QUI205 Aula 1 Compostos de Coordena��o

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Universidade Federal de Minas Gerais 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Compostos de Coordenação: 
Princípios e Isomeria 
Prof. Gilson de Freitas Silva 
1 
2 
 O termo complexo se refere a um átomo ou íon metálico 
central rodeado por um conjunto de ligantes. 
 Ligantes (bases de Lewis/Pearson) 
 Átomo doador 
 Átomo aceptor (ácido de Lewis/Pearson) 
 
 Um complexo é o resultado de uma reação ácido base de 
Lewis. 
 Exemplos: [Ni(CO)4]; [Co(NH3)6]Cl3; [Fe(H2O)6]
2+; 
[Mo(CN)8]
4‒; [Au(CN)2]
‒ e [Fe(CO)5]. 
Compostos de Coordenação 
3 
Compostos de Coordenação 
 A química de coordenação é importante em vários processos 
industriais. Exemplo: extração de Ag a partir da acantita. 
Ag2S(s) + 4 CN
‒(aq) + H2O(l) ⇄ 2 [Ag(CN)2]
‒(aq) + HS‒(aq) + OH‒(aq) 
2 [Ag(CN)2]
‒(aq) + Zn(s) ⇄ 2 Ag(s) + [Zn(CN)4]
2‒(aq) 
 
 Muitos complexos estão envolvidos em sistemas biológicos. 
4 
 Muitos complexos são usados na medicina para o tratamento de 
doenças. 
Complexos usados para o 
tratamento de câncer 
Complexo usado para o 
tratamento de artrite 
5 
Compostos de Coordenação: Ligantes 
 Ligantes 
Monodentados 
Bidentados 
Tridentados 
Tetradentados 
Ambidentados 
Polidentados ou complexantes 
H2O, Cl
‒, HO‒, NH3, H3CNH2, NO2
‒, SCN‒ 
6 
Compostos de Coordenação: Ligantes 
[Ni(H2O)6]
2+(aq) + 6 NH3(aq) ⇌ [Ni(NH3)6]
2+(aq) + 6 H2O(l) Kf = 4  10
8 
[Ni(H2O)6]
2+(aq) + 3 en(aq) ⇌ [Ni(en)3]
2+(aq) + 6 H2O(l) Kf = 2  10
18 
[Ni(NH3)6]
2+(aq) + 3 en(aq) ⇌ [Ni(en)3]
2+(aq) + 6 NH3(aq) Kf = 5  10
9 
 
