobalto III com amônia tinham cores diferentes, 
como mostra a Tabela 1. 
 
Tabela 1. Compostos CoCl3.xNH3 (onde x = 4, 5 ou 6) e suas cores. 
Composto Cor 
CoCl3.6NH3 Amarelo 
CoCl3.5NH3 Roxo 
CoCl3.4NH3 Verde 
CoCl3.4NH3 Violeta 
 
O fato do composto CoCl3.4NH3 ter duas cores indicava a presença de isômeros. Portanto, 
a estrutura destes compostos deveria explicar também este fato. A estrutura proposta por 
Jørgensen (Figura 1b) não era capaz de atender as últimas observações feitas por Werner. O 
arranjo em corrente deveria ser abandonado em favor de um outro. Werner propôs uma estrutura 
diferente, um arranjo onde as seis moléculas de amônia estariam ligadas diretamente ao metal 
(Figura 2). Este arranjo possibilitaria a ligação de um, dois ou três íons cloretos, trocando de 
posição com as moléculas de amônia. 
 
NH3
NH3
NH3
H3N
H3N
H3N
M
X
X
X
 
Figura 2. Proposta de Werner para a estrutura de hexamino sais. M representa um metal de carga +3 e X um 
ânion de carga –1. 
 
O grande problema desta proposta era o número de ligações feitas pelo metal, que ia 
contra as idéias de ligação daquele período. Nesta época Lewis ainda não havia proposto seu 
modelo de ligações químicas e a valência era tratada como uma capacidade dos átomos de se 
combinarem. Segundo esta definição de valência, um metal com carga positiva de três, deveria se 
combinar três vezes com um outro composto que fosse monovalente. É aqui que se percebe como 
a idéia de Werner foi revolucionária. Ele percebeu que para explicar o comportamento destes 
compostos era preciso romper com o conceito de valência (ao observar os outros dois modelos 
propostos, nas Figuras 1a e 1b, vê-se claramente o acordo com o conceito de valência da época). 
Esta capacidade adicional do metal em fazer mais ligações foi chamada por Werner de “valência 
secundária”, enquanto conceito original foi chamado de “valência primária”. Hoje em dia, os termos 
cunhados por Werner são chamados de número de coordenação (valência secundária) e estado 
de oxidação (valência primária). 
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Além de sais de cobalto, Wener também utilizou sais de cromo III para formar compostos 
com amônia, que foram chamados de complexos. Werner observou a troca de moléculas de 
amônia por moléculas de água e concluiu que os sais hidratados também eram complexos. O 
composto CrCl3.4H2O, assim como o CoCl3.4NH3, apresenta duas cores: verde-escuro e azul 
violáceo. Werner conseguiu demonstrar que o cloreto de cromo (III) azul era um composto com 
formula [Cr(H2O)6]Cl3 (seis moléculas de água estavam ligadas diretamente ao cromo). Já no 
verde, a fórmula poderia ser escrita como [CrCl2(H2O)4]Cl.2H2O (dois cloretos estão ligados 
diretamente ao metal). Novamente, um complexo com fórmula química do tipo [MA4B2] 
apresentava isomeria. A síntese de outros complexos com esta estequiometria levava sempre à 
mesma conclusão: dois isômeros. Era preciso descobrir que geometria possibilitaria a formação de 
isômeros. 
Werner postulou que os seis ligantes iriam se distribuir de maneira simétrica ao redor do 
metal. Desta forma, ele chegou a três estruturas básicas: um hexágono planar, uma forma 
prismática e de um octaedro (Figura 3). Em um complexo com todos os seis ligantes iguais, não 
haveria como diferenciar as estruturas, visto que todas as posições seriam equivalentes. No 
entanto, com ligantes diferentes, em proporções diferentes, isto poderia ser feito. O número de 
isômeros de um complexo formado por um metal (M) e dois ligantes diferentes (A e B), de fórmula 
[MA4B2] era conhecido de isômeros e apenas uma das estruturas levava ao número correto de 
isômeros: um hexágono planar apresentaria três os isômeros. O mesmo número de isômeros seria 
encontrado para a forma prismática. Já na estrutura octaédrica, um complexo de fórmula MA4B2 
teria apenas dois isômeros. Em um complexo de fórmula MA3B3 se observaria exatamente o 
mesmo número de isômeros para cada uma das diferentes estruturas. Bastaria Werner investigar 
quantos isômeros eram formados em complexos do tipo MA3B3. O resultado observado foi que o 
número de isômeros era sempre dois, independente de metais e ligantes. Desta forma, Werner 
teve argumentos sólidos para propor que os complexos formados por seis ligantes tinhamgeometria octaédrica. 
Em 1917, Werner ganhou o prêmio Nobel de química “pelo seu trabalho na ligação de 
átomos em moléculas, o qual trouxe uma nova luz nas recentes investigações e abriu um novo 
campo de pesquisa especialmente em química inorgânica”. 
Embora brilhante, o trabalho de Werner não esgotava as perguntas deixadas pelos 
complexos. Por que as cores diferentes? Como estes compostos realmente são formados? Por 
que alguns são mais estáveis que outros? Estas perguntas encontrariam suas respostas em 
diferentes modelos propostos para explicar a formação dessa nova classe de compostos: os 
complexos ou compostos de coordenação. 
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 4
A
A
AA
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
(i) (ii) (iii) 
Figura 3. As estruturas propostas por Werner para um complexo MA6. (i) Um hexágono plano, (ii) em forma 
de prisma e (iii) o octaedro. O metal (omitido nas figuras) se posiciona no centro das estruturas. 
 
2. Classificação dos ligantes e nomenclatura de complexos 
 Os ligantes são classificados, principalmente, de acordo com o número de ligações que 
podem fazer com o metal. Existem ligantes monodentados, que são aqueles que fazem somente 
uma ligação e ligantes ditos quelantes, onde há mais de um ponto de coordenação com o metal. 
Os ligantes quelantes também são chamados de ligantes polidentados. Existem diversos tipos, 
como os bidentados (dois pontos de coordenação), tridentados (três pontos de coordenação) ou 
tetradentados (quatro pontos de coordenação) e assim por diante. Existem também ligantes do tipo 
ambidentados. São ligantes que possuem dois pontos de coordenação, mas não é possível usá-los 
juntos com o mesmo metal. Isto é, ou se ligam por um dos pontos ou pelo outro. São, portanto, 
ligantes monodentados, mas com mais de uma opção de coordenação. São clássicos ligantes 
ambidentados o SCN–, que pode se ligar pelo enxofre ou pelo nitrogênio e, também, o NO2– que 
pode se ligar tanto pelo nitrogênio como pelo oxigênio. A Figura 4 mostra a estrutura de alguns 
ligantes comuns em compostos de coordenação. 
A nomenclatura de complexos segue uma sistemática própria definida pela IUPAC. As 
regras básicas são: 
a) O nome do ânion antecede ao do cátion. 
b) Quando há vários ligantes iguais são usados os prefixos di, tri, tetra, penta, etc para indicar a 
quantidade de cada ligante. A exceção desta regra se dá quando o nome do ligante já contém a 
indicação de um número, como por exemplo, etilenodiamina ou bipiridina. Nestes casos usam-se 
outros prefixos para indicar o número de ligantes: bis, tris e tetraquis, como nome do ligante sendo 
colocado entre parênteses. O uso destes prefixos está resumido na Tabela 2. 
c) Ao escrever o nome do complexo, os ligantes são citados em ordem alfabética, qualquer que 
seja a sua carga e não levando o prefixo em consideração. O nome do metal deve seguir os dos 
ligantes, com a indicação de seu estado de oxidação entre parênteses, utilizando algarismos 
romanos. Não há espaço entre nenhum dos nomes, prefixos ou parênteses. 
Os ligantes e seus nomes para o uso em nomenclatura de compostos de coordenação, 
bem como abreviações, estão listados na Tabela 3. 
 
