RESUMO BIOINORGÂNICA

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RESUMO BIOINORGÂNICA
Íons no organismo:
	ÍON
	
	ÍON
	
	Na+
	Está em solução, apresenta caráter iônico.
	Cl-
	Está em solução
	K+
	Está em solução e apresenta caráter iônico
	I-
	Está complexado nos hormônios tireoideos
	Ca++
	Está complexado e apresenta caráter iônico
	Co+2
	Complexado nas enzimas cobalaminas
	Mg++
	É cofator de enzimas
	Zn+2
	Complexado em enzimas como a álcool desidrogenase
	F-
	Presente na fluoroapatita (dentes) e se apresenta complexado
	CO3-2
	Atua no equilíbrio CO2 e H2CO3
	Fe+2 e Fe+3
	Estão complexados nos citocromos e na HB
	PO4-3
	Complexado no ATP, nos ossos e em enzimas, apresenta ligações covalentes em seu interior, mas executa ligações iônicas com outras espécies.
	É importante conhecer os metais presentes no nosso organismo a fim de que se possa administrar corretamente as dosagens para reposição/redução desses metais essenciais. É importante também conhecer a toxicidade, a fim de utilizar corretamente tais metais em tratamentos de doenças, como por exemplo, a platina no composto Cisplatina para tratamento de câncer, outro exemplo é a reposição de cromo na diabetes senil. Deve-se conhecer se tais elementos estão complexados ou livres, a fim de entender suas interações com canais iônicos e receptores, uma vez que mesmo elementos muito tóxicos conseguem passar por canais iônicos essenciais ao organismo.
	A distribuição de metais no organismo varia conforme sexo, idade e raça. Temos macroelementos, os quais estão presentes em grande quantidade no organismo como Na, K, Ca e Mg. Temos, também, os microelementos, os quais estão em quantidade de traços como Fe (é maior que traço, porém menor que os macroelementos), Mn, Cu, Cr, Se (seleno proteínas no combate a radicais livres), Co. Zn, Mo. Esses elementos por mais essenciais ao organismo, em grandes quantidades se tornam tóxicos, uma vez que muitos estão localizados em sítios enzimáticos. Um exemplo é a formação de radicais livres, a partir do aumento das concentrações de Fe, por isso que o tratamento de anemia com sulfato ferroso não pode ser administrado de modo indeterminado. Uma forma de administração desses metais é na forma de quelatos (compostos), o que é uma forma de proteção contra a hidrólise.
	Mobilidade iônica:
Observando Na+, K+ e Ca+2, em relação aos metais de transição: Na+, K+ >>>>Cr+3, Cu+2, isso, pois, a mobilidade iônica está relacionada com os raios iônicos hidratados. O Na+ tem grande raio iônico para dispersar a carga (+), agregando poucas moléculas de água, com isso a força da carga (+) é menor em sua atuação no dipolo com a água. Diferentemente, os metais de transição, como o Cr+3, apresentam pequeno raio iônico (pois, metais de transição tem carga nuclear efetiva maior que os metais alcalinos), agregando muitas moléculas de água, pois a carga (+) está mais concentrada, devido ao pequeno raio. Logo, como o raio iônico hidratado de Na+, K+ <<< Cr+3, Cu+2, sua mobilidade iônica é Na+, K+ >>>>Cr+3, Cu+2. Portanto, metais alcalinos tem maior mobilidade iônica que os metais de transição.
	Na e K são elementos grandes e com pequenos raios iônicos hidratados, apresentando alta mobilidade iônica, o que justifica seu fácil transito intra/extracelular. Já metais de transição, com menor mobilidade iônica como Cu, Co, Cr serão utilizados como catalisadores enzimáticos, estando presentes nas metaloenzimas, atuando na interação com os sítios catalíticos. O Mg atua na manutenção da estrutura da dupla hélice do DNA.
	Alguns metais permanecem com determinado numero de coordenação dentro e fora do organismo. Hidrofobicidade do meio pode alterar a coordenação de determinado complexo presente em enzimas. A análise da distribuição dos metais no organismo é o mineralograma, feito a partir do cabelo.
	Íon 
	Deficiência 
	Íon 
	Deficiência 
	Ca
	Fraqueza óssea
	Mo
	Retardo do crescimento celular
	Mg
	Paralisia muscular
	Cr
	Diabetes senil
	Fe
	Anemia 
	I
	Retardo metabolismo
	Zn
	Danos na pele, maturação sexual.
	Si
	Deficiência no crescimento esquelético 
	Cu
	Fraqueza arterial, desordens no fígado.
	F
	Caries 
	Mn
	Cicatrização 
	Se
	Fraqueza muscular
	Co
	Anemia perniciosa 
	As
	 Crescimento prejudicado
	
