Introducao a Quimica de Coordenacao

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Química de Coordenação 
 1ª aula: Introdução à Química de Coordenação 
 O trabalho de Werner 
 Condutividade 
 
 
 Profa. Izilda A. Bagatin 
 
2 
 
Introdução a Química de Coordenação 
3 
Os compostos de coordenação datam dos trabalhos de Tassaert em 1798 com a síntese 
de “aminas de cobalto”, 
 
Mas, a química de coordenação moderna, como a conhecemos, começou com esses dois 
químicos astutos: Alfred Werner e Sophus Mads Jorgensen; 
 
 
 
Werner nasceu em 12 de dezembro de 1866, em Mülhausen no Alsacia 
(na época pertencia a França). 
 
Professor da Universidade de Zurich e Ganhador do Premio Nobel em 
Química de 1913. 
Jorgensen nasceu em 04 de Julho de 1837, em Slagelse, Dinamarca. 
Professor da Universidade de Copenhagen. 
 
Químico altamente respeitável, consagrado pelos seus trabalhos que 
explicavam a natureza dos chamados complexos, através das teorias 
de valência introduzidas por Kekulé para os compostos orgânicos, 
preservando inclusive as estruturas típicas de cadeias. 
Duas pessoas totalmente opostas 
Werner 
Jorgensen 
História: Trabalho de Werner 
4 
História: Werner versus Jorgensen 
Jorgensen 
 
• Indivíduo conservador, metódico e 
cauteloso; 
 
• Apegado unicamente a evidências 
experimentais; 
 
• Grande opositor das idéias de 
Werner; 
 
• Estudioso do assunto e portanto 
muitos argumentos em cima de 
evidências experimentais para 
combater as novas proposições; 
 
• Sintetizou e caracterizou uma 
grande quantidade de compostos e 
por isso um oponente de alto nível, 
que combateu a teoria de Werner 
nos primeiros dez anos de suas 
pesquisas e seu estabelecimento. 
Werner 
 
• Quase trinta anos mais jovem que 
Jorgensen; 
 
• Era um homem irrequieto, impulsivo, 
que produziu pode-se dizer 
compulsivamente, ao longo de sua 
carreira; 
 
• Possuía uma memória prodigiosa e 
grande conhecimento tanto em química 
orgânica como inorgânica; 
 
• Era determinado e incansável na 
realização de seu trabalho; 
 
• Utilizava de forma mais livre o lado 
intuitivo da mente humana mostrando-
se mais impetuoso em suas 
proposições; 
 
• Suas idéias revolucionárias da época 
são válidas até os dias atuais. 
5 
História: Werner vs Jorgensen 
Werner 
Jorgensen 
teoria da coordenação e 
da estereoquímica 
Teoria da cadeia 
(de Blomstrand) 
6 
História: Trabalho de Werner 
Questionamentos de Werner: 
Por que um sal estável como o CoCl3 reagiria com um número variável de 
moléculas estáveis de um composto como o NH3, para formar diversos 
compostos novos: CoCl3.6NH3, CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3? 
 
Além disso, cada um desses compostos possui uma cor diferente – isso 
era um mistério para Werner. 
 
CoCl3.6NH3 - amarelo 
 
CoCl3.5NH3 - roxo 
 
CoCl3.4NH3 - verde 
 
Quais seriam suas estruturas? 
Werner combinou observações de reações químicas, isomeria geométrica e 
condutividade em solução para determinar o arranjo espacial dos 
complexos metálicos; 
7 
História: Trabalho de Werner 
Werner foi capaz de explicar a natureza das ligações nos complexos, e 
concluiu que nesses compostos o metal apresenta dois tipos de valência: 
 
Valência Primária (VP): 
 
A valência primária (número de oxidação ou estado de oxidação) é não 
direcional e iônica – é o número de cargas no íon complexo (geralmente 
positivo). Essa carga deve ser compensada por um número igual de cargas 
provenientes de íons negativos. 
 
Valência Secundária (VS): 
 
A valência secundária (número de coordenação, 
NC) é direcional, de modo que um íon complexo tem 
uma forma característica. É formado por íons ou 
moléculas neutras. 
[Ag(NH3)2]
+ = íon complexo (2 íons positivos) – valência primária = 1+ 
 
 
SO4
2- = íon negativo 
VP = 2+ 
VS = 6 
8 
História: Trabalho de Werner 
Como a Teoria de Coordenação de Werner foi testada? 
 