Representação 
da ligação 
química por seta 
não é adequada! 
7 
Compostos de Coordenação: Ligantes 
8 
Compostos de Coordenação: Formação 
Complexo Kf Complexo Kf 
[AlF6]
3‒ 5  1023 [CdCl4]
2‒ 1  104 
[Al(OH)4]
‒ 8  1033 [Cd(NH3)4]
2+ 1  1017 
[AgCl2]
‒ 3  105 [CuCl4]
2‒ 2  104 
[Ag(NH3)2]
+ 2  107 [Cu(NH3)4]
2+ 1  1012 
[Fe(SCN)(H2O)5]
2+ 1  102 [Ni(NH3)6]
2+ 6  108 
[FeF(H2O)5]
2+ 2  105 [Ni(CN)4]
2‒ 1  1031 
[Co(NH3)6]
3+ 4  108 [Zn(NH3)4]
2+ 3  109 
[Co(en)3]
3+ 2  1018 [Zn(OH)4]
2‒ 3  1015 
G0 = ‒ RTlnK G0 = H0 ‒ TS0 
9 
Complexos Espécies 
Número 
de 
elétrons 
NAE 
Gás 
nobre 
[Co(CN)6]
3- 
Co3+ 
6 CN- 
24 
12 
36 Kr 
[Ag(NH3)4
+ 
Ag+ 
4 NH3 
46 
8 
54 Xe 
[PtCl6]
2- 
Pt+4 
6 Cl- 
74 
12 
86 Rn 
Complexos Espécies 
Número 
de 
elétrons 
NAE 
[Cr(NH3)6]
3+ 
Cr3+ 
6 NH3 
21 
12 
33 
[Ni(NH3)6]
2+ 
Ni2+ 
6 NH3 
26 
12 
38 
[CoCl4]
2- 
Co2+ 
4 Cl- 
25 
8 
33 
 Os complexos adquirem estabilidade quando o NAE iguala-se ao 
número atômico de um gás nobre. 
Complexos que não obedecem ao NAE 
Complexos que obedecem a regra do NAE 
Número Atômico Efetivo (NAE) 
10 
Compostos de Coordenação: Geometria 
Complexo Número de Coordenação Geometria 
[Ag(NH3)2]
+ 2 Linear 
[Ni(CO)4] 4 Tetraédrica 
[AuCl4]
‒ 4 Quadrada 
[CdCl5]
‒ 5 Bipirâmide trigonal 
[Ni(CN)5]
3‒ 5 Piramidal quadrada 
[Co(NH3)6]
3+ 6 Octaédrica 
[Ni(en)3]
2+ 6 Octaédrica 
11 
Nomenclatura de Complexos 
 K2[Fe2S2(NO)4] 
 [Ru(HPO4)2(OH)2(NH3)2]
3‒ 
 [Ru(NH3)6]Cl3 
 NH4[Cr(NCS)4(NH3)2] 
 [CoN3(NH3)5]SO4 
 Na[B(NO3)4] 
 [MnO4]
‒ 
 [Fe(en)3][Fe(CO)4] 
 [(NH3)5Cr-OH-Cr(NH3)5]Cl5 
12 
Efeito Quelato e Macrocíclico 
[Ni(H2O)6]
2+(aq) + 6 NH3(aq) ⇌ [Ni(NH3)6]
2+(aq) + 6 H2O(l) Kf = 4  10
8 
[Ni(H2O)6]
2+(aq) + 3 en(aq) ⇌ [Ni(en)3]
2+(aq) + 6 H2O(l) Kf = 2  10
18 
[Ni(NH3)6]
2+(aq) + 3 en(aq) ⇌ [Ni(en)3]
2+(aq) + 6 NH3(aq) Kf = 5  10
9 
 
[Cu(H2O)6]
2+(aq) + 2 NH3(aq) ⇌ [Cu(H2O)4(NH3)2]
2+(aq) + 2 H2O(l) 
Kf = 5  10
7 H0 = ‒ 46 kJ mol-1 S0 = ‒ 8,4 J mol-1 K-1 
 
[Cu(H2O)6]
2+(aq) + en(aq) ⇌ [Cu(en)(H2O)4]
2+(aq) + 2 H2O(l) 
Kf = 4  10
10 H0 = ‒ 54 kJ mol-1 S0 = + 23 J mol-1 K-1 
 
 
13 
Efeito Quelato e Macrocíclico 
Isomeria 
 Berzelius propôs em 1823 que substâncias de mesma 
composição, mas que apresentassem diferentes 
propriedades, fossem chamadas de isoméricas (palavra de 
origem grega que significa composto de partes iguais), 
nascendo assim o conceito de isomerismo1. 
 
 Isomerismo Estrutural 
 Esteroisomerismo 
 
1 Berzelius, J. J. Jahresbericht Aber die Fortschritte der physischen Wissenchaften. 1831, 11, 4. 
14 
 Ocorre quando duas ou mais espécies químicas 
possuem a mesma fórmula empírica, mas os seus 
constituintes são arranjados de maneira diferente, ou seja, 
existe diferença na sequência de ligação átomo a átomo 
(mudança de conectividade). Formas mais comuns: 
 
 Isomeria de ligação 
 Isomeria de ionização 
 Isomeria de hidratação 
 Isomeria de coordenação 
Isomerismo Estrutural 
15 
Isomeria de Ligação 
 Característica de ligantes monodentados que 
apresentem átomos doadores diferentes em sua estrutura 
(ligantes ambidentados). Exemplos: NO2
‒; SCN‒. 
 