	Existem diversos tipos de ligantes, quanto ao número de posições: unidentados (1 posição), bidentados (2 posições) e tridentados (3 posições). Os complexos de coordenação apresentam metais, cujo seu numero de ligações deve superar o NOX da espécie central. Esses ligantes terão nomes diferentes. Ex: [PtCl2(NH3)2], onde a Pt tem NOX = 2 e faz 4 ligações. Os nomes dos ligantes estão na tabela abaixo:
	Ligantes
	Nome
	Ligantes
	Nome 
	F-
	Fluoro
	CO
	Carbonil
	OH-
	Hidroxi
	O2
	Dioxigênio
	SCN-
	Tiocianato (S átomo doador) e isotiocianato (N átomo doador)
	NO2 
	Nitro (N átomo doador)
	H2O
	Aquo
	NO2
	Nitrito (O átomo doador)
	NH3
	Amin
	CN-
	Ciano 
	C2O4-
	Oxalato
	CO3-2
	Carbonato 
	O SCN- não se curva, há tripla ligação, logo S e N podem se ligar. O S tem a nuvem eletrônica mais dispersa, sendo mais macio, enquanto que o N é mais duro, por ter a nuvem eletrônica mais condensada, logo S prefere se ligar a átomos centrais mais macios, enquanto o N se liga a átomos centrais mais duros. Essa preferência é boa para sítios enzimáticos, além de detoxificação.
	O EDTA (ácido etilenodiaminotetraacético) é um ligante polidentado (hexadentado) e apresenta a seguinte estrutura:
EDTA + Ca
+2
 CaEDTA
Água dura, contendo Ca e Mg precipitam com éster (sabão, shampoo) e formam compostos insolúveis, com o EDTA há a quelagem de Ca
+2
 e Mg
+2
 , evitando a formação de tais compostos insolúveis.
	Os pigmentos da tinta branca ainda são de acetato de chumbo, mas usa-se também dióxido de titânio. Os pintores impressionistas usavam pigmentos contendo complexos de coordenação.
CoCl3 . 5 NH3	 2 AgCl serão formados na esfera de coordenação [CoCl (NH3)5]Cl2
CoCl3. 4 NH3		 Apresentam diferentes cores! 1 AgCl na esfera de coordenação [CoCl (NH3)4]Cl
CoCl3 . 3 NH3	Nenhum AgCl na esfera de coordenação [CoCl (NH3)3]
Esse AgCl é advindo da reação com adição de AgNO3, onde o primeiro é um precipitado em meio aquoso, mas em quantidades diferentes. O cloreto que não precipita está ligado covalentemente ao Co, o qual não permite que o Cl- fique livre para precipitar na forma de AgCl, já que a ligação com o Co é muito forte.
	Segundo a teoria de Werner as valências podem ser: primárias, as quais equivalem ao NOX e estão fora do complexo e, secundárias as quais equivalem ao numero de coordenação e estão dentro do complexo.
	Podemos definir os complexos de coordenação como compostos que contém um átomo ou íon central, que geralmente, é metal, estando rodeado por um grupo de íons ou moléculas, cujo numero supera o seu NOX. Podem ser neutros, catiônicos ou aniônicos.
	A nomenclatura dos compostos catiônicos segue a seguinte regra: nº de ligantes + nome do ligante + nome do íon central + NOX do íon central. Ex: [Cr(NH3)6]+3 Hexamincromo (III); [PtCl2(NH3)2] diclorodiaminplatina (II). A [PtCl2(NH3)2] diclorodiaminplatina (II) é a cisplatina, quimioterápico utilizado no tratamento do câncer.
Já a nomenclatura dos compostos aniônicos segue a seguinte regra: nº de ligantes + nome do ligante + nome do íon central adicionado o sufixo ato + NOX do íon central. Ex: [SiF6]-2 Hexafluorosilicato (IV). O HF dissolve a sílica (SiO2), pois forma [SiF6]-2, que é um complexo super estável e solúvel. O HF desloca Ca+2 do músculo e dissolve o osso, apresenta queimação posterior à exposição.
	Nomenclatura:
 [CoCl (NH3)5]Cl2 – cloreto de pentaanimclorocoblato (III)
 [CoCl (NH3)4]Cl - cloreto de tetraaminclorocoblato (III)
 [CoCl (NH3)3] – triaminclorocobalto (III)
	Teoria da ligação de valência (TLV):
Os pares de elétrons vão atuar na ligação coordenada covalente. O par de elétrons vem apenas de um dos átomos, por isso são complexos de coordenação. Para tantoo Co tem de apresentar 6 orbitais vazios, os quais abrigarão os pares de elétrons dos átomos doadores.Está relacionada com a teoria ácido-base de Lewis e confere enfoque covalente entre a espécie central e os ligantes. Consegue explicar porque a ligação do grupo Heme da HB é mais forte com CO do que com O2. A complexação acontece da seguinte forma: a espécie central é carente de elétrons, podendo ser neutra, ou um cátion, sendo encarada como ácido de Lewis, enquanto que os ligantes apresentam 1 ou mais átomos com pares de elétrons livres a fim de fazerem ligação covalente, sendo encarados como as bases de Lewis.
Ácido de Lewis
Base de Lewis
	As bases da TLV são os orbitais híbridos, os quais observaremos a seguir:
[Ag(NH3)2)+] fazendo a distribuição eletrônica da Ag+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p65s0 4d10 5p0
Com a distribuição eletrônica, vemos que a Ag+ tem os orbitais mais externos (5s e 5p) vazios.
Ψ 5s + Ψ5p= 2 Ψsp _ _ _ _ 	pares de elétrons vindos da NH3
		 5s 5p = 2 sp O complexo apresentará geometria linear
Observando o mesmo para o [Zn(NH3)4]+2
Zn+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d10 4p0 Vamos utilizar os orbitais mais externos (4s e 4p) vazios para acomodar os 4 pares de elétrons da NH3. Ψ 4s + Ψ4px + Ψ4py + 4Ψpz= 4 Ψsp3 
_ _ _ _	pares de elétrons vindos da NH3
4s 4p = 4 sp3 O complexo apresentará geometria tetraédrica
 Repetindo para o [Al(H2O)6]+3
Al+3: 1s2 2s2 2p6 3s0 3p0 4s0 3d0 Com a distribuição eletrônica, vemos que o Al+3 tem os orbitais de mesmo nível (3s, 3p e 3d) vazios
_ _ _ _ _ _ _ _ _ 	pares de elétrons vindos da H2O
3s 3p 3d = 6 d2sp3 O complexo apresentará geometria octaédrica
	Os complexos de Ni [Ni(CN)4] e [ Ni(Cl)4] são presentes nas ureases, onde o tetracianoniquelato (II) é um complexo diamagnético (sem elétrons desemparelhados), enquanto que o tetracloroniquelato (II) é paramagnético (com elétrons desemparelhados). Os complexos paramagnéticos interagem num campo magnético apresentando alteração de massa, usando radicais livres. O CN- faz uma ligação muito forte com a HB, com isso forma a cianohemoglobina, estando ligado irreversivelmente com a HB impedindo a ligação do O2, levando a morte. Aplicando a TLV para esses 2 complexos:
Ni+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d8 4p0
[Ni(CN)4] _ _ _ _ _ _ _ _ _ Os elétrons do nível 3d estão emparelhados, e o composto apresentará hibridização
	 3d 4s 4p sp2d, com geometria quadrática.
[ Ni(Cl)4] _ _ _ _ _ _ _ _ _ Os elétrons do nível 3d estão desemparelhados, e o composto apresentará hibridiza-
	 3d 4s 4p ção sp3, com geometria tetraédrica
	Hibridização e geometria da Cisplatina [PtCl2(NH3)2] (diamimdicloroplatina (II)
78Pt+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s0 4f14 5d8 6p0
_ _ _ _ _ _ _ _ _ A hibridização é sp2d (Ψ5d + Ψ6s + Ψ6px, y = 4Ψsp2d), cuja geometria é um quadrado planar
 5d 6s 6p
A Pt de coordena com qualquer ligante, pois sua carga nuclear efetiva é alta e sempre favorecerá a ligação com ligantes mais fortes, favorecendo a formação de complexos diamagnéticos. A Pt sofre contração lantanídica.
	Os lantanídeos não apresentam grande variação de raio, pois a adição do elétron diferenciador no nível 4f não causa tal variação de modo significativo. Para elementos que estão após a série lantanídica há a atuação da contração lantanídica (3º série de transição). Eles apresentam aumento de raio iônico pouco significativo, pois maior é seu numero de prótons e sua carga nuclear efetiva, logo, maior a força atrativa do núcleo sobre os elétrons. Observando raio iônico de Ni, Pd e Pt: Ni = 78, Pd = 86, Pt = 85, observa-se que a diferença entre Pd e Pt é quase nula, isso pois maior a força de atração do núcleo, favorecendo o emparelhamento de elétrons (favorecimento de complexos diamagnéticos), onde um aumento de carga nuclear efetiva resulta num tamanho de raio praticamente igual, já que tal carga está mais concentrada, não expandindo o raio. O tamanho da ligação é pequeno.
Metais do 3º período de transição estão após os lantanídeos, sofrendo contração lantanídica, onde os primeiros apresentam alta carga nuclear efetiva, em um raio que não sofre significativa expansão, apresentando maior força de ligação com seus ligantes, favorecendo formação de complexos diamagnéticos. Com o Ni isto não acontece, mas com Pd já há maior carga nuclear efetiva e também favorecimento de complexos diamagnéticos, idem Pt.
	Hibridização e geometria do EDTA com Co+2:
O EDTA tem 6 átomos doadores, necessitando de 6 orbitais vazios do Co. O Co pode ter numero de coordenação 4 e 6.
Co+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d7 4p0
_ _ _ _ _ _ _ _ _ 	Como o nível 3d está parcialmente preenchido, o mesmo não é adequado
 3d 4s 4p	recorre-se aos níveis 4s, 4p e 4d, os quais estão totalmente vazios.
_ _ _ _ _ _ _ _ _	Com isso a hibridização é d2sp3, com geometria octaédrica.
4s 4p 4d
O EDTA apresenta padrões diferentes de complexação nos diferentes pH. Em pH mais ácido apenas seus carboxilatos atuam como átomos doadores, já em meio básico os N das aminas atuam como átomos doadores.
Já para dsp
2
 