 
 [Co(NH3)6]Cl3 
 
 
 
 
 [Co(NH3)5Cl]Cl2 
 
 
 
 [Co(NH3)4Cl2]Cl 
 
 
 
 
 [Co(NH3)3Cl3] 
 Compostos de Co 
com NC = 6 
 
3 AgCl(s) 
2 AgCl(s) 
1 AgCl(s) 
No AgCl(s) 
Observação experimental com AgNO3 
 
Mas quantos íons 
estavam presentes? 
Medidas de 
Condutividade 
A resistência da solução 
(inverso da condutividade) é 
proporcional à área da placa, à 
concentração iônica, à 
separação da placa, e à carga 
iônica. 
CoCl3.6NH3 
CoCl3.5NH3 
CoCl3.4NH3 
CoCl3.3NH3 
Cl- fora do colchete reage com os íons Ag+ e dentro 
do colchete não reage. 
 Werner deduziu que os 3 Cl- estão ligados por VP e os 6 NH3 completam a VS. Os 
3 Cl- são iônicos e portanto, são precipitados como AgCl 
 
9 
História: Trabalho de Werner 
Mas como explicar que diferentes compostos 
têm a mesma fórmula [Co(NH3)4Cl2)]
+: 
Um é VIOLETA …… o outro é VERDE 
Se esses compostos possuem NC = 6, então qual geometria seria possível para eles? 
 
Três possibilidades existiam: um Hexágono Plano (a), um Prisma Trigonal (b) ou um 
Octaedro (c). 
Werner comparou o número 
de isômeros distintos obtidos 
experimentalmente com o 
número teoricamente previsto 
para cada uma dessas formas 
e os resultados sugeriram 
fortemente que os complexos 
em questão tinha uma forma 
octaédrica. 
isômeros 
(a) (b) (c) 
M 
10 
História: Conclusões sobre os compostos de Co 
11 
História: Trabalho de Werner – Pt e Pd 
Werner estudou também uma série de complexos, que incluíam [Pt(NH3)2Cl2]
2+ e 
[Pd(NH3)2Cl2]
2+ . 
 
O número de coordenação desses compostos é 4, portanto, poderiam ser 
tetraédrico (a) ou quadrado-planar (b). 
(a) (b) 
Mas ele obteve dois isômeros diferentes para esses complexos. 
 
Se fossem tetraédrico não deveriam haver isômeros, mas se fossem quadrado-
planar poderiam existir na forma de 2 isômeros. 
 
Assim, provou-se que esses complexos são quadrado-planares e não tetraédricos. 
12 
13 
[Pt(NH3)2Cl2]
2+ 
História: Trabalho de Werner – Pt 
O Cis- é usado no tratamento 
de diversos tipos de câncer, 
como do pulmão, ovário, 
próstata, etc. 
14 
Exercício 1 
1. O paládio (II) tende a formar complexos com um número de 
coordenação 4. Um dos compostos foi originalmente 
formulado como PdCl2.3NH3. 
 
 a) Sugira a formulação apropriada de compostos de 
coordenação para esse composto. 
 
 b) Suponha que uma solução aquosa desse composto 
 seja tratada com excesso de AgNO3(aq). Qual quantidade 
 de matéria de AgCl(s) é formada por mol de PdCl2.3NH3? 
15 
Resposta Exercício 1 
a) Por analogia aos compostos de cobalto (III) com amônia, podemos esperar que três 
grupos NH3 de PdCl2.3NH3 servem como ligantes unidos ao íon Pd(II). 
 
O Quarto ligante ao redor de Pd (II) é um dos íons Cloreto. 
 
O segundo íon cloreto não é um ligante; ele funciona apenas como um ânion (contra-
íon) nesse composto iônico. 
 
Concluímos que a formulação correta é: [Pd(NH3)3Cl]Cl 
 
 
b) O íon Cl- que funciona como ligante não precipita com AgNO3 (aq) para formar 
AgCl(s). 
Portanto, apenas o íon Cl- “livre” pode reagir: 
 
[Pd(NH3)3Cl]Cl(aq) + AgNO3 (aq) [Pd(NH3)3Cl]NO3 (aq) + AgCl (s) 
 
Desta forma, somente é produzido um mol de AgCl(s) por mol de complexo. 
 
Neste caso, o [Pd(NH3)3Cl]
+ é um cátion (íon complexo). 
 
16 
d 
17 
Compostos de Coordenação ou Complexos: Definição 
Definição: 
Espécies nas quais um íon metálico central (ou átomo) 
está ligado a um grupo de moléculas ou íons vizinhos. 
Um complexo é a combinação de um ácido de 
Lewis com uma base de Lewis 
• Ácido de Lewis: é o íon metálico central (ou 
átomo) 
 
• Receptor de pares de elétrons (orbitais de 
valência vazios são necessários). 
 