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Tabela 2. Prefixos para indicar o número de ligantes. 
Prefixos Número de ligantes Prefixos Número de ligantes 
Mono (opicional) 1 Hepta 7 
Di, bis 2 Octa 8 
Tri, tris 3 Nona 9 
Tetra, tetraquis 4 Deca 10 
Penta, pentaquis 5 Undeca 11 
Hexa 6 Dodeca 12 
 
OO
Acetilacetonato (acac)
N N
Bipiridina (bipy)
H2N
O
O
Glicinato (gly)
H2N NH2
Etilenodiamina (en)
O
O
O
O
(CH3COCHCOCH3) (NC5H4)2
Oxalato (ox)
NH2CH2CO2
NH2CH2CH2NH2 C2O4
2
N
Piridina (py)
NC5H5
N
O O
N
O O
ou
Nitrito ou Nitro
NO2
N N
O
O
O
OO
O
O
O
Etilenodiaminotetraacetato (edta ou Y)
S C N
S C N
ou
Tiocianato SCN
 ou 
Isotiocianato NCS
Figura 4. Alguns ligantes importantes para os compostos de coordenação. Em vermelho os átomos que se 
coordenam ao metal e entre parênteses as abreviações para alguns dos ligantes. 
 
d) Ao escrever a fórmula química de um composto de coordenação, deve-se agrupar o metal e 
ligantes com colchetes. O metal é escrito primeiro, seguido dos ligantes em ordem de carga. 
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 6
Primeiro os negativos, seguido dos neutros e, então, os positivos. No caso de dois ou mais ligantes 
de cada tipo, considera-se a ordem alfabética de acordo com o símbolo do elemento coordenado 
ao metal. 
e) O nome de íons complexos positivos ou de complexos neutros não sofre qualquer alteração. 
f) Ao nome de íons complexos negativos deve ser adicionado o sufixo “ato”. 
Existem outras regras, para complexos com mais de um centro metálico ou para ligantes 
em ponte, mas estas regras ou complexos deste tipo não serão abordados. 
 
Tabela 3. Nome de alguns ligantes para nomenclatura dos complexos.1 
Espécie Nome no complexo Espécie Nome no complexo 
Fluoreto (F–) Fluoro Piridina (py) Piridino 
Cloreto (Cl–) Cloro Bipiridina (bipy) Bipiridino 
Brometo (Br–) Bromo Etilenodiamina (en) Etilenodiamino 
Iodeto (I–) Iodo 
Cianeto (CN–) Ciano 
Trifenilfosfina 
(P(C6H5)3)2 
Trifenilfosfino 
Amideto (NH2–) Amido Água (H2O) Aquo 
Hidroxido (OH–) Hidroxo Amônia (NH3) Amin3 
Óxido (O2–) Oxo 
Peróxido (O22–) Peroxo 
Monóxido de carbono 
(CO) 
Carbonil 
Acetato (CH3COO–) Acetato Óxido Nítrico (NO) Nitrosil 
Acetilacetonato (acac) Acetilacetonato Gás oxigênio (O2) Dioxigênio 
Carbonato (CO32–) Carbonato Gás nitrogênio (N2) Dinitrogênio 
Glicinato (gly) Glicinato Hidreto (H-) Hidrido 
Nitrato (NO3–) Nitrato Tiocianato (SCN–) Tiocianato4 
Sulfato (SO42–) Sulfato Tiocianato (NCS–) Isotiocianato5 
Oxalato (ox) Oxalato Nitrito (ONO–) Nitrito6 
Fenil (C6H5*, Ph ou φ) Fenil Nitrito (NO2–) Nitro7 
1 O ligante etilenodiaminotetraacetato, edta, permanece com o mesmo nome. 2 P(C6H5)3, PPh3 ou Pφ3. 3 
Também se encontra o uso de “amino”. 4 Quando ligado pelo enxofre. 5 Quando ligado pelo nitrogênio. 6 
Quando ligado pelo oxigênio. 7 Quando ligado pelo nitrogênio. 
 
Por exemplo, os complexos [Co(NO2)3(NH3)3] e K4[Fe(CN)6] são nomeados, segundo as 
regras citadas, como triamintrinitrocobalto(III) e hexacianoferrato(II) de potássio, respectivamente. 
Analisando cada caso separadamente, começando pela fórmula química do [Co(NO2)3(NH3)3], 
como o NO2– é um ânion e a amônia é uma molécula neutra, o primeiro aparece antes na fórmula 
química. O NO2– é um ligante ambidentado e, portanto, tem duas opções de coordenação. Da 
maneira que a fórmula está escrita, nota-se que é o nitrogênio que está ligado ao metal – o que 
leva ao nome nitro. A amônia, NH3, quando coordenada recebe o nome de amin e, portanto, vem 
antes no nome do complexo. Como são três espécies NO2– e NH3, usa-se o prefixo “tri”. Por fim, o 
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estado de oxidação do cobalto é descoberto pelo somatório das cargas. O complexo como um todo 
é neutro e cada íon nitrito possui carga –1, dando um total de três cargas negativas. Portanto, o 
cobalto no complexo citado acima deverá ser +3. 
O outro composto, normalmente chamado de ferrocianeto de potássio, possui um cátion 
(K+) que não faz parte do íon complexo, que é a parte abrigada entre os colchetes: [Fe(CN)6]4–. 
Como cada íon cianeto tem carga –1 o estado de oxidação para o ferro é +2. Sendo seis o número 
de ligantes, usa-se o prefixo “hexa” antes de “ciano”, que é a nomenclatura para o íon cianeto 
quando coordenado. Por se tratar de um ânion, é preciso adicionar o sufixo “ato” ao final do nome. 
 