Ψ5d + Ψ6s+ Ψpx + Ψpy = 4Ψdsp
2
, e observando quais orbitais d apresentam menor repulsão, podemos escolher dx
2
-y
2
, e a geometria será quadrática.	A geometria relacionada aos orbitais híbridos deve seguir a melhor organização espacial, onde os orbitais devem estar dispostos de forma a gerar menor repulsão possível. Ex: sp3 Ψs + Ψpx + Ψpy + Ψpz = 4Ψsp3, onde os orbitais p devem estar a 90º uns dos outros a fim de evitar repulsão, este é o maior ângulo possível. 
	
	De acordo com o íon metálico e seu NOX, o numero de coordenação (nº doadores a qual o átomo central se liga) pode variar no meio biológico. O Zn (II) tem numero de coordenação 4, mas no ciclo catalítico enzimático apresenta intermediário com diferente numero de coordenação que confere força motriz para o ciclo catalítico, formando um complexo instável de numero de coordenação 3 ou 5, característico do intermediário. A Cu, Zn superóxido dismutase começa com um complexo estável de numero de coordenação 4 e gera intermediário com numero de coordenação 3 ou 5 , promovendo decomposição da enzima, com posterior retorno ao complexo final de numero de coordenação 4. O Co+2 tem preferencia por numero de coordenação 4, enquanto o Co+3 tem preferencia por numero de coordenação 6.
	Complexos neutros ou com NOX=0 não precisam de colchete, o qual é necessário para complexos com cargas.
	A isomeria cis/ trans confere diferença nas propriedades dos complexos.
	
	Os ligantes são bases de Lewis e geralmente possuem átomos doadores, que doam o par de elétrons para a espécie central. O NO, radical livre é vasodilatador, sendo formado no organismo a partir da NOsintase, usando o grupamento guanidino. O Viagra tem substancia que engatinha a produção de NO, o qual se coordena através de um elétron desemparelhado, apresentando comportamento radicalar.
	AgNO3 + H2O Ag+ aq + NO3-aq + KCN aq AgCNs + CN-aq [Ag(CN)2]- Dicianoargentato I
Onde Ag+ forma complexo com CN- de coordenação 2, visto que a Ag não comporta mais que 2 ligantes, em função de seu NOX=1.tui
 O Zn neste complexo é sp
3
 inclusive no
 
 meio biológico. 
 Não é possível substitui-lo pela Pt, pois
 esta não apresenta mesma geometria, o que compromete o desempenho enzimático.
Os ligantes Monodentados apresentam apenas um átomo doador (NO, NH
3
, H
2
O), apresentando um par de elétrons livres para doação.
Os ligantes polidentados como a etilenodiamina (en) são bidentados, tridentados ou hexadentado como o EDTA.
 
etilenodiaminaOs complexos tetracoordenados são quadráticos ou tetraédricos, já os hexacoordenados são octaédricos. Os números de coordenação mais comuns são 4 e 6.
	Explicar, termodinamicamente, por que a en é um ligante mais forte que NH3.
[Co(OH2)6]+3 + 6NH3 [Co(NH3)6]+3 + 6H2O 7 moles de reagente dando 7 moles de produto
A em desloca 6 moléculas de H
2
O, gerando
 um complexo mais estável.
A probabilidade da segunda molécula de NH
3
 encontrar seu sítio de ligação é menor que o segundo N da en se coordenar com o Co
+3.
Complexos polidentados são mais estáveis termodinamicamente que os Monodentados, apresentando o efeito quelato, o que não implica em ser mais forte sempre, depende da entropia.
um complexo mais estável.
A probabilidade da segunda NH
3
 encontrar
 
seu sí[Co(OH2)6]+3 + 3 en [Co(en)3 ]+3 + 6H2O 4 moles de reagente dando 7 moles de produto, entropicamente mais favorável ΔS>0, termodinamicamente mais estável, pois é mais desorganizado, com isso segundo ΔG = ΔH – TΔS, ΔG<0.
	
 Hexamincobalto (III)
Trisetilienodiaminocobalto (III)
	Criou-se a quelatoterapia, a qual utiliza quelato para desintoxicação de metais, bem como administração de metais. Um exemplo é a administração de quelato de Cr+3 (trispicolinato – Cr+3 e ácido picolínico) para tratamento da diabetes senil. Há também a administração de quelato de Zn+2, pois nem sempre é saudável administrar esses metais na forma de sais. Os quelato percorrem os fluidos biológicos chegando até as células alvo. O FeSO4 deve se administrado em concomitante com vitaminas do complexo B, a fim de formar quelato, pois Fe em excesso gera radicais livres.
	Exemplos de ligantes bidentados:
Bipiridina	 Carbonato Oxalato Orto – fenatrolina
	O EDTA é um quelantes, que apresenta 6 sítios de átomos doadores, sendo um ligante hexadentado, presente em produtos como sabonetes, hidratantes com a finalidade de complexar metais que catalisam reações de decomposição. Os hidratantes e cremes faciais usam NaEDTA.
	A porfirina é um quelantes, que perde H e vira tetradentado no grupo Heme nos citocromos e clorofila. Na mioglobina, diferente da HB, há apenas um anel porfirínico que armazena O2.
	A HB e o efeito cooperativo:
Teoria da coordenação do Fe
+2
 do grupo Heme com o O
2
:
O Fe
+2
 se oxida ao se coordenar com o O
2
 à Fe
+3
, o qual apresenta menor raio iônico, com isso há maior contração da nuvem eletrônica, fazendo com que possa se encaixar no plano do anel porfirínico, por isso há o deslocamento retratado acima no efeito cooperativo.
HemeFe
+2
 + O
2 
 HemeFe
+3
 +O
2
-
 