[Co(NO2)(NH3)5]
2+ ⇌ [Co(ONO)(NH3)5]
2+ 
 (amarelo) (vermelho) 
 
 No caso do SCN‒, quando o centro metálico (M) se 
coordena pelo átomo de S (M-SCN) a geometria é angular; 
e quando se coordena pelo átomo de N (M-NCS), a espécie 
é linear. 
16 
Isomeria de Ionização 
 É observada quando espécies químicas de mesma 
fórmula empírica apresentam diferentes íons em solução. 
 
[CoCl(NO2)(NH3)4]Cl e [CoCl2(NH3)4]NO2 
 
[PtCl2(NH3)4]Br2 e [PtBr2(NH3)4]Cl2 
 
[CoCl(H2O)(NH3)4]Br2 e [CoBr2(NH3)4]Cl.H2O 
17 
Isomeria de Hidratação (do Solvente) 
 É similar à isomeria de ionização, entretanto ocorre com 
moléculas de água. Esta funciona como ligante ou faz parte 
da estrutura cristalina da espécie química. O exemplo 
clássico é derivado do CrCl3.6H2O. 
[Cr(H2O)6]Cl3 e [CrCl(H2O)5]Cl2.H2O 
 (violeta) (azul esverdeado) 
[CrCl2 (H2O)4]Cl.2H2O e [CrCl3(H2O)3].3H2O 
 (verde escuro) (amarelo esverdeado) 
 
 [Co(H2O)(NH3)5](NO3)3 e [Co(NH3)5(NO3)](NO3)2.H2O 
18 
 É característica de espécies que envolvem íons 
complexos, pelo menos dois centros metálicos fazem parte 
da estrutura. 
 
 [Pt(NH3)4][PtCl6] e [PtCl2(NH3)4][PtCl4] 
 
 [Co(en)3][Cr(CN)6] e [Cr(en)3][Co(CN)6] 
 
 [Pt(NH3)4][PtCl4] e [PtCl(NH3)3][PtCl3(NH3)] 
(sal verde de Magnus, 1828) (desconhecido) 
Isomeria de Coordenação 
19 
Estereoisomerismo 
 Ocorre quando dois ou mais compostos apresentam a 
mesma fórmula empírica e a mesma sequência de ligação 
àtomo a átomo (mesma conectividade), mas diferem 
quanto ao seu arranjo espacial. É classificado em duas 
formas: 
 
 Isomerismo geométrico. 
 Isomerismo óptico. 
20 
Isomeria Geométrica 
 Cis-trans: é observada quando dois grupos iguais 
ocupam posições adjacentes (cis) ou opostas (trans) um 
em relação ao outro no complexo. Exemplo: [Co(NH3)4Cl2]
+. 
cis-[CoCl2(NH3)4]
+ 
violeta 
trans-[CoCl2(NH3)4]
+ 
verde 
21 
Isomeria Geométrica 
 A isomeria geométrica cis-trans é comum em complexos 
com número de coordenação 4 e de geometria quadrada. 
Os centros metálicos mais comuns são: Pt2+, Pd2+, Au3+, 
Cu2+, Co2+, Ni2+, Cr2+ e também Co3+. Exemplo: [PtCl2(NH3)2]. 
cis-[PtCl2(NH3)2]
 trans-[PtCl2(NH3)2]
 
22 
Isomeria Geométrica 
 Fac-mer: O termo fac designa um compostono qual três 
átomos doadores idênticos estão na face do octaedro; e o 
termo mer designa o outro isômero, no qual três átomos 
doares idênticos estão no meridiano do octaedro. 
fac-[CoCl3(NH3)3]
 mer-[CoCl3(NH3)3]
 