• Bases de Lewis: são os grupos vizinhos(ligantes, 
como as moléculas neutras (Ex.:NH3)) 
 
• Doadores de par de elétrons (pares de elétrons 
não compartilhados são necessários). 
 
• Número de Coordenação (NC): indica o número de 
átomos dos ligantes diretamente ligados ao íon 
metálico num complexo. NC = 6 
Base de Lewis → 
Acido de Lewis → 
[Co(NH3)6]
3+ 
18 
Compostos de Coordenação ou Complexos 
Metais de Transição: bloco d e f 
Compostos de Coordenação ou Complexos 
Elementos de Transição: Bloco d 
Co: 
4s 3d7 
depende do ligante 
20 
Compostos de Coordenação ou Complexos 
Elementos de Transição: Bloco d 
21 
Compostos de Coordenação ou Complexos 
Elementos de Transição: Bloco f 
Eu: 
6s2 4f7 
Eu3+: 
6s 4f6 
Pr: 
6s2 4f3 
Pr3+: 
6s 4f2 
22 
Compostos de Coordenação ou Complexos 
Número de 
Coordenação 
Importância do estudo 
de complexos de 
metais de transição 
Atividade 
Biológica 
Geometria 
Cor 
 
espectros 
Comportamento 
magnético 
Aplicações 
médicas 
Estados de 
Oxidação 
E 
Reações 
23 
Compostos de Coordenação e NC 
• Ligação Covalente (Coordenada) 
• Esfera de Coordenação: é o metal central e os seus vizinhos (os ligantes). 
Os colchetes ( [ ] ) separam o complexo 
([Ag(NH3)2]2
2+) do contra íon (SO4
2-) 
• A natureza da ligação é determinada pelo número de oxidação do íon metálico 
central e o seu Número de coordenação (NC). 
 
• Os metais de transição geralmente formam complexos com número de ligantes 
bem definidos. 
• O NC é constante para um metal com um dado número de oxidação. 
 
• Complexos com NC = 4 e 6 são os mais comuns, mas compostos com NC = 2,3, 7-
12 existem. 
 
 
24 
H2O 
H2O 
OH2 
H2O 
H2O 
OH2 
Mn2+ 
SO4
2- 
Esfera Interna de 
Coordenação 
Esfera Externa de 
Coordenação 
Contra-íon 
ligante 
Compostos de Coordenação: Esfera de Coordenação 
Primeira (interna) e segunda (externa) esferas de coordenação 
[Mn(OH2)6]
2+ e SO4
2- = [Mn(OH2)6]SO4 
O cátion do complexo pode associar-se 
eletrostaticamente a ligantes aniônicos (e por 
interações fracas, com moléculas de solvente) 
Por exemplo, moléculas de solvente e espécies 
potencialmente ligantes podem simplesmente 
preencher os espaços dentro da estrutura e não ter 
qualquer ligação direta com o íon metálico. Ex.: 
CoCl2.6H2O (é o [CoCl2(OH2)4 e duas H2O não 
coordenadas, mas ocupando posições bem definidas 
no cristal. Tais moléculas do solvente são chamadas 
de solvente de rede ou de cristalização. 
2+ 
25 
Compostos de Coordenação: Esfera de Coordenação 
26 
Compostos de Coordenação 
• Carga do íon metálico: estado de oxidação. 
• Estado de oxidação dos metais da primeira série de transição 
27 
Estados de oxidação dos metais de transição 
28 
• Carga de um complexo: é a soma das cargas do metal (átomo 
central) e dos ligantes. 
Compostos de Coordenação: Carga complexo 
2 a) Qual o estado de oxidação do cobalto no complexo: 
 [Co(NH3)5Cl](NO3)2 
 
 b) Um íon complexo contem um Cr3+ ligado a 4 moléculas de 
 H2O e 2 íons Cl
-. Escreva a sua fórmula. 
Exercício 2 
29 
Resposta Exercício 2a 
[Co(NH3)5Cl](NO3)2 
 
Carga total do complexo é igual a zero; 
 
Se são dois contra-íons (NO3
-) então significa que a carga do íon complexo é 2+. 
 