3. Isomeria em compostos de coordenação 
 Existemdiversas formas de isomeria em compostos de coordenação, mas o foco aqui será 
apenas em dois tipos de isomeria: a geométrica e a de ligação. 
 A isomeria geométrica vem de diferentes arranjos com os mesmos ligantes em um 
complexo octaédrico ou quadrado planar. O primeiro caso de isomeria em geometria octaédrica 
vem de complexos com fórmula química MA4B2. Como se pode ver na Figura 5, há dois arranjos 
para esta fórmula. Este arranjo faz lembrar o caso de isomeria cis- e trans- de compostos 
orgânicos cíclicos. E este é da mesma forma que chamamos estes isômeros. O isômero trans- 
apresenta os mesmos ligantes (B) em lados opostos em relação a um plano contendo os outros 
ligantes. No isômero cis-, os ligantes iguais estão em posições adjacentes no octaedro. Complexos 
com geometria quadrado planar também apresentarão este tipo de isomeria, mas para complexos 
do tipo MA2B2. A denominação cis- ou trans- para o complexo deve vir antes do nome do mesmo. 
 
B
A
A
A M
B
A
A
A
A
A M
B
B
Isômero cis Isômero trans 
Figura 5. Isomeria geométrica em complexos do tipo MA4B2. 
 
 Nos complexos octaédricos ainda existe outro tipo de isomeria, para compostos com dois 
tipos de ligantes, de fórmula MA3B3. A Figura 6 mostra os dois isômeros, nomeados de mer- e fac-. 
No isômero mer-, que deriva de meridional, os três ligantes iguais estão contidos em um mesmo 
plano que passa pelo centro do octaedro, ou seja, um plano que contém o metal. No isômero fac-, 
que significa facial, os três ligantes iguais estão contidos em uma das faces do octaedro. Assim 
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como no caso para os isômeros cis- e trans-, o caso de isomeria mer- e fac- deve ser escrita no 
nome do complexo. 
 
B
A
B
A
B
A
M B
B
B
A
A
A
M
Isômero mer Isômero fac 
Figura 6. Isomeria geométrica em complexos do tipo MA3B3. Em vermelho a face do octaedro com três 
ligantes do mesmo tipo. 
 
A isomeria de ligação ocorre quando o complexo tem um ligante que é ambidentado. Por 
conta disto, existirão complexos com a mesma fórmula, mas estrutura diferente, como mostra a 
Figura 7. Neste caso de isomeria não é preciso acrescentar nada ao nome dos compostos de 
coordenação, já que o nome do ligante muda dependendo do ponto de coordenação. 
 
O
NH3
H3N
H3N Co
NH3
NH3
N O
2+
N
NH3
H3N
H3N Co
NH3
NH3
O
2+
O
(I) (II)
 
Figura 7. Isomeria com o ligante NO2– em um complexo [Co(ONO)(NH3)5]2+ (I) (pentaaminonitritocobalto(III)) e 
[Co(NO2)(NH3)5]2+ (II) (pentaaminonitrocobalto(III)). 
 
4. Teoria da Ligação de Valência Aplicada a Compostos de Coordenação 
 Sobre o ponto de vista da Teoria da Ligação de Valência (TLV) a formação de um íon 
complexo é uma reação entre uma base de Lewis (ligante) e um ácido de Lewis (metal ou íon 
metálico). A base de Lewis doa elétrons ao ácido, formando uma ligação covalente entre as duas 
espécies. Como esta ligação pode ser classificada como uma ligação coordenada (ou dativa) os 
compostos deste tipo ficaram conhecidos como compostos de coordenação. 
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 A abordagem da TLV para os compostos de coordenação se dá através da hibridação de 
orbitais atômicos do átomo central, o ácido de Lewis, em conjunto com as propriedades 
magnéticas destes compostos. Por exemplo, os complexos do cátion Pt2+ são normalmente 
tetracoordenados (número de coordenação = 4), diamagnéticos e têm geometria quadrado planar. 
Como base nestas informações, é possível deduzir a hibridação do complexo. O cátion Pt2+ possui 
oito elétrons em orbitais d da quinta camada. A Figura 8 mostra o diagrama de orbitais atômicos 
para a espécie Pt2+. 
 
5d
6s
6p
 
Figura 8. Diagrama de orbitais atômicos para o cátion Pt2+. 
 
 Como os complexos de platina(II) possuem na maioria das vezes quatro ligantes, é preciso 
que o cátion possua quatro orbitais atômicos vazios para receber os quatro pares de elétrons dos 
ligantes. Na Figura 8, vemos que o cátion Pt2+ pode utilizar os quatro orbitais vazios da sexta 
camada. No entanto, sabe-se que os complexos de platina(II) deste tipo são diamagnéticos. Se os 
quatro pares de elétrons dos ligantes utilizarem os orbitais dos subníveis 6s e 6p o complexo será 
paramagnético, pois existem dois elétrons desemparelhados no subnível 5d. Para levar em conta a 
propriedade magnética, precisa-se considerar o emparelhamento de elétrons no subnível 5d, como 
mostra a Figura 9. 
 
5d
6s
6p
5d
6s
6p
 
Figura 9. Emparelhamento de elétrons no subnível 5d para o cátion Pt2+ em complexos do tipo [ML4] (M = 
íon metálico e L = Ligante). 
 
 A se considerar o emparelhamento, um dos orbitais do subnível 5d fica vazio e, portanto, 
será usado na hibridação. Dessa forma, ao invés de se obter uma hibridação do tipo sp3 se terá 
uma hibridação do tipo dsp2 (um orbital 5d, o orbital 6s e dois orbitais 6p, Figura 10). Isto também é 
consistente com a geometria observada dos complexos. No caso de uma hibridação sp3 a 
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geometria do complexo seria tetraédrica. Já com a hibridação do tipo dsp2 a geometria é quadrado 
planar, como a observada experimentalmente. 
 
5d
6s
6p
5d
p
4 orbitais híbridos do tipo dsp2
 
Figura 10. Esquema de hibridação dos orbitais atômicos para o cátion platina(II). 
 
 O níquel(II) também possui oito elétrons em orbitais d e existem diversos complexos com o 
cátion Ni2+ que possuem as mesmas características dos complexos de platina(II). No entanto, 
existem também alguns complexos onde o ligante é o mesmo, o número de coordenação é o 
mesmo, mas com propriedades são diferentes. Um exemplo deste tipo são os complexos [PtCl4]2– 
e [NiCl4]2–. O complexo tetracloroplatinato(II) é diamagnético. Já o complexo tetracloroniquelato(II) 
é paramagnético. Além disso, as geometrias dos dois são diferentes. Isto pode ser explicado pela 
TLV utilizando o mesmo raciocínio anterior. O complexo tetracloroplatinato(II) por ser diamagnético 
terá uma hibridação dsp2 e geometria quadrado planar. Já o complexo tetracloroniquelato(II), por 
ser paramagnético, mantém os seus elétrons desemparelhados no subnível 3d. Portanto, os quatro 
orbitais atômicos usados para a hibridação serão o 4s e os três do subnível 4p. Como a hibridação 
será sp3 (Figura 11) a geometria do ânion [NiCl4]2– é tetraédrica. 
 