Contração raio iônicoOs 4 grupos Heme da HB estão conectados por cadeia proteica de histidina. O anel porfirínico é plano e o Fe+2 está ligado ao anel em cima do plano. Quando o O2 se coordena com o Fe+2, este é deslocado (0,14 A) para o centro do anel. O N da histidina também se desloca, bem como toda a cadeia proteica, com isso há o deslocamento dos demais Fe+2 dos demais grupos Heme. O deslocamento do Fe+2 do segundo grupo Heme promove aumento da afinidade ao O2, fazendo com que este se coordene mais rápido ao Fe+2. Para retirada do O2 o efeito é o inverso, saindo de modo mais rápido. Este é um movimento dinâmico, o qual promove a comunicação da HB através dos grupos Heme entre si. Em suma, o efeito cooperativo da HB é a facilidade da 2º à 4º moléculas de O2 se ligarem ao grupo Heme, devido ao deslocamento do Fe+2 do primeiro grupo Heme, e este deslocamento se propaga por toda cadeia proteica.
Anel porfirínico HB
	Explicar pela TLV a formação da oxihemoglobina:
26Fe+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d6 4p0
Apresenta 6 átomos doadores – hexacoordenado
_ _ _ _ _ _ _ _ _ d2sp3 com geometria octaédrica, a qual distorce O2 e a cadeia proteica em ligações 
 3d 4s 4p	 mais longas.
Se fosse Fe+3 seria o mesmo, porém com elétrons desemparelhados (paramagnético).
	A TLV não consegue explicar as cores dos complexos, para tanto foi elaborada a Teoria do Campo Cristalino (TCC) que diz o seguinte: metais de transição têm elétrons diferenciadores no subnível d, diferente dos demais metais. Pela TLV a interação do átomo central com os doadores de elétrons é covalente, na TCC tal interação tem caráter iônico. A espécie central é considerada com carga total ou parcial (+), enquanto os átomos doadores são considerados cargas pontuais (-) mesmo que não sejam ânions, desde que apresentem par de elétrons.
	Pela TCC no inicio da coordenação há atração (carga + do átomo central com a – dos átomos doadores) com aproximação e posterior repulsão. Isso acontece, pois quanto maiores forem as cargas, maior será a aproximação das nuvens eletrônicas, logo dos elétrons mais externos do átomo central com os dos átomos doadores, levando à repulsão.
Na formação de complexo octaédrico a repulsão depende da posição espacial dos orbitais da ligação do átomo central com os átomos doadores. Os orbitais d com maior repulsão são aqueles com os lobos nos eixos (dz
2
 e dx
2
 – y
2
), logo são os mais energéticos.
A energia média deve ser a mesma, apresentando simetria em relação ao íon livre. 
Não há hibridização nesta teoria.
Os orbitais dxy, dxz e dyz são os menos repelidos, logo com menor energia.
Os níveis mais energéticos são 
eg
, os quais apresentam mesma energia, sendo duplamente degenerados, enquanto que os níveis menos energéticos
 