Assim, o íon complexo é: 
 
[Co(NH3)5Cl]
2+ 
 
 
Cl = -1 
NH3 = neutro = zero 
 
NOX + 5 x 0 + (-1) = + 2 
 
NOX - 1 = + 2 
 
NOX = + 2 + 1 
 
NOX = 3+ 
 
 
 
30 
Resposta Exercício 2b 
Cr3+ ligado a 4 moléculas de H2O e 2 íons Cl
- 
[Cr(H2O)4Cl2] é um complexo neutro? Se não, qual a carga do íon 
complexo? 
Cr3+ = +3 
 
Cl- = -1 
 
H2O = ligante neutro = zero 
 
+ 3 + 4 x 0 + 2(-1) = Carga 
 
+ 3 – 2 = Carga 
 
Carga = +1 
 
Fórmula do íon complexo: [Cr(H2O)4Cl2]+ 
 
31 
Qual o número de coordenação dos complexos: NH4[Cr(NH3)2(NCS)4] e 
[Nd(NO3)6]
3- ? 
Exercício 3 
32 
Resposta Exercício 3 
Nd 
NH4[Cr(NH3)2(NCS)4]: número de coordenação = 6 
- 
[Nd(NO3)6]
3- : número de coordenação = 12 
33 
[Pt(PCy3)3 ] 
P 
P 
P Pt 
Fatores que estão envolvidos no NC 
Três fatores determinam o número de coordenação de um complexo: 
 
• O tamanho do átomo ou íon central 
 
• Em geral, os raios grandes de átomos ou íons dos períodos 5 e 6 favorecem 
número de coordenação mais altos para os complexos desses elementos. 
 
• As interações estéreas 
 
• Ligantes mais volumosos 
frequentemente resultam em 
números de coordenação baixos, 
especialmente se os ligantes 
também são carregados - neste 
caso entram em cena interações 
eletrostáticas desfavoráveis. 
 
Exemplo: 
Triciclo-hexilposfina (NC = 3) 
 
Arranjo Trigonal dos ligantes. 
 
Cy = ciclo-hexila ( -C6H11) 
34 
Fatores que estão envolvidos no NC 
 
• As interações eletrônicas entre o átomo ou íon 
central e os ligantes 
 
• Número de Coordenação altos são mais comuns 
para elementos situados nos grupos à esquerda 
do bloco d, onde os átomos possuem raios 
maiores; 
 
- eles são mais comuns quando o íon metálico possui 
poucos elétrons d (ácidos duros), pois um número 
pequeno de elétrons de valência significa que o íon 
metálico pode receber mais elétrons das bases de Lewis 
(base duras), geralmente ligantes pequenos. 
 
 
• Número de Coordenação mais baixos são 
encontrados para elementos situados à direita do 
bloco d, particularmente se os íons são ricos em 
elétrons d (ácidos moles); 
 
- tais átomos têm menor capacidade de aceitar elétrons 
de qualquer base de Lewis que seja um ligante em 
potencial. Mas geralmente forma complexos com ligantes 
volumosos (efeito estérico), bases moles. 
[Mo(CN)8]
4- 
NC = 8 
Mo : 4d5 5s1 
Mo4+ : 4d2 
Mo 
Pt 
[PtCl4]
2- 
Pt: 5d9 6s1 
Pt2+: 5d8 
NC =4 
35 
Classe a (duros) Intermediários Classe b (moles) 
Íons metálicos Íons metálicos Íons metálicos 
Mn2+, Sc3+, Fe3+, Ti4+, 
Zr4+, Co3+, Cr3+, Y3+, 
Ln3+, Ac3+ 
Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+ Cu+, Ag+, Au+, Hg+, 
Pd2+, Pt2+, Hg2+, Rh+, Ir+ 
Ácidos moles e duros 
36 
Duros: H2O, OH
-, CH3COO
-, F-, NH3, oxalate ( 
-OOC-COO-), en. 
 
 
Moles: Br-, I-, SH-, (CH3)2S, S=C(NH2)2 (tiourea), P(CH3)3, PPh3, As(CH3)3, CN
-, 
 -S-C≡N (tiocianato S-ligação). 
 
Intermediários: C6H5N (piridina), N3
- (azida), -N=C=S (tiocianato, N-ligação), Cl- 
Bases moles e duras: ligantes 
[Fe(NCS)6]
3- [Au(SCN)2]
- 
[Cu(NCS)4]
2- 
[Cu(SCN)3]
2- 
37 
 
• Complexos bicoordenados não são muito comuns, eles são, geralmente, 
limitados aos íons +1 do grupo 11 (Ex. Cu+, Ag+, Au+) e Hg2+ - Todos esses íons 
com configuração d10 
 