4s
4p
3d
4 orbitais hibrídos do tipo sp3
3d 
Figura 11. Hibridação do níquel(II) no complexo [NiCl4]2–. 
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 11
 Embora a TLV explique alguns pontos da química dos compostos de coordenação, ela 
falha em alguns pontos. Como na explicação das cores dos complexos ou por usar um dado 
experimental para prever outras propriedades do composto. Por conta disto, outras teorias 
surgiram para descrever a ligação, estrutura e propriedades dos complexos. 
 
5. Teoria do Campo Cristalino (TCC) 
 
 Quando Bohr teve sucesso na descrição do espectro atômico do hidrogênio através de sua 
teoria das órbitas quantizadas, ficou claro que espectroscopia e a configuração eletrônica das 
espécies estavam intimamente ligadas. Para entender, por exemplo, as cores dos compostos de 
coordenação, era preciso uma teoria que envolvesse a configuração eletrônica destes. A Teoria do 
Campo Cristalino (TCC) foi uma das teorias que surgiram para explicar o comportamento eletrônico 
dos compostos de coordenação. Com argumentos bastante simples, a TCC explicava diversas 
propriedades dos compostos de coordenação e, por isso, passou a ser utilizada para prever e 
explicar o comportamento desses compostos. 
Segundo a TCC cada ligante é tratado como um ponto esféricode densidade negativa que, 
ao se aproximar do metal, entra em repulsão com os elétrons que ocupam orbitais do tipo d dos 
metais. A repulsão causada pelos ligantes irá depender do arranjo destes em relação ao metal (e 
seus orbitais d). Quando são seis os ligantes, a geometria é octaédrica (o que se chama na TCC 
de campo octaédrico). Para quatro ligantes, o campo é tetraédrico (se a geometria for tetraédrica). 
No campo octaédrico, os ligantes se aproximam na direção dos eixos espaciais x, y e z. Os 
orbitais do tipo d, posicionados nos eixos, experimentarão uma maior repulsão do que os 
posicionados na região entre os eixos (Figura 12). Quando analisamos os cinco orbitais d, os dois 
que estão posicionados nos eixos ( 2y2xd − e 2zd ) aumentarão de energia, enquanto os três entre 
os eixos (dXY, dXZ e dYZ) terão uma energia menor (Figura 13). Há, portanto, uma quebra na 
degenerescência dos cinco orbitais d, dando origem ao desdobramento dos orbitais d, onde os 
orbitais 2y2xd − e 2zd são chamados de orbitais eg e os orbitais dXY, dXZ e dYZ são chamados de 
t2g. A diferença de energia entre os orbitais eg e t2g é chamada de parâmetro de desdobramento do 
campo cristalino, simbolizado por Δo (Dq ou 10Dq também são usados para expressar esta 
diferença de energia). 
 
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 12
 
Figura 12. Orbitais d do metal em um campo octaédrico. 
 
 A estabilidade dos complexos (e algumas outras propriedades) dependerá de como os 
elétrons estarão distribuídos. Define-se a energia de estabilização do campo cristalino, EECC, 
como sendo 
 
Oge2gt )Δ0,6n0,4n(EECC +−= (1) 
 
onde n é o número de elétrons que ocupa os orbitais. Quanto mais negativa for EECC, maior é o 
ganho em estabilidade causado pelo desdobramento. Por exemplo, o íon Cr3+ tem configuração d3. 
Portanto seus três elétrons irão ocupar os orbitais t2g. Então a energia de estabilização para um 
complexo deste íon seria: 
 
OOCr 1,2Δ0)Δ0,630,4(EECC −=⋅+⋅−= (2) 
 
A partir de íons com configuração d4 existem duas possibilidades: ou ocupar os orbitais de 
maior energia (eg) ou ter elétrons emparelhados nos orbitais de menor energia. Sempre que a 
energia de desdobramento (ΔO) for maior que a energia gasta para o emparelhamento de elétrons 
(P) o sistema terá elétrons emparelhados. Estes complexos são chamados de complexos de 
campo alto ou de spin baixo. Entretanto, se o desdobramento for menor que a energia de 
emparelhamento, o elétron ocupa um orbital de maior energia. Os complexos com configuração 
eletrônica deste tipo são chamados de complexos de campo fraco ou de spin alto. Por tais motivos 
torna-se de fundamental importância saber que fatores influenciam na magnitude de ΔO. E são dois 
os mais importantes: o metal (quanto ao número de oxidação e a série de transição a que 
pertence) e o ligante. 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 13
Δo
-2/5 Δoorbitais d
eg
t2g
+3/5 Δo
 
Figura 13. Desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico. 
 
O metal exerce forte influência no desdobramento. Ao aumentarmos a carga do metal o 
desdobramento aumenta, pois quanto maior é a carga, maior é a atração entre o metal e o ligante. 
Ademais, séries de transição mais elevadas geram maiores desdobramentos. Tal comportamento é 
explicado, pois orbitais mais volumosos necessitam de menor energia para o emparelhamento de 
elétrons e, por serem mais difusos (maior polarizabilidade), geram maiores interações com os 
ligantes. Como exemplo deste efeito podemos citar o [Fe(H2O)6]3+ que possui ΔO = 14000 cm-1 
(1,74 eV) enquanto o [Ru(H2O)6]3+ tem ΔO = 28600 cm-1 (3,55 eV). 
A natureza do ligante também é responsável pela magnitude do desdobramento. Os 
ligantes que forçam o emparelhamento ou, em outras palavras, causam um grande 
desdobramento, são chamados de ligantes de campo forte. Já os ligantes que irão formar um 
complexo de spin alto são chamados de ligantes de campo fraco. A determinação dos valores de 
ΔO se dá por espectroscopia. Analisando-se as transições e energias envolvidas podem-se calcular 
os valores de ΔO. Com base nesses dados, construiu-se a série espectroquímicaa: 
 
I–<Br–<S2–<SCN–<Cl–<NO2–<<F–<OH–<C2O42– (ox)<O2–<H2O 
<NCS–<CH3CN<NC5H5 (py)<NH3<NH2CH2CH2NH2 (en) 
<2,2´-NC5H5C5H5N (bipy)<NO2–<P(C6H5)3<CH3–<CN–<CO 
 