são
 t
2
g,
 sendo triplamente degenerados.
Aplicando este diagrama de energia para a oxihemoglobina: os elétrons dos níveis menos energéticos recebem 
hν, absorvem energia (gastam energia na excitação eletrônica) e saltam para níveis mais energéticos. Tal salto é pequeno e a energia emitida cai na faixa do visível (λ 400 a 700 nm), e o que resta é a cor emitida. Ou seja, absorve energia na excitação, sobe de nível e a energia emitida é uma cor no espectro do visível, na verdade é a cor complementar. Por isso que o sangue é vermelho.
As transições eletrônicas entre os elétrons dos orbitais são as que explicam as cores dos metais de transição em seus complexos, pois essas transições d-d absorvem λ na faixa do visível promovendo a visualização da cor complementar à absorvida.	Os elétrons do subnível s da espécie central são igualmente repelidos, pois tal orbital apresenta geometria circular. Já os elétrons do subnível p tem simetria ao longo dos eixos x, y e z, também sendo igualmente repelidos. No entanto, os elétrons do subnível d não são igualmente repelidos, devido às diferenças de simetria, pois ora a nuvem está entre os eixos (dxy, dxz e dzy) ora em cima dos eixos (dz2 e dx2 - y2). Isso leva à quebra da degenerescência, pois haverá diferentes tipos de repulsão e quanto maior a repulsão, mais energético será o orbital, com isso haverá grupos de energias diferentes.
eg
t
hν
ΔE
t
2
g
Para Oxihemoglobina
Já a clorofila é diferente. Como o íon central do anel porfirínico da clorofila é o Mg+2, o qual tem numero atômico 12, contendo 10 elétrons, não apresenta orbitais d. No entanto, as duplas do anel porfirínico estão de modo alternado, o que apresenta a propriedade de absorção de luz na faixa do visível. Ou seja, as transições eletrônicas presentes nas duplas alternadas promovem a absorção de energia na faixa do visível, excitando elétrons, e a energia que é emitida é a cor complementar da clorofila. Essas transições das ligações duplas alternadas também acontecem na HB, porém na clorofila elas são únicas.
	Nas analises da TCC é necessário que a geometria dos complexos seja octaédrica!
OBS: s2d4 s1 d5 	menor 
s2 d9 s1 d10	repulsão
		Com a luz há a excitação eletrônica daclorofila e com isso os elétrons pi entram em ressonância, ou seja as nuvens eletrônicas pi entram em ressonância devido ao estado excitado e retornam para um estado de maior comprimento de onda e menor energia (não é o estado fundamental). Há de se considerar a diferença energética entre os orbitais moleculares Homo e Lumo na determinação da cor verde. Isso se dá através das transições π – π*, as quais são transições eletrônicas das ligações duplas conjugadas de um orbital menos energético para um mais energético e decaindo para um estado de menor energia, emitindo energia na forma de cor, caso esta energia esteja na faixa do visível.
	A hemocianina, composto que transporta O2 nos artrópodes é um complexo dimérico, ou bimolecular de Cu. A forma livre de O2 apresenta cor incolor, enquanto que a forma coordenada com O2 apresenta cor azul. A hemocianina, de modo semelhante à HB, apresenta as transições d-d. Essas transições d-d acontecem com o Cu+2, cuja distribuição eletrônica [Ar]3d9 permite tais transições, e consequentemente uma coloração, diferente do Cu+1, que apresenta configuração eletrônica [Ar] 3d10, não permitindo transições d-d, apresentando coloração incolor.
	O Cu está presente em diversas metaloenzimas de ação redox, onde tal atividade redox é dada em função da alteração de NOX de Cu+2 (azul) a Cu+1 (incolor) e depois a Cu+2 (azul), com alteração da forma da enzima, uma vez que o Cu+1 tem preferência por geometria tetraédrica, enquanto que o Cu+2 tem preferência por geometria quadrática (orbital pz foi ignorado e se ocupa diretamente um dos orbitais d – sp2d).
	Na TCC, quanto mais forte o ligante, maior será a repulsão e, consequentemente, maior será Δo, pois com aumento da repulsão, há aumento de eg, mas também com redução de t2g, tornando o complexo mais estável. A partir disso podemos classificar os compostos, pela TCC, em:
Compostos de campo forte ou spin baixo: Δo > P (energia de emparelhamento), e com isso, há muito menos gasto de energia para emparelhar os elétrons no t2g do que elevar até o eg, onde um grande Δo deve ser superado. Tomando como exemplo o composto [Fe(CN)6]-3, cuja distribuição eletrônica é 26Fe+3 [Ar]3d5:
EECC = 5(-0,4)Δo + 0 (0,6)Δo + 2P = -2 Δo + 2 P
Onde P corresponde à energia de emparelhamento que foi gasta no íon complexado e que não estava presente no íon livre.
eg
Δo
T
2
g
Compostos de campo fraco ou spin alto: Δo < P, logo como a energia para preencher eg é menor que para emparelhamento, é favorecida a ocupação do eg antes do emparelhamento no t2g.
eg
Observando o exemplo do FeBr
6
Fe
+2
 + 6 Br
-
 [FeBr
6
]
-4
Configuração eletrônica Fe
+2
 = [Ar]3d
6
EECC: 4 (- 0,4)Δo + 2(0,6)Δo = -0,4Δo
Poderia emparelhar no eg, mas no t
2
g é mais energeticamente vantajoso,
Δo
T
2
g
	Halogênios são ligantes mais fracos, não tendo interação com metais de transição. Metais da primeira série de transição coordenados com halogênio configuram composto de campo fraco. Uma maior força do campo representa um elemento forte que geralmente tem NOX alto e pertence à segunda e terceira séries de transição, uma vez que esses apresentam expansão de carga efetiva, mas sem apresentar significativa expansão de raio, tendo a carga nuclear efetiva mais concentrada. Interações fracas causam pouca repulsão e com isso o emparelhamento não é forçado. 
	Série espectroquímica:
MAIS FRACO	MAIS FORTE
		Cl-< F- < H2O < NH3< en < NO2- (ligado ao N) < CN- < CO
		CAMPO FRACO		CAMPO FORTE
					Quando se fala em ligantes bidentados que possuam N, estes são razoavelmente fortes, neste caso NH3 (mesmo não sendo bidentado, mas contendo N) e en são de campo intermediário.
	ΔE = h.c/λ(absorvido), para 1 mol é ΔE=[h.c/λ(absorvido)] . nº de Avogrado. ΔE = Δo, quanto maior ΔE, menor o λ(absorvido), com isso maior é o Δo, configurando um complexo de campo forte. Já, quanto menor ΔE, maior o λ(absorvido), logo menor Δo, configurando um complexo de campo fraco.
	A cor da transição eletrônica é o λ absorvido, onde um menor λ está na faixa do azul e um maior λ na faixa do vermelho. A cor observada será a cor complementar a cor absorvida. Se um composto é verde, ele absorve no λ do vermelho, o qual é alto, apresentando baixo ΔE, logo Δo, e, portanto, é de campo fraco. Já um composto que é amarelado ou vermelho, absorve no λ próximo ao verde, o qual é baixo, apresentando alto ΔE, logo Δo e, portanto, é de campo forte.
	Observando alguns exemplos:
[Co (NH3)6] Hexaamincobalto (III) diamagnético
27
Co
+3 
: [Ar] 3d
6
Campo forte Δo>P
EECC= 6.(-0,4)Δo + 0(0,6)Δo + 2P = -2,4 Δo + 2p
eg
T
2
g
26
Fe
+3
:[Ar] 3d
5
Presença de halogênio - campo fraco Δo<P
EECC= 3.(-0,4)Δo + 2.(0,6)Δo = 0[FeCl6] Hexacloroferrato (III)
eg
t
2
g
28
Ni
+2
: [Ar]3d
8
Como glicinato é bidentado com N, pode ser considerado de campo forte, mas usa elétrons no eg, pois tem 8 elétrons.
EECC= 6. (-0,4)Δo + 2.(0,6)Δo = - 1,2 ΔoTriz N, Oglicinatoniquelato (II)
eg
t
2
g
Enzima Cobre - Zinco Superóxido Dismutase (Cu-Zn SOD):
É uma enzima que catalisa a decomposição da espécie superóxido (O2-) em espécies oxigenadas menos reativas como peróxidos (O2-2).
Radicais livres são importantes, pois são a primeira barreira contra microorganismos, oxidando-os. Hoje, muito se fala de medicamentos contendo Zn, isso, pois é reconhecida sua importância na Cu – Zn SOD, a qual está envolvida do balanço das espécies reativas de oxigênio (ROS). Alguns exemplos de ROS são: O2-2, O2- e OH. (radical hidroxil).
A ação da enzima Cu – Zn SOD acontece em cadeia, da seguinte forma resumida: Cu – Zn SOD decompõe O2- em O2-2, o qual é decomposto em O2 (H2O + O2 quando for H2O2) pela ação da catalase. A reação que se observa é uma reação redox, onde o NOX de cada oxigênio do O2-, passa de - ½ para -1 no O2-2, ou seja, aconteceu uma redução. Para que aconteça tal redução alguém deve ter se oxidado, neste caso quem se oxida é a Cu – Zn SOD.
A ação da Cu – Zn SOD é muito importante no balanço das ROS, pois excesso de radicais livres promovem aumento da oxidação, o que é muito prejudicial ao organismo, causando envelhecimento, danos ao DNA, etc.
O Cu tem papel importante na capacidade redox da SOD, enquanto que o Zn, na manutenção da estrutura. Inicialmente Cu apresenta NOX = +2, sendo reduzido ao NOX=+1, retornando ao final da reação redox oxidado ao NOX=+2. Os complexos de Cu+2 têm geometria e especificidade diferente dos complexos de Cu+1.
O elétron desemparelhado no eg promove instabilidade, uma vez que há elétrons 
diferentes no nível mais energético, uma vez que apresentará menor repulsão que o par de elétrons deste mesmo nível. 
A fim de solucionar este problema de instabilidade, pode-se tornar a ligação com os ligantes mais distendida ou no plano xy, ou no eixo z.
O efeito de Jahn Teller descreve o alongamento no eixo z: com o maior comprimento há menor repulsão, e com isso há mudança na energia dos orbitais que apresentam z (dz
2
, dxz e dyz), pois com menor repulsão apresentarão menor energia. Em suma será mais favorável preencher os orbitais com z, a fim de gastar menos energia. Segundo o efeito de Jahn Teller a distribuição dos elétrons do cobre ficaria da seguinte forma:
Conforme o 
dz
2
 