• Geometria Linear 
 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 2 
[Ag(CO)2]
+ [Ag(NH3)2]
+ 
Exemplos: [Ag(NH3)2]
+, [AgCl2]
-, [Ag(CN)2]
-, [CuCl2]
-, [Ag(CN)2]
- , [HgCl2] e dimetilmercúrio 
AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]
+ + Cl- 
 
[Ag(NH3)2]
+ + Cl- + 2HNO3 AgCl(re-ppts) + 2NH4
+ + 2NO3
- 
Extremamente tóxico 
CuCN é um complexo que apesar de, pela forma, parecer que o NC = 
1, na verdade esse complexo polimérico é linear com NC = 2. 
– Cu – CN – Cu – CN – 
[HgMe2] 
38 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 3 
 
• O número de coordenação 3 é raro entre os complexos metálicos, mas é 
encontrado com ligantes volumosos. 
[Pt(PCy3)3 ] 
P 
P 
P Pt 
• O poliedro de coordenação é um 
triângulo equilátero com o íon metálico 
no centro do plano, apresentando uma 
hibridização do tipo sp2. 
 
 
 
 
 
 
• Poucos complexos apresentam com 
arranjo forma T, com um ângulo maior 
que 120° , ou a forma Y, com um ânguloinferior a 120°. 
39 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 4 
• Complexos de íons metálicos com NC = 4, 5 e 6 são a classe mais importantes 
de complexos. 
 
• Incluem a grande maioria dos complexos presentes em solução e praticamente 
todos os complexos biologicamente importantes. 
 
 
• Para os complexos de coordenação quatro existem duas geometrias comuns: 
quadrado-planar (a) e tetraédrica (b). 
(a) (b) 
40 
 
• Os complexos que apresentam a 
geometria tetraédica são 
característicos dos complexos dos 
metais representativos ou dos 
metais de transição com 
configuração eletrônica diferentes 
de d8 ou s1d7; 
 
• Raio do íon pequeno; 
 
• Ligantes volumosos. 
 
Exemplos: 
 
[BF4]
- 
[MnO4]
- 
[ZnCl4]
2- 
[Zn(NH3)4]
2+. 
 
• Os complexos que apresentam a 
geometria quadrado-planar são 
característicos dos íons de metais 
de transição com configurações d8 
ou s1d7 
 
• Metais com muitos elétrons d; 
 
• Raios grandes; 
 
• Ligantes de campo forte ( 
receptores) ou bi-dentados. 
 
Exemplos: 
 
[Pt(NH3)4]
2+ 
[PtCl2(NH3)2] 
[Ni(CN)4]
2- 
[AgF4]
- 
[Cu(NH3)4]
2+ 
 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 4 
Quadrado-planar Tetraédica 
41 
• Complexos tetraédricos de simetria aproximadamente Td são favorecidos em 
relação a complexos com NC mais altos quando o átomo central é pequeno e os 
ligantes são grandes ( como Cl-, Br-, I-), uma vez que as repulsões ligante-ligante 
superam a vantagem energética de formar mais ligações metal-ligante. 
 
• A geometria quadrática plana também pode ser forçada sobre um átomo central pela 
complexação com um ligante que contenha um anel rígido com quatro átomos 
doadores, como complexos de porfirina. 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 4 
42 
• NC = 5 é menos comum que os NC = 4 e 6. 
 
• Geometrias: 
bipiramidais trigonais piramidais quadráticas 
 
(bipiramide trigonal) 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 5 
(pirâmide quadrada) 
• A forma piramidal trigonal minimiza as 
repulsões ligante-ligante, mas restrições 
espaciais em ligantes que podem se ligar ao 
metal através de mais de um sítio podem 
favorecer uma estrutura piramidal 
quadrática. 
 
Exemplo: Complexo de Fe com porfirina 
(mioglobina) 
Mioglobina 
N 
N 
N 
N 
N 
N Fe 
43 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 5 
• As energias das várias geometrias dos complexos pentacoordenados 
frequentemente diferem pouco umas das outras. 
 
Exemplo: Complexo de Ni - [Ni(CN)5]
3- - pode existir nas conformações 
piramidal quadrática e bipiramidal trigonal no mesmo cristal. 
piramidal quadrática 
bipiramidal trigonal 
44 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 5 
• Em solução, os complexos bipiramidais trigonais com ligantes monodentados 
são frequentemente altamente fluxionais (capazes de se contorcerem em 
diferentes formas); 
• Em um determinado momento um ligante que é axial torna-se equatorial (Ex: 
[Fe(CO)5] 
 
 
• A conversão de uma estereoquímica em outra pode ocorrer através de uma 
pseudo-rotação de Berry (Fig. abaixo); 
 
45 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 6 
• A hexacoordenação é o arranjo mais comum para os complexos metálicos; 
 
• É encontrado nos compostos de coordenação de metais s, p, d e f; 
• Praticamente todos os complexos hexacoordenados são octaédricos; 
• O arranjo octaédrico 
regular (Oh) dos 
ligantes é altamente 
simétrico. 
 