Os ligantes do início da série são considerados de campo fraco e os do final os de campo 
forte. A TCC não consegue explicar a ordem dos ligantes na série espectroquímica. Levando-se 
em conta a força da interação eletrostática era de se esperar que um ligante carregado causasse 
uma ligação mais intensa do que ligantes neutros (e, portanto, um maior desdobramento). Outro 
exemplo da imprecisão da TCC na série espectroquímica é que a água é um ligante mais fraco que 
 
a Em negrito está o átomo que fará a ligação em ligantes ambidentados. As abreviações são: oxalato (ox); 
piridina (py), etilenodiamina (en) e bipiridina (bipy). Esta série é resultado de uma média de parâmetros, 
podendo haver inversões em alguns casos. 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 14
a amônia, mesmo tendo um momento de dipolo maior. A série espectroquímica foi explicada mais 
tarde por uma outra teoria, baseada nos orbitais moleculares. 
A abordagem feita para o campo octaédrico também foi feita para o tetraédrico. A diferença 
é a posição dos ligantes em relação aos orbitais d. Em um complexo octaédrico, os ligantes estão 
posicionados nos eixos (Figura 12), enquanto no campo tetraédrico, os ligantes estão posicionados 
fora dos eixos. Portanto, os ligantes de um complexo com geometria tetraédrica irão afetar os 
orbitais d do metal de forma diferente da observada em um campo octaédrico. Os orbitais d fora do 
eixo (dXY, dXZ e dYZ) serão mais afetados pela presença dos ligantes e, por isso, serão os de maior 
energia no diagrama dos orbitais – onde são identificados como orbitais t2. Já os dois orbitais que 
ficam nos eixos serão os de menor energia, chamados de orbitais e. A Figura 14 mostra o 
desdobramento dos orbitais d para um campo tetraédrico. 
A magnitude do parâmetro de desdobramento do campo cristalino para complexos 
tetraédricos (Δtd) é menor que para os complexos do mesmo metal em um campo octaédrico. 
Normalmente, os complexos tetraédricos são de campo fraco: Δtd é menor que a energia de 
emparelhamento dos elétrons. 
 
Δtd
+2/5 Δtd
orbitais d
e
t2
-3/5 Δtd
 
Figura 14. Desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico. 
 
 
 A geometria tetraédrica não é a única possível para o número de coordenação 4. Há 
também a geometria quadrado planar. A geometria quadrado planar pode ser vista como um caso 
extremo do efeito de Jahn-teller. O efeito de Jahn-Teller causa uma distorção geométrica em 
complexos octaédricos, principalmente em complexos onde os metais possuem configuração 
eletrônica d8 e d9. A distorção causada pelo efeito de Jahn-Teller pode ou alongar ou encurtar as 
ligações de alguns dos ligantes e isto leva a uma mudança no diagrama de orbitais. A Figura 15 
mostra as distorções que levará até um complexo com geometria quadrado planar. 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 15
L
L
L
L
L M
L
L
L
L
L
L M
L
L
L
L
L M
a) b) c)
 
Figura 15. Uma distorção causada pelo efeito de Jahn-Teller. a) Um complexo octaédrico regular; b) os 
ligantes no eixo z se afastam; e c) um complexo com geometria quadrado planar. 
 
Ao considerar que os ligantes do eixo z irão se distanciar, até que não haja mais ligação 
entre eles e o metal, admite-se que a repulsão nos orbitais localizados no eixo z irá diminuir. 
Assim, um novo desdobramento irá ser observado, onde os orbitais com componentesno eixo z 
terão energia menor do que no campo octaédrico, enquanto os outros orbitais sofrem um 
acréscimo energético em relação à situação anterior (Figura 16). Os complexos quadrado planar 
são, tipicamente, de campo forte. Desta forma, os elétrons são emparelhados antes de se ocupar 
um orbital de maior energia. 
 
orbitais d
eg
t2g
dxz dyz
dxy
dz2
dx2-y2
Quadrado 
 Planar
Octaédrico
dxz dyz
dxy
dz2
dx2-y2
 
Figura 16. Desdobramento em um complexo com geometria quadrado planar. 
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 16
6. Origem das Cores dos Compostos de Coordenação Segundo a TCC 
 
Segundo a TCC, muitas vezes as cores observadas nos complexos têm origem em 
transições eletrônicas entre os orbitais d do metal sendo, portanto, um reflexo do desdobramento 
destes orbitais. Quanto maior for desdobramento, mais energia será necessária para as transições 
eletrônicas acontecerem. Dessa forma, o comprimento de onda absorvido será menor.b Quando a 
luz branca (luz visível) atravessa o composto, este absorve um dado comprimento de onda com 
energia idêntica ao da magnitude do desdobramento dos orbitais d, e os outros comprimentos de 
onda presentes passam sem serem absorvidos. Portanto, enxergamos uma mistura de cores de 
todos os comprimentos de onda – menos o que foi absorvido. É o que chamamos de cores 
complementares. A Tabela 4 mostra as cores e suas cores complementares. 
Voltando ao caso descrito por Werner para os isômeros CrCl3.6H2O. Quando se tinha o 
complexo [Cr(H2O)6]3+, era observada uma cor azul para violácea. Isto significa que a absorção se 
dá numa faixa entre 560 e 595 nm. Já o complexo [CrCl2(H2O)4]+ exibe uma cor verde escura, sinal 
de que absorve o comprimento de onda característico da cor vermelha, na faixa de 650 à 750 nm. 
Isto está de acordo com a série espectroquímica. O cloreto é um ligante mais fraco que a água e, 
portanto, a troca de moléculas de água por íons cloreto causa uma diminuição na magnitude do 
desdobramento dos orbitais. Portanto, observa-se que o íon-complexo [CrCl2(H2O)4]+ tem seu 
máximo de absorvância num comprimento de onda maior (de menor energia) que o do íon-
complexo [Cr(H2O)6]3+. Medindo-se o comprimento de onda absorvido por um complexo em uma 
transição eletrônica do tipo d-d (entre os orbitais t2g e eg) determina-se o valor experimental do 
parâmetro de desdobramento do campo cristalino (ΔO). 
 
Tabela 4. Cores e suas cores complementares. 
Comprimento de onda (nm) Cor Absorvida Cor Complementar 
400 – 435 Violeta Amarelo esverdeado 
435 – 480 Azul Amarelo 
480 – 490 Azul esverdeado Laranja 
490 – 500 Verde azulado Vermelho 
500 – 560 Verde Roxo 
560 – 580 Amarelo esverdeado Violeta 
580 – 595 Amarelo Azul 
595 – 650 Laranja Azul esverdeado 
650 – 750 Vermelho Verde azulado 
 
b Lembre-se: pela relação de Planck, E = h.c/λ. Então, quanto menor o comprimento de onda (λ) maior é a 
energia (E). 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 17
O princípio é muito simples, semelhante a qualquer fenômeno de absorção/emissão de 
energia por um átomo. Porém, nem todas as transições eletrônicas são possíveis entre os orbitais 
d do metal. Existem transições que são prováveis, que são chamadas de transições permitidas, e 
outras pouco prováveis, as ditas transições proibidas. Para classificar as transições eletrônicas 
como permitida ou proibida, usam-se duas regras de seleção: 
a) Regra de seleção por spin 
 Esta regra define que em uma transição eletrônica provável não há mudança de spin de 
um elétron. Observe a Figura 17. Como os orbitais eg estão vazios qualquer um dos elétrons nos 
orbitais t2g pode ser excitado aos orbitais eg sem a necessidade de inversão do spin. Têm-se então 
cinco transições permitidas no caso ilustrado na Figura 17. O número de transições permitidas 
influencia na intensidade de absorção e, portanto, na intensidade da cor observada. 
 
orbitais d
eg
t2g 
Figura 17. Exemplo de desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico forte. Neste caso, qualquer 
um dos cinco elétrons pode ser excitado aos orbitais eg sem que haja inversão do spin. 
 