23 
Isomeria Óptica 
 Característica de espécies que possuem um centro 
metálico assimétrico. Ou seja, o centro metálico apresenta 
um conjunto de ligantes em um arranjo espacial que não 
apresenta sobreposição à sua imagem especular 
(enantiômeros). 
 Um complexo quiral não apresenta um eixo de rotação 
impróprio (Sn). 
 Sn  eixo de rotação + plano de reflexão 
24 
Isomeria Óptica 
 Complexos com número de coordenação 4 e geometria 
tetraédrica, que possuam quatro ligantes diferentes, 
apresentam isomeria óptica. 
 Exemplo2: 
 
 
 
 
 
2 Korp, J. D; Bernal, I. J. Organomet. Chem. 1981, 220, 355-364. 
25 
 Complexos que apresentem ligantes não simétricos 
também podem levar à formação de enantiômeros. 
 Exemplo: [Fe(C5H5)(CO)(PPh3)COCH3]
3 (tetraédrico). 
 
 
 
 
 
 
3 Baker, R. W.; Davies, S. G. Tetrahedron: Asymmetry, 1993, 4, 1479-1480. 
Isomeria Óptica 
26 
Isomeria Óptica 
 Exemplo de um complexo de geometria quadrada4,5. M = 
Pd2+ ou Pt2+. O complexo tetraédrico não é quiral. 
 
 
 
 
 
 
 
4 Mills, W. H., Quibell, T. H. H. J. Chem. Soc. 1935, 839. 
5 Lidstone, A. G.; Mills, W. H. J. Chem. Soc. 1939, 1754. 
27 
Isomeria Óptica 
 Complexos de geometria octaédrica (NC = 6), com 
ligantes quelantes, podem gerar enantiômeros. Exemplo: 
[CoCl2(en)2]
+. 
trans-[CoCl2(en)2]
+ cis-[CoCl2(en)2]
+ 
28 
Isomeria Óptica 
 Exemplo: [Fe(ox)3]
3‒. 
29 
 Ligantes bidentados (com dois átomos doadores 
diferentes), geram isômeros geométricos (mer-fac) e 
ópticos (enantiômeros). Exemplo: [Co(gly)3]. 
Isomeria Óptica 
30 
31 
Exercícios 
1. Apresente as estruturas de todos os isômeros dos complexos 
[CoBr2(CN)2(CO)2]
‒ e [PtCl2(en)2]
2+. 
 
2. Apresente o nome correto para cada um dos complexos abaixo. 
a) [Fe(CO)5] b) K3[Fe(CN)6] c) [Ru(N2)(NH3)5]Cl2 
 
3. Desenhe os possíveis isômeros do complexo 
[Ru{S2C2(CF3)2}(CO)(PPh3)2], no qual o ligante S2C2(CF3)2, é um 
ditiolato bidentado. Considere as geometrias piramidal quadrada e 
bipirâmide trigonal. 
32 
HUHEEY, J. E; KEITER, E. A.; KEITER, R. L. Inorganic chemistry : 
principles of structure and reactivity. 4th ed. New York: Prentice Hall, 
1993, 964 p. 
 
MIESSLER, Gary L.; TARR, Donald A. Inorganic chemistry. 4th ed. Upper 
Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall, 2011, 754 p. 
 
MACKAY, R. A.; HENDERSON, W. Introduction to modern inorganic 
chemistry. 6th ed. New York: CRC Press, 2002, 624 p. 
 
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química inorgânica. 3. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2003, 816 p. 
 
BAILAR JR., J. C. The stereochemistry of complex Inorganic compounds. 
Chem. Rev. 1936, 19(1), p. 67-87. 
 
QUEIROZ, S. L.; BATISTA, A. A. Isomerismo cis-trans: de Werner aos 
nossos dias. Química Nova, 1998, 21(2), p. 193-201. 
Referências 
33