Apostila 1 compostos de coordenacao

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Universidade Federal do Maranhão - UFMA 
Centro de Ciências Exatas e Tecnologia 
Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Inorgânica II 
 
 
 
 
Profª. Ana C. S. Alcântara 
 
 
Apostila 1 
Compostos de coordenação e isomeria 
 
IFRJ Química Inorgânica II 
 
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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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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 tinham 
geometria 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 compostosrealmente 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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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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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 
 Existem diversas 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 doisarranjos 
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. 
	Capa Inorgânica II _2009.pdf
	Inorg II_Compostos de Coordenação_Química_2009.pdf
	Compostos de Coordenação_prática.pdf