A Figura 18 mostra um sistema diferente. Existe a possibilidade de transição eletrônica, 
porém os elétrons em orbitais t2g, ao serem excitados, precisam mudar de spin para ocupar os 
orbitais eg sem violar o Princípio da Exclusão de Pauli. Portanto, qualquer transição neste sistema 
seria uma transição proibida. Compostos nesta situação possuem coloração muito pálida ou 
incolor. 
orbitais d
eg
t2g
A transição só é 
possível através da 
inversão do spin.
 
Figura 18. Exemplo de desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico fraco. Para que um dos três 
elétrons possa ser excitado aos orbitais eg é preciso que haja inversão do spin. 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 18
b) Regra de Laporte 
 A regra de Laporte afeta mais os complexos de geometria octaédrica. Segundo esta regra, 
as transições eletrônicas entre orbitais de mesma paridade (isto é, orbitais classificados como “g”) 
são proibidas. Teoricamente esta regra anularia qualquer transição eletrônica de complexos 
octaédricos, pois as transições são entre os orbitais t2g e eg. Na prática, como as ligações não são 
estáticas e estão sempre vibrando o complexo nem sempre será um octaedro perfeito levando a 
uma perda de simetria dos orbitais. Como as transições eletrônicas são muito mais rápidas que as 
vibrações das ligações, há a possibilidade de transição de elétrons entre os orbitais d durante 
estas distorções geométricas. Tal problema não ocorre entre os complexos tetraédricos, já que 
nesta geometria não há centro de inversão e, portanto, os orbitais não recebem a classificação “g”. 
 
 Alguns complexos possuem cores oriundas de outras transições eletrônicas que não as do 
tipo d-d. Como não se pode explicá-las de maneira satisfatória através da TCC, não iremos 
abordá-las. 
 
7. Cinética e Termodinâmica de Compostos de Coordenação 
 
Complexos podem ser empregados em áreas diversas: como catalisadores industriais ou 
como fármacos. Também são encontrados vários exemplos de complexos em sistemas biológicos. 
Geralmente as reações onde os compostos de coordenação estão envolvidos são reações de troca 
de ligantes. Desta forma, conhecer os fatores que influenciam na troca de ligantes é de 
fundamental importância. 
A troca de ligantes está diretamente ligada à estabilidade dos complexos. Se um metal 
forma um complexo mais estável com o ligante “A” do que com um ligante “B”, provavelmente o 
ligante “A” conseguirá substituir o ligante “B”. No entanto, a estabilidade dos compostos tem dois 
lados: a rapidez com que a troca acontece e a condição em que ocorre. 
A velocidade com que a troca de ligantes ocorre depende fundamentalmente da força da 
ligação entre o metal e os ligantes de saída e entrada. Complexos cuja troca é relativamente lenta 
são chamados de inertes, enquanto os de troca rápida são chamados de lábeis. A labilidade de um 
complexo pode ser visto pelo seu valor de EECC. Quanto menos estável é o complexo, maior é a 
velocidade de troca de ligantes. Metais com configuração eletrônica d0 e d10 não são estabilizados 
pela formação do complexo (EECC=0, independente do ligante ou geometria do complexo) e, 
portanto, são complexos extremamente lábeis. Já complexos de campo forte onde o metal possui 
seis elétrons em orbitais d estão entre os mais inertes devido ao ganho energético, demonstrado 
pelo valor da EECC (– 2,4ΔO). Os complexos de metais da segunda e terceira série de transição 
são mais inertes que os da primeira série de transição, devido ao maior valor de ΔO. De maneira 
geral, a labilidadeaumenta conforme o ganho de estabilidade (EECC) e o valor de ΔO diminuem. A 
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 19
labilidade ou inércia de um complexo não deve ser vista como um fator “bom” ou “ruim”, pois 
diferentes aplicações requerem diferentes propriedades destes compostos. 
A termodinâmica da formação de complexos segue a mesma lógica de qualquer reação. É 
a Energia Livre de Gibbs (ΔG) que mostrará se a formação de um complexo ou a troca de ligantes 
será espontânea ou não. Portanto, é preciso observar as variações da entalpia e da entropia nas 
reações de complexação. 
A entalpia está relacionada diretamente com a ligação entre o metal e o ligante. Quanto 
mais forte for esta interação, mais negativa será a entalpia e maior será a probabilidade de ΔG ser 
negativo. De maneira geral, é mais fácil trocar ligantes de campo fraco que ligantes de campo forte, 
pois a interação com os primeiros é mais fraca que com os últimos. Fatores como a dureza e a 
moleza de metais e ligantes também são importantes nesta avaliação, pois aumentam ou 
diminuem a força da interação entre metal e ligante. 
A entropia passa a ser fundamental quando ligantes quelantes são utilizados. Uma reação 
de substituição de um ligante monodentado por um ligante bidentado está representada abaixo: 
 
[ML6] + 3B [MB3] + 6L (3) 
 
onde L é o ligante monodentado e B e o ligante bidentado. A variação da entropia no sentido direto 
desta reação é positiva, pois há mais espécies nos produtos que nos reagentes. Se o aumento da 
entropia é considerável, tem-se a troca dos ligantes mesmo com a formação de ligações 
individualmente mais fracas (uma variação positiva da entalpia). Este efeito causado pela entropia 
é chamado de “efeito quelato”. 
 Uma maneira simples de expressar a variação da entalpia e da entropia é através da 
constante de equilíbrio para a reação abaixo: 
 
M(aq) + nL(aq) [MLn](aq) (4) 
 A constante de equilíbrio para uma reação de complexação é normalmente chamada de 
constante de formação (Kf) ou constante de estabilidade (também é encontrado, embora com 
menos freqüência, o termo constante de ligação). 
A equação (4) é uma aproximação para um processo de troca de ligantes entre um ligante 
qualquer de entrada e a água. Como o interesse está na formação do complexo com o novo 
ligante, normalmente a água é omitida na equação e na constante de equilíbrio. Além da omissão 
da água como ligante, a equação (4) mostra o processo global da troca de ligantes. Na prática, os 
ligantes não são trocados todos de uma vez. O processo ocorre em etapas, como a ionização de 
ácidos polipróticos. Dividindo a equação (4) em suas etapas, tem-se: 
 
M(aq) + L(aq) [ML](aq) (5) 
 
[ML](aq) + L(aq) [ML2](aq) (6) 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 20
 
até a entrada do enésimo ligante 
 
[ML(n–1) ](aq) + L(aq) [MLn](aq) (7) 
 