• É o ponto de partido 
para discussão dos 
complexos de menor 
simetria. 
46 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 6 
• Distorções de um octaedro regular: 
(a) e (b) distorções tetragonais, (c) 
distorção rômbica e (d) distorção 
trigonal. 
a 
b 
c 
47 
• Distorção Tetragonal (D4h), que ocorre quando dois ligantes ao longo de um eixo 
diferem dos outros quatro é a distorção mais simples da simetria Oh. 
 
• Isso ocorre quando dois ligantes ao longo de um eixo diferem dos outros quatro. 
 
• Estes dois ligantes trans um em relação ao outro podem estar mais próximos 
que os outros quatro ou, o que é mais comum, mais afastados. 
 
 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 6 
48 
Long axial 
Cu-O bonds 
= 2.45 Å 
four short 
in-plane 
Cu-O bonds 
= 2.00 Å 
[Cu(H2O)6]
2+ 
 
 
• Para a configuração d9 (particularmente para complexos de Cu2+), uma 
distorção tetragonal pode ocorrer mesmo quando todos os ligantes 
são idênticos, devido a um efeito inerente conhecido como distorção 
de Janh-Teller. 
 
 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 6 
49 
Efeito estrutural - distorção Jahn-Teller sobre o 
[Cu(en)2(H2O)2]
2+ 
long axial Cu-O 
bonds of 2.60 Å 
água 
Cu 
N 
N 
N 
N 
etilenodiamina 
Short 
in-plane 
Cu-N 
bonds of 
2.03 Å 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 6 
Ligante bidentado 
50 
• Distorção Rômbica (D2h), é aquela na qual 
um par de ligantes trans está mais 
próximo do átomo central e um outro par 
trans está mais afastado. 
 
• Distorção Trigonal (D3d), ocorre quando 
duas faces opostas de um octaedro se 
afastam, dando origem a uma grande 
família de estruturas intermediárias entre a 
octaédrica regular e a prismática trigonal. 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 6 
51 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 7 
• A heptacoordenação é encontrada para uns poucos complexos 3d; 
 
• É mais frequente para complexos 4d e 5d, onde o átomo central maior pode 
acomodar mais do que seis ligantes. 
 
 
• Geometrias: bipiramide pentagonal 
(D5h), octaédrica encapuzada e a 
prismática trigonal encapuzada. 
52 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 8 
• A octacoordenação é uma estereoquímica não rígida. 
dodecaédricos 
[Zr(ox)4]
4- 
[Mo(CN)8]
3- 
• A geometria cúbica é 
rara. 
Antiprismático 
quadrátrico 
 
• Os complexos com NC = 8 podem ser 
antiprismáticos quadrátricos em um 
cristal, mas dodecaédricos em outro. 
 
53 
Números de Coordenação e Estereoquímica NC = 9 
• A nonacoordenação é importante nas estruturas do bloco f, pois seus íons 
relativamente grandes podem atuar como hospedeiros para um grande número 
de ligantes. 
 
• Geometrias: várias – entre elas Prisma trigonal triencapuzado 
poliedro 
Triaquatris(2,6-dinitrophenolato)neodymium(III) 
[Nd(C6H3N2O5)3(H2O)3], 
54 
Números de Coordenação e Estereoquímica 
• número de coordenação 10 e 12 são encontrados em complexos de íons M3+ do 
bloco f 
NC = 10 [Ce(NO3)5]
2- 
Nd 
[Nd(NO3)6]
3- 
55 
Números 
de 
Coordenação 
e 
Estereoquímica 
56 
Números 
de 
Coordenação 
e 
Estereoquímica 
57 
Complexos Polimetálicos 
• São Complexos que contêm mais de um átomo metálico. 
metalproteínas 
• Ou Ligações diretas metal-metal; 
 
 
 
• Podem também, ocorrer os dois tipos de ligação. 
• Os átomos metálicos estão 
unidos através de ligantes 
em ponte; 
Ex.: [Hg2(Cl)2] 
58 
Complexos Polimetálicos 
• Quando há ligações diretas metal-metal formando estruturas fechadas de 
formato triangular ou maiores, os complexos polimetálicos são chamados de 
Cluster Metálico. 
[(CO)5MnMn(CO)5] 
[W6S8(4-t-butylpyridine)6] 
• Quando nenhuma ligação metal-metal está 
presente, os complexos polimetálicos são 
conhecidos como Complexos em Gaiola. 
[Fe4S4(SR)4]
2- 
Cluster Metálico 
59 
Ligantes 
• Monodentados: somente um átomo doador. 
 