fica
 menor energético, o dx
2
 – y
2
 fica mais energético, pois será mais repelido devido ao comprimento de ligação menor. 
Essa nova distribuição modifica a estrutura do octaedro, formando o octaedro distorcido. 
Os complexos de Cu
+2
 formam octaedro distorcido ou quadrado planar.	29Cu+2 [Ar] 3d9, pela TCC:
eg	
T
2
g
Na geometria quadrática, diferente do octaedro distorcido, há o rompimento do eixo z. Se repetindo a distribuição acima dos elétrons na TCC. Isso acontece com o Cu+2 e os demais elementos com distribuição eletrônica d8 de campo forte, como Ni+2, Pt+2 e Pd+2.
Pode-se generalizar e afirmar que com ligantes Monodentados é favorável a formação do octaedrodistorcido pelo alongamento do eixo z.
Para complexos tetraédricos não é mais t
2
g, nem eg e sim t
2
 e 
e
 , isso acontece, pois não há simetria e o g está associado ao centro de simetria, a qual é presente na geometria octaédrica.
Nos complexos d
10
 ou d
0
 a EECC = 0, onde o fator preponderante é a repulsão entre os ligantes e a geometria tetraédrica é a que apresenta menor repulsão devido ao seu ângulo de ligação de 109º.Para o Cu+1 a situação é diferente do Cu+2. O Cu+1 tem configuração eletrônica [Ar] 3d10, a qual é a mesma do Zn+2, onde ambos preferem a geometria tetraédrica. Os orbitais d mais repelidos serão aqueles que têm seus lobos entre os eixos, nos complexos tetraédricos, devido aos ângulos de aproximadamente 109º, onde tais lobos estarão mais próximos da entrada dos ligantes, logo mais próximos dos pares de elétrons destes, gerando maior repulsão. Com isso a distribuição dos elétrons na TCC se torna diferente: os orbitais mais repelidos são os dxy, dxz e dyz, apresentando maior energia, enquanto que os menos repelidos dx2-y2 e dz2, apresentando menor energia.
O Zn da Cu – Zn SOD mantém sua conformação tetraédrica e funciona como ancoragem do substrato, favorecendo a interação do substrato com a ação redox do Cu.
Ao se coordenar com o Fe
+2
, há algum ganho de energia, fazendo com que os elétrons desemparelhados no orbital Homo, se emparelhem, com isso o O
2
 passa da multiplicidade de tripleto (2S+1 =3) para a multiplicidade de singleto, multiplicidade muito próxima a do superóxido.A TCC explica a formação da oxihemoglobina a partir do Fe, no entanto a Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) é capaz de explicar a partir do que acontece com o O2.
	Lumo
Homo
	TOM PARA O2 NÃO COORDENADO COM O Fe
O relativamente pequeno pka do radical hidroperóxido faz com que seja um radical fácil de desprotonar, diferente do hidrogenoperóxido com grande pka, sendo mais difícil de desprotonar.Espécies Reativas de Oxigênio (EROS): acontecem normalmente no organismo, em função da respiração que consome O2, e com isso vários processos de transferência eletrônica e redox acontecem, transformando O2 nas suas espécies reativas.
	As duas últimas espécies de oxigênio da tabela de orbitais não são radicais, e sim espécies excitadas. Segundo essa tabela, quanto maior a ordem de ligação maior o comprimento da ligação, sendo mais fácil quebrar tais ligações. As espécies de menor ordem de ligação tem menor frequência vibracional, sendo mais difícil de serem quebradas.
	O O2 pode se coordenar com o Fe+2 do grupo Heme das seguintes formas:
Obliquamente frontal usando 1 oxigênio;
Lateralmente coordenando os 2 oxigênios;
Sobrepondo os seus orbitais com os do Fe+2
Dependendo da vizinhança (invólucro) do grupo Heme as sobreposições acima podem acontecer. Na verdade, a coordenação se dá por 1 oxigênio do O2, enquanto o outro é sustentado por uma ligação distal que força a angulação do oxigênio com o Fe+2.
O CO executa com o Fe+2 sobreposição lateral dos orbitais, que tende a linearidade, a qual tende a ser evitada, pois é uma ligação muito estável e quase impossível de ser rompida, podendo levar a morte por asfixia (carbonilhemoglobina). Para que esta situação seja evitada, a histidina ligada distalmente ao grupo heme faz ligação com o CO, promovendo angulação da ligação do CO com o Fe+2, o que enfraquece um pouco a afinidade do CO, reduzindo a letalidade dessa ligação.
A alta afinidade com que o CO se liga ao Fe+2 do grupo heme acontece em função da retroligação π que é feita entre os orbitais desses átomos. Essa retroligação é explicada pela Teoria do Orbital Molecular (TOM).
Lumo
Homo
	Será o orbital Lumo da molécula de CO que executará a ligação π com o Fe+2 do grupo heme, esse orbital receberá os elétrons do Fe+2 – aceptor. Já o orbital homo doará os elétrons para o Fe+2. A ordem de ligação da molécula de CO é 3 (8-2/2 = 3). A ligação sigma é do ligante para o metal, é a executada pelos elétrons do orbital homo. Com a linearidade, há a sobreposição π dos orbitais π* do CO com o Fe+2, é por isso que a histidina força a angulação, a fim de evitar a formação da retroligação π.
O orbital 2s é não ligante, pois sua energia é muito inferior a do orbital 1s do H.
Os orbitais π correspondentes a p
x
 e p
y
 são não ligantes e vão apresentar a mesma energia dos orbitais atômicos que os originaram.
Orbitais de energias muito diferentes não possuem proximidade na simetria ou na energia para formar orbitais ligantes ou antiligantes, formando os orbitais não ligantes, pois a falta de simetria e a diferença de energia não promovem a sobreposição dos orbitais.
No HF há sobreposição do orbital 1s do H com o p
z
 do F, onde p
x
 e p
y
 serão orbitais π não ligantes, como o orbital 2s.Observando a molécula de HF pela TOM:
	Os orbitais não ligantes são responsáveis pela formação da retroligação π do CO com a HB.
Homeostase de Ferro
	O organismo humano tem incapacidade de absorção de grandes quantidades de Ferro, com isso este metal precisa ser reaproveitado. 1 -2 mg de Fe são perdidos no TGI, a maior parcela de Fe está na HB e na ferritina (reservatório de Fe). O Fe lábil intracelular está na forma de ferro quelato, enquanto que o transporte de Fe é promovido pela transferrina.
Sem o ânion carbonato (CO
3
-2
) a ligação Fe – transferrina é 
negligenciável,
 com isso é resistente aos agentes quelantes, para isso a ligação com o CO
3
-2
 deve acontecer antes.
A ferritina é uma proteína mineral que protege os centros de ferro estocados. Uma molécula de ferritina é capaz de armazenar 4500 íons Fe. Contém óxido-hidróxido férrico hidratado 
(
ponte de óxido entre dois Fe), com algumas histidinas ligadas
ferridrita. Apresenta canais hidrofílicos e hidrofóbicos, os quais promovem a saída de Fe, que pode ser reduzido de Fe
+3
 a Fe
+2
 indo para a HB, ou permanecendo Fe
+3
 