Estas etapas possuem suas próprias constantes de equilíbrio, que seriam expressas por 
[M].[L]
[ML]K1 = (8) 
[ML].[L]
][ML
K 22 = (9) 
].[L][ML
][ML
K
1)(n
n
n
−
= (10) 
onde K1, K2 e Kn são as expressões de equilíbrio para as equações (5), (6) e (7). Estas constantes 
são chamadas de constantes de estabilidade seqüenciais e representam as várias etapas da 
formação de um complexo. Não é difícil perceber que a constante de equilíbrio referente à equação 
(4) é a constante de estabilidade global, normalmente representada por βn ou simplesmente Kf. A 
constante de formação global será o produto de cada constante seqüencial envolvido na formação 
do complexo: 
 
n21n
n
n .(...).K.KK[M].[L]
][ML
β == (11) 
 
Por exemplo, o complexo diaminprata(I) terá a seguinte expressão para a constante de 
estabilidade global: 
 
2
3
23
2 ]].[NH[Ag
]|)Ag(NH[|
β +
+
= (12) 
Já para o complexo hexacianoferrato(III) esta constante será expressa por 
 
63
3
6
6 ]].[CN[Fe
]|Fe(CN)[|
β −+
−
= (13) 
 
Uma outra notação muito encontrada para os valores de βn é a logarítmica. Os valores são 
expressos em termos de log(βn). Quanto maior for o valor do logaritmo, maior é o valor da 
constante de formação global do complexo. A Tabela 5 mostra os valores de βn para alguns 
compostos de coordenação. 
 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 21
Tabela 5. Valores da constante de formação global para alguns complexos. 
Complexo βn Complexo βn Complexo βn 
[Ag(NH3)2]+ 1,7.107 [Co(NH3)6]2+ 1,3.105 [Cu(NH3)4]2+ 1,1.1013 
[AgCl2]– 1,8.105 [Co(ox)3]4– 5,0.109 [Fe(CN)6]4– 1037 
[Ag(CN)2]– 3,0.1020 [Co(SCN)4]2– 1,0.103 [Fe(CN)6]3– 1042 
[Al(OH)4]– 2,5.1033 [Co(NH3)6]3+ 4,5.1039 [Fe(ox)3]3– 2,0.1020 
[Al(ox)3]3– 9,3.1015 [Co(ox)3]3– 1020 [Fe(NCS)]2+ 8,9.102 
 
 Os valores de βn mostram que quanto mais forte é a interação metal ligante, maior é a sua 
estabilidade. Os complexos com o ligante cianeto (campo forte) possuem valores de βn muito 
maiores que os demais encontrados na Tabela 5. 
 Com os valores de βn é possível calcular a constante de equilíbrio, Kc, para uma reação de 
troca de ligantes. Seja uma reação representada por 
 
[ML] + B [MB] + L (14) 
 
 
a constante de equilíbrio para a equação (14) é 
 
Kc = β[MB]/β[ML] (15) 
 
Se Kc>1, a formação de [MB] é favorecida. Isto irá acontecer se β[MB] > β[ML]. Portanto, quanto maior 
é a constante de estabilidade de um complexo, maior é a facilidade de formação deste complexo. 
Isto não quer dizer que é impossível formar [ML] a partir de [MB], quanto maior for a concentração 
do ligante L, maior será a formação de [ML]. No entanto, para que [ML] esteja em concentrações 
apreciáveis, será necessário um grande excesso do ligante L. 
 A constante de formação de um complexo também é importante em processos de 
solubilização de precipitados. Um exemplo que ilustra muito bem este fato é a formação do 
complexo diaminprata(I) frente aos precipitados de cloreto de prata e iodeto de prata. Com a 
adição de amônia ao precipitado entre o haleto e a prata, há a formação do íon complexo, que 
pode levar a dissolução do precipitado. A equação deste processo para o cloreto de prata é 
mostrada abaixo: 
 
AgCl(s) + 2 NH3 (aq) [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl–(aq) (16) 
 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 22
 A constante de equilíbrio para este processo é 
2
3
-
23
c ][NH
]].[Cl|)Ag(NH[|
k
+
= (17) 
 
O produto entre o kps do cloreto de prata e a constante de formação do íon complexo diaminprata(I) 
leva à mesma expressão mostrada em (17): 
 
c2
3
23
2
3
23
2ps k][NH
]].[Cl|)Ag(NH[|
]].[NH[Ag
]|)Ag(NH[|
].].[Cl[Ag.βk ===
−+
+
+
−+ 
 
O kps do cloreto de prata é 1,82.10–10 e a constante de formação do complexo pode ser 
encontrada na Tabela 4. O Kc para esta reação é 3,1.10–3. A solubilização será favorecida apenas 
em concentrações elevadas de amônia. Aplicando o mesmo raciocínio ao iodeto de prata (kps = 
8,3.10–17), se obterá uma constante de equilíbrio de 1,4.10–9. Portanto, a solubilização do iodeto de 
prata pela formação do íon complexo diaminprata(I) é altamente desfavorável. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 23
Exercícios 
1 – Nomeie os compostos abaixo: 
a) Ni(CO)4 e) Fe(CO)5 i) [Co(H2O)6]Cl2 
b) Fe[CoF6] f) K3[Fe(CN)6] j) Na2[Zn(OH)4] 
c) [RuCl2(NH3)4]Cl g) [Cr(NH3)3(H2O)3]Cl3 l) [Fe(acac)(NH3)4]Br 
d) [Co(NH3)6][NiCl4] h) [AgCl2]– m) Na[Fe(EDTA)] 
 
2 – Considere um complexo formado pelo íon cobalto (III), dois ânions tiocianato e quatro amônias. 
a) Quantos são os isômeros para este complexo? 
b) Escreva a fórmula estrutural de todos os isômeros. 
c) Nomeie todos os isômeros. 
 
3 – Com base nas informações experimentaisfornecidas, deduza a hibridação do metal e 
geometria dos complexos listados abaixo: 
a) [Ni(CO)4]2+ é diamagnético. 
b) [Co(NH3)6]3+ é diamagnético. 
c) [CoF6]3– é paramagnético. 
 
4 – Explique porque o complexo [Ru(ox)3]3– é um complexo de campo forte enquanto o [Fe(ox)3]3– é 
de campo baixo. Mostre também o diagrama dos orbitais d para cada complexo. 
 
5 – Por que a TCC não pode ser usada para explicar a ordem de força dos ligantes? Por exemplo, 
F– e OH– são ligantes mais fracos que P(C6H5)3 e CO. 
 
6 – Por que os orbitais 2zd e 22 yxd − são os de maior energia quando a geometria é octaédrica e de 
menor energia quando a geometria é tetraédrica? 
 