• Polidentados: contém mais de um átomo doador. 
 
• bidentado: com dois átomos doadores; 
 
• tridentado: com três átomos doadores; 
 
• tretadentado: com quatro átomos doadores;• pentadentado: com cinco átomos doadores; 
 
• hexadentado: com seis átomos doadores. 
 
Os polidentados podem produzir 
um quelato (termo em grego = 
garra), complexo no qual um ligante 
forma um anel com o átomo 
metálico. 
60 
Mais de átomo doador diferente: 
Ambidentado 
Ligantes 
61 
 
 
 
 
 
 
diars 1,2-fenilobis(dimetilarsina) 
C10H16As2 
 
 
 
 
en Etilenodiamina ou 
1,2-etanodiamina 
H2NCH2CH2NH2 
 
 
 
 
ox Oxalato 
C2O4
2- 
 
 
 
 
 
bpy ou 2,2’-
bpy 
2,2’-bipiridina 
C10H8N2 
 
 
 
 
 
 acac Acetilacetonato 
CH3COCHCOCH3
-
 
 
Estrutura Abreviação Nome e formula 
Tipos de Ligantes polidentados 
Ref: Kettle, S.F. A. Physical Inorganic Chemistry, A Coordination Chemistry Approach, Oxford:Oxford University Press, 1998. 
Bidentados: 
dmg Dimetilglioximato 
C4H7O2N2
- 
 
 
 
 
 
oxinato 8-hidroxiquinolinato 
C9H6NO
- 
 
 
 
 
 
Phen ou fen 1,10-fenatrolina 
C12H8N2 
62 
Tridentados 
tap 1,2,3-
triaminopropano 
dien dietilenotriamina 
 
 
 
 
terpy 2,2’,6’,2’’-
terpiridila 
C15H11N3 
Tetradentados 
 
 
 
 
 
 
 
 pc ftalocianina 
p ; as porfirinas são 
nomeadas conforme o 
substituinte; ex; tpp= 
tetrafenilporfirina 
porfirina 
trien trietilenotetramina 
EDTA Etilenodiamino- 
tetraacetato 
Hexadentados 
63 
Nomenclatura 
• Para os compostos que consistem de um ou mais íons, o ânion é nomeado 
primeiro, seguido do cátion: 
K4[Fe(CN)6] – hexacianoferrato (II) de potássio 
 
[Co(NH3)6]Cl3 – cloreto de hexaaminocobalto (III) 
• Os íons complexos são nomeados com seus ligantes em ordem alfabética 
(ignorando-se quaisquer prefixos numéricos). Os nomes dos ligantes são 
seguidos pelo nome do metal com o seu número de oxidação entre parênteses: 
 
 
 
• O sulfixo –ato é adicionado ao nome do metal (algumas vezes em sua forma 
latina) se o complexo é um ânion: 
 
 
 
• O número de um tipo particular de ligante em um complexo é indicado pelos 
prefixos: mono-, di-, tri-, tetra-, etc. 
[Co(NH3)6]
3+ – íon hexaaminocobalto (III) 
[Fe(CN)6]
 4- – íon hexacianoferrato (II) 
[Fe(CN)6]
 4- – ion hexacianoferrato (II) 
64 
• Os mesmos prefixos são usados para identificar o número de átomos metálicos 
se mais do que um estiver presente o complexo: 
Nomenclatura 
[Re2Cl8]
2– - íon octaclorodirrenato (III) 
• Quando ocorrer confusão com os nomes dos ligantes pelo fato do nome já 
incluir um destes prefixos, como no etilenodiamino (en, H2NCH2CH2NH2), são 
usados prefixos alternativos: bis-, tris-, e tetraquis-, com o nome do ligante entre 
parênteses.: 
[Co(en)3]
2+ - íon tris(etilenodiamino)cobalto(II) 
• Ligantes que fazem ponte entre dois centros metálicos são indicados pelo 
prefixo - adicionado ao nome do ligante em questão: 
[(H3N)5CrOCr(NH3)5] - -oxo-
bis(pentaaminocromo(III)) Cr 
Cr O 
N 
H 
65 
Nomenclatura 
• Usa-se um subscrito (3- ) para indicar o número de átomos metálicos em 
ponte (desde que mais do que dois). 
[Be4O(H3CCOO)6] 
Hexa-μ-(acetato-O,O')- μ4-oxotetraberílio(II) 
66 
Nomenclatura 
67 
Nomenclatura 
68 
1. Qual dos compostos a seguir tem número de coordenação 6? 
A. [Co(en)2Cl2]
+ 
B. [Pt(NH3)2Cl2] 
C. [Cu(NH3)4]
2+ 
D. [Ag(NH3)2]
+ 
 E. nenhum dos compostos 
 