para ser transportado pela transferrina.	Após a transferrina se ligar a seu receptor (apresenta pontes dissulfeto) celular, a célula acidifica o meio, a fim de liberar íons Fe+3. Cada transferrina transporta 2Fe. A forma presente no plasma da transferrina é a serumtransferrina, enquanto que a versão presente no leite materno é a lactoferrina, e a presente na melanina é a melanoferrina.
Análise dos orbitais moleculares (OM) nos complexos de coordenaçãoTEORIA DO CAMPO LIGANTE
COMPLEXOS OCTAÉDRICOS:
Apresentam 6 átomos doadores, contribuindo para formação da ligação sigmaOM sigma, formados por sobreposição frontal. Os metais de transição apresentam 1 orbital s, 3 orbitais p, e 5 orbitais d, possibilitando 9 combinações de OMs. O numero de orbitais ligantes deve ser igual ao numero de orbitais antiligantes. Possíveis combinações de Oms:
Ψns (nível mais externo) + 6Ψσ(átomos doadores) = a1g orbitais totalmente simétricos.
Ψns – 6Ψσ = a1g* (antiligante).
Orbitais p centrais nos eixos se sobrepõem aos orbitais sigma dos ligantes.
Apresentam energias muito próximas, pois a diferença é apenas no eixo de orientação. É triplamente degenerado.
 
Triplamente
 degeneradoΨpx + 2Ψσ
Ψpy + 2Ψσ = t1u 
Ψpz + 2Ψσ
Ψpx - 2Ψσ
Ψpy - 2Ψσ = t1u* 
Ψpz - 2Ψσ
dz
2
 e dx
2
 – y
2
 apresentam mesmo quantitativo de densidade 
eletrônica
Orbitais d:
dz2 e dx2-y2:
egΨdz2 + 4Ψσ
Ψdx2 – y2 + 4Ψσ
eg
*Ψdz2 - 4Ψσ
Ψdx2 – y2 - 4Ψσ
dxy, dxz e dyz possuem os lobos entre os eixos NUNCA farão sobreposição com os orbitais do ligantes formam orbitais NÃO LIGANTES t2g responsáveis pela formação da retroligação π do CO e do CN, pois apresentam simetria e energia para se ligarem com os orbitais π* do CO e do CN.
Antiligantes 
Δo da TCC
Não ligantes
Ligantes
Relacionados 
às
 6 ligações σ dos átomos doadores 
Exemplo: Fe+2 + 6OH2 Fe (OH2)6
Ver se é campo forte ou fraco metal de primeira série de transição com liganteintermediário campo fraco.
glicinato
Co
+3
H
2
O
Fe
+2
EECL (energia estabilização campo ligante) = 3(-0,4) Δo 	EECL= 6(-0,4)Δo + 2P = -2,4 Δo +2P
+ 2(0,6) Δo = 0
Exemplo: Co+3 + 3 glicinato
Ver se é de campo forte ou fraco metal da primeira série de transição, com ligante intermediário, mas é o maior nox campo forte.
Para ligantes fortes como CO e CN, além da ligação sigma, há a retroligação π. A densidade eletrônica na ligação sigma vai do ligante para o metal, e na retroligação π a densidade eletrônica vai do metal para o ligante. Há o uso dos orbitais π* dos ligantes, que estão vazios, fazendo sobreposição com os orbitais t2g, que estão preenchidos, da espécie central. Esses orbitais t2g são não ligantes, com isso há sobreposição lateral com os orbitais π* dos ligantes, o que promove maior estabilidade de ligação com a espécie central.
Exemplo: Fe+2 + 6CN Fe (CN)6
Ver se é campo forte ou fraco: metal de primeira série de transição, com menor NOX, mas com ligante muito forte 
 campo forte.
EECL = 6(-0,4)Δo + 2P = -2,4 Δo + 2P
CN
-
Fe
+2
Seminários
EROs: são moléculas reativas radicalares, ou não, que ocorrem naturalmente e estão presentes na maioria dos sistemas biológicos.
Na ordem em que aparecem: radical superóxido, hidroperoxil, peróxido de hidrogênio e radical hidroxil.
São espécies, que também são produzidas em momento de estresse. Suas fontes produtoras estão na cadeia transportadora de elétrons, no citocromo P450, na NADPHoxidase (reduz O
2
 a O
2
- . 
).
			As EROs podem alterar ou destruir de forma irreversível ou reversível o DNA como acontece com a 8hidroxiguanina.
As enzimas antioxidantes são a SOD, catalase (converte peróxido de hidrogênio em água) a qual é um tetrâmero com centro metálico (HemeFe+3), glutationa peroxidase H2O2 + 2GSH GSSG + 2H2O. 
	
A homeostase redox acontece através do equilíbrio entre produção e eliminação, realizada com antioxidantes enzimáticos e não enzimáticos.
Peroxidases: catalisam a oxidação do peróxido de hidrogênio, em estruturas como a HB e a mioglobina, as quais também apresentam grupo Heme e histidina. A enzima de reduz a fim de oxidar H2O2 a O2 e H2O, a qual ficará um radical catiônico. Por ação de um substrato orgânico é oxidada a fim de retornar a forma de enzima estável. Apresenta um grupo Heme modificado, onde há Fe+4.
O ciclo catalítico se inicia com o peróxido se decompondo ge
rando água (2) e oxidando o Fe
+3
 
em
 Fe
+4
 
formando o complexo porfirina-Ferro-OXO (Fe=O), denominado de composto I, representado por [Fe (IV+
) 
=O], o qual transfere o átomo
 de oxigênio para o substrato
. O composto I de peroxidases oxida uma grande variedade de substratos através de duas oxidações 
sequenciais
 “um-elétron”, formando primeiro o intermediário composto I (a) reduzido e, então, o estado férrico 
f
undamental.
 Se a 
sequência
 prosseguir sem oxidar o substrato, então o oxigênio qu
e forma o complexo Fe-oxeno 
é reduzido gerando o composto I. Nestas condições, uma nova redução é iminente à geração de uma molécula de água, redu
zindo o estado de Fe
+4
 
para Fe
+3
.
Citocromo C oxidase: QUESTÃO DE PROVA
CN- se coordenando com citocromo C oxidase, interrompe a cadeia transportadora de elétrons devido à sobreposição de orbitais π não ligantes com os orbitais do t2g do Fe+3 fazendo retroligação π, altamente estável. Explicável pela Teoria do campo ligante:
Fe
+3 
[Ar] 3d
5
[Fe(CN)
6
]
-3
 