7 – Preveja qual dos compostos apresentará o maior Δo e justifique sua escolha: 
a) [CoF6]3– ou [Co(CN)6]3– 
b) [Ru(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]3– 
c) [Fe(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]4– 
 
8 – Preveja, com base nas informações dadas, se os complexos são de campo forte ou fraco. 
Justifique suas escolhas. 
a) O complexo [Mn(H2O)6]2+ é incolor. 
b) O complexo [Ru(NH3)6]2+ é diamagnético. 
 
9 – Ordene os complexos abaixo conforme o aumento do comprimento de onda absorvido. 
Justifique a ordem escolhida. 
[Co(H2O)6]2+; [Co(SCN)4]2–; [Co(CN)6]3–; [CoCl4(H2O)2]2– 
 
10 – Calcule a solubilidade do cloreto de prata em uma solução 0,10 mol/L de amônia. (Obs: 
Considere a formação apenas de [Ag(NH3)2]+). 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
 24
Bibliografia 
 
ATKINS, P. W. e SHRIVER, D. F. Inorganic Chemistry. 3a edição. Oxford: Oxford University Press, 
1999. 
 
ATKINS, P. W. e JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente. 3a edição. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
HUHEEY, J. E. Inorganic Chemistry: Principles of structure and reactivity. 3a edição. New York: 
Harper Collins Publishers, 1983. 
 
HUHEEY, J. E.; KEITER, E.A. e KEITER R. L. Inorganic Chemistry: Principles of structure and 
reactivity. 4a edição. New York: Harper Collins Publishers, 1993. 
 
JONES, C.J. A Química dos Elementos do Bloco d e f. Porto Alegre: Bookman, 2002. 
 
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. 4a edição. São Paulo: Editora Edgard Blücher 
Ltda, 1996. 
 
SKOOG, D.A.; WEST, D.M. e HOLLER, F.J. Analitical Chemistry, An Introduction. 6a edição. 
Saunders College Publishing, 1994. 
 
WERNER, A. “On the Constitution and Configuration of higher-order Compounds.” Nobel Lectures, 
Chemistry 1901–1921, 256-269, 1913. 
 
 
Referências para as figuras: 
 
Figura 12: 
Extraída e adaptada de: 
mooni.fccj.org/~ethall/cobalt/cobalt.htm 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 25
Compostos de Coordenação 
 
 
1) Complexos de Cobre II 
a) Na capela, adicione lentamente solução aquosa concentrada de amônia a 2,0 mL de solução 
de sulfato de cobre II 0,1 mol/L e observe. Adicione água deionizada lentamente e observe. 
 
b) A 2,0 mL de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L adicione cloreto de sódio sólido em 
pequenas quantidades até a saturação da solução. Observe o efeito da adição de cloreto de 
sódio. Adicione água deionizada lentamente e observe. 
 
 
2) Complexos de Cobalto II 
Faça uma diluição (1:2) de 4,0 mL de uma solução de cloreto de cobalto II 3%. 
 
a) Transfira para um tubo de ensaio 0,5 mL da solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída. 
Na capela, adicione cuidadosamente ácido clorídrico concentrado ao sistema e observe. Após 
isto, adicione água deionizada e observe. 
 
b) Transfira 2,0 mL da solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída para um tubo de ensaio. 
Adicione 5,0 mL de uma solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L e observe. Reserve o 
sistema para comparação na experiência “2d.” 
 
c) A 2,0 mL da solução de cloreto de cobalto II diluída e adicione 5,0 mL de solução aquosa 
saturada de tiocianato de potássio e observe. Reserve o sistema para comparação na 
experiência “2d.” 
 
d) Adicione 2,5 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L a 1,0 mL de solução 
aquosa de cloreto de cobalto II diluída. Em seguida, adicione 2,5 mL de solução concentrada 
de tiocianato de potássio e observe. Refaça a experiência trocando a ordem de adição dos 
ligantes tiocianato e oxalato (Se preciso, compare a coloração com os resultados obtidos nas 
experiências “2b” e “2c”). 
 
 
3) Complexos de Ferro III 
a) Transfira 1,0 mL de uma solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L para três tubos de 
ensaio. Adicione ao primeiro tubo 4,0 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L. 
Ao segundo tubo, adicione 4,0 mL de solução aquosa de fluoreto de sódio 0,25 mol/L. 
Acrescente 4,0 mL de água deionizada ao terceiro tubo. Observe atentamente as cores das 
soluções. 
 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 26
Aos três tubos adicione gota a gota solução de tiocianato de potássio (ou amônio) de 
concentração 0,10 mol/L até mudança de coloração. Conte o número de gotas gasto para 
provocar a mudança em cada tubo. 
 
 
b) Transfira para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L e 
2 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L. Observe a cor da solução nos tubos de 
ensaio. Adicione em seguida 2 mL de uma solução de fluoreto de sódio 0,25 mol/L em um 
deles e no outro 2 mL de água deonizada. Observe. 
 
c) Transfira para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L e 
2 mL de uma solução de flureto de sódio 0,25 mol/L. Observe a cor da solução nos tubos de 
ensaio. Adicione em seguida 2 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L em um 
deles e no outro 2 mL de água deonizada. Observe. Compare os resultados dos tubos de 
ensaio das experiências “3b” e “3c”. 
 
 
4) Complexos de Prata 
a) Coloque cinco gotas de uma solução de nitrato de prata 0,10 mol/L em dois tubos de ensaio 
diluindo em seguida com cerca de 1,0 mL de água deionizada. Prepare, em recipiente 
adequado, cerca de 20 mL de solução saturada de cloreto de sódio. Adicione de três a cinco 
gotas da solução saturada de cloreto de sódio nos tubos de ensaio. Observe a formação de 
precipitado. 
 
b) Em um dos tubos contendo precipitado, continue adicionando a solução de cloreto de sódio, 
lentamente, agitando vigorosamente o tubo de ensaio. Só pare a experiência uma vez que 
tenha adicionado grande excesso da solução saturada de cloreto de sódio. Observe o efeito da 
adição de cloreto de sódio em excesso. Após isto, adicione uma gota de uma solução 
0,10 mol/L de nitrato de prata e observe. 
 
c) Adicione, na capela, algumas gotas de solução aquosa concentrada de amônia ao outro tubo 
da experiência “4a" contendo o precipitado e observe (ATENÇÃO! Conte o número de gotas ou 
leia o volume adicionado de solução de amônia concentrada). 
 
d) Em um tubo de ensaio coloque cinco gotas de nitrato de prata e acrescente em seguida 
cerca de 1,0 mL de água deionizada. Adicione de três a cinco gotas de iodeto de potássio para 
formação de precipitado. Na capela, adicione ao tubo o mesmo número de gotas (ou o mesmo 
volume) de solução aquosa concentrada de amônia utilizado no procedimento “4c” e observe. 
Compare os resultados dos ensaios “4c” e “4d”. 
 
	Capa Inorgânica II _2009.pdf
	Inorg II_Compostos de Coordenação_Química_2009.pdf
	Compostos de Coordenação_prática.pdf