2. Dê o nome, informe o número de oxidação do íon central e o número de 
coordenação das seguintes espécies: 
 
 a) NH4[PtCl3(NH3)] 
 b) [Cr(OH)2(NH3)4]Br 
 c) [Ni(CN)4]
2- 
 d) [Co(en)3]
3+ 
 e) [FeCl(H2O)5]
+ 
Exercícios 4 
69 
Respostas dos exercícios 4 
4.1. Resposta letra (a): [Co(en)2Cl2]
+ 
4.2. 
 
 a) NH4[PtCl3(NH3)] 
 
aminotricloroplatinato(II) de amônio 
 
Carga íon complexo : - , [PtCl3(NH3)]
- 
 
Carga do íon metálico = NOX + 3(-1) – 0 = -1 
 = NOX = +3 -1 , logo NOX = 2+ 
 
 NC = 4 
 
 b) [Cr(OH)2(NH3)4]Br 
 
Brometo de tetraaminodihidroxocromio (III) 
 
 NOX = 3+ NC = 6 
 
70 
 c) [Ni(CN)4]
2- 
 
Íon tetracianoniquelato (II) 
 
 NOX = 2+ e NC = 4 
 
 d) [Co(en)3]
3+ 
 
Íon tris(etilenodiamino)cobalto(III) 
 
 NOX = 3+ e NC = 6 
 
 e) [FeCl(H2O)5]
+ 
 
Íon pentaaquocloroferro(II) 
 
 NOX = 2+ e NC = 6 
Respostas dos exercícios 4.2 - continuação 
71 
• As medidas de condutância eletrolítica envolvem, 
geralmente, a determinação da resistência de um 
segmento de solução compreendido entre dois 
eletrodos paralelos, por aplicação da lei de Ohm. 
• A capacidade que a solução tem para conduzir a 
corrente elétrica e determinada pelo tipo e número 
(concentração) de íons presentes na solução, bem 
como pela natureza do solvente. 
• Condutividade é a habilidade de um material conduzir 
corrente elétrica. 
Condutância Eletrolítica Molar (ou Condutividade Molar) 
72 
• A resistência da solução é dada pela 
expressão: 
R aumenta com a distância 
entre os eletrodos e é 
inversamente proporcional à 
área destes 
 depende da natureza 
(características físicas e químicas) 
do condutor e seu valor é igual ao 
da resistência de uma amostra do 
condutor de 1 cm de comprimento 
e 1 cm2 de área. 
R = resistência (ohm, ) 
 
 = resistência específica ou resistividade ( . cm) 
 
d ou l = distância entre os eletrodos (cm) 
 
A = área dos eletrodos (cm2) 
 
 
 
Condutância Eletrolítica Molar (ou Condutividade Molar) 
A
d
R 
73 
Condutância Eletrolítica Molar (ou Condutividade Molar) 
Unidade m é: S mol
-1 cm2 
 
Ou -1 mol-1 cm2 
74 
Condutância Eletrolítica Molar (ou Condutividade Molar) 
Condutividade Molar 
e Dependência da 
Temperatura 
75 
As primeiras medidas de condutância molar, em solução aquosa, foram feitas por 
Werner e Miolati, com o objetivo de desvendar a estrutura de vários complexos 
contendo aminas. 
Condutância Eletrolítica Molar (ou Condutividade Molar) 
76 
Condutância Eletrolítica Molar (ou Condutividade Molar) 
Através dos anos, o estudo dessa técnica na química de coordenação tem mostrado 
que a água, apesar de uma excelente solvente, apresenta algumas desvantagens em 
seu uso por motivos de sofrer hidrólise ou as dificuldades em solubilizar os 
complexos. Por estes motivos passou-se a utilizar os solventes não aquosos, os 
quais apresentam melhores resultados que a água. 
 
----------------- 
[Co(NH3)6]Br3 
[Cr(NH3)6]Cl3 
77 
É possível determinar, para um dado solvente, diferentes tipos de eletrólitos, tais 
como: 
Condutância Eletrolítica Molar (ou Condutividade Molar)