 6 átomos ligantes de CN
-
, total de 12 
elétrons
 do ligante, e 5 do metal, em um total de 17 
elétrons
.
É campo forte, apesar de ser metal da primeira série de transição, se encontra em seu maior nox e com ligante forte. 
EECL= 5(-0,4)Δo + 2P = -2Δo + 2P
CN
-
Fe
+3
Orbitais π não ligantes do CN
-
 que fazem a retroligação π com os elétrons do t
2
g do Fe
+3
, onde o orbital 
Lumo
 do CN
-
 receberá os elétrons do Fe
+
3
.
Citocromo P450: absorve na faixa dos 450nm, está presente na membrana do Reticulo Endoplasmático, atuando na oxidação de fase I dos xenobióticos (acelera a oxidação de medicamentos) além de hidroxilar ácidos graxos. As reações acontecem via 2 elétrons fornecidos por proteínas redox, oxigênio molecular e prótons. O ciclo catalítico apresenta grupo Heme Fe+3, estando ligado a cisteína e moléculas de água (no repouso).
Elétrons não podem ser transferidos quando o substrato se encontra ausente porque o potencial de redução é termodinamicamente desfavorável. O recebimento deste elétron faz com que o íon férrico do grupo heme se reduza para íon ferroso 
(passando a spin alto) 
o que permite a fixação do oxigênio molecular facilitando a transferência de um segundo elétron. O recebimento de um segundo elétron leva a ativação do oxigênio molecular, este se cliva permitindo assim que um átomo de oxigênio seja inserido no substrato, e o outro se combine com prótons e dois elétrons para formar água. O
s
 dois elétrons requeridos pela enzima para a reação de monoxigenação são doados pela coenzima Nicotinamida Adenina Dinucleotídeo Fosfato em seu estado reduzido (NADPH).
 
Em repouso CYP450 está em spin baixo e quando se aproxima do grupo heme passa a spin alto a redução de Fe+3 a Fe+2, o que promove rápida coordenação com O2. Há redução do intermediário, formando o Fe+3 peroxo, o qual é protonado a Fe+3 hidroperoxo. Há quebra heterolítica da ligação O – O, formando o intermediário radical Fe IV oxo porfirina, que é π cátion, similar ao composto 1 das peroxidases, este radical ataca o substrato monooxigenando-o. Em suma: RH ROH, catalisado pelo CYP450hidrocarboneto sendo monooxigenado.
Cianohemoglobina: QUESTÃO DE PROVA!
Fe+2Heme HB + 6CN- [Fe(CN)6]-2 Os 6 CN fornecem 6 pares de elétrons, pela TLV, TCC e TCL, temos:
TLV:
26Fe+2: [Ar] 3d6 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _	d2sp3 geometria octaédrica
		 3d 4s 4p 4d
TCC:
Como o Fe+2 é da primeira série de transição e está em seu menor NOX teríamos campo fraco se não fosse a presença do CN-, ligante forte, então temos campo forte.		TCL:
eg
T
2
g
. (-0,4
EECC= 6 . (-0,4) Δo = -2,4 Δo + 2P			EECL= 6 . (-0,4) Δo = -2,4 Δo + 2P
LIGANTES LÁBEIS
	São facilmente substituídos cinética e termodinamicamente, sendo os haletos a principal classe desse tipo de ligante. São ligantes lábeis por serem ligantes fracos, diferente de CO e CN- que são ligantes fortes. O CO e CN- são ligantes fortes, pois além de formarem ligação σ doadora (ligante doa elétrons de seu orbital homo) com a espécie central, formam a retroligação π, a qual é uma ligação π aceptora (metal doa elétrons para orbitais não ligantes dxy, dxz e dyz (t2g) do ligante). Os haletos também fazem ligação π com a espécie central, porém essa ligação é doadora, bem como a σ, com isso o metal é bombardeado com densidade eletrônica, que seus prótons não conseguem lidar, e isso faz com que a ligação π dos haletos com a espécie central seja fraca, logo a coordenação entre os haletos e a espécie central é enfraquecida.
	Formará a ligação π com os haletos 
 
Isso acontece, pois os orbitais p dos haletos não possuem espaço para acomodar elétrons vindos do metal, em um retroligação π. Os orbitais 
dxy, dxz
 e dyz não estão sobre os eixos, logo, não se sobrepõem frontalmente com os orbitais do ligante, fazendo ligação σ, mas se sobrepõem lateralmente, fazendo ligação π, com isso deixam de ser orbitais não ligantes, para formar ligantes e antiligantes.Formará a ligação σ com os haletos
Após ligação com os haletos, o t
2
g deixa de
 
ser antiligante e apresentar mesmaenergia que os orbitais d do metal, apresentando redução de energia para formar o t
2
g
 
ligante, bem como aumento de energia, a fim de formar o t
2
g*.
Na ligação com haletos além dos 6 pares de elétrons relacionados a ligação σ, há mais 3 pares relacionados a ligação π doadora, totalizando 18 
elétrons
.
OBS: t
2
g* NÃO É ACIMA DO eg* IMAGEM ERRADA, MAS FOI A ÚNICA QUE ACHEI.
Lig. π
Lig. σ
Sem lig. haletos
Os 3 pares de elétrons que estão relacionados a ligação π estão relacionados aos orbitais p cheios do haleto que não fizeram ligação σ. dxy, dxz e dyz estão em planos diferentes, e em cada plano criam um orbital molecular ligante e um antiligante.
Tomando [Fe(Cl)6]-4 como exemplo:
Cl
-
Fe
+2
COMPLEXOS DE PLATINA
78Pt [Xe] 6s2 5d6 4f14, apresenta 4f14 em função de estar depois dos lantanídeos na tabela periódica, transição interna. Seus principais NOX são II e IV, respectivamente com distribuição 78Pt+2 [Xe] 5d8 4f14 e 78Pt [Xe]+4 5d6 4f14.
A Pt é inerte, podendo atuar como eletrodo. 
Compostos de Pt são muito tóxicos, por isso podem atuar como quimioterápicos
Cis e transplatina tem efeito antitumoral, porém a segunda apresenta apenas atividade 
in vitro
.
 A cisplatina não é solúvel em água, e é sintetizada há muito 
tempo.
 
São ligantes menos lábeis, por isso não são deslocados.
As formas com carga (+1) são mais ativadas, pois o cátion é atraído pelo ânion PO
4
-3
 do DNA, o permite a coordenação com o DNA, impedindo a sua duplicação, o que promove a morte celular.
 Para que a ligação com o DNA aconteça há saída do Cl
-
, da OH
-
 ou da H
2
O.
O verdadeiro quimioterápico
 é uma espécie catiônica, de preferencia apresentando Cl
-
 e OH
-
 como ligantes, e que apresente cinética lenta. Os compostos
 
com distribuição eletrônica d
8
 tem cinética lenta de substituição de ligantes. 	O mecanismo de ação da cisplatina consiste em sua interação com o DNA da célula tumoral. Ocorre regeneração do DNA, mas como a cisplatina tem cinética lenta essa regeneração do DNA é lenta, diferente da transplatina que apresenta cinética mais rápida, com isso acaba não matando o tumor. A cisplatina pode causar sobrecarga renal e hepática. Sua administração é endovenosa. Como é um complexo neutro, atravessa a membrana plasmática, e no citosol há substituição dos Cl-, que estão em menor concentração no meio intracelular, por ligantes mais fortes como H2O, podendo ocorrer mais de uma substituição.
Os nitrogênios das bases nitrogenadas, principalmente o N7 da adenina faz ligação de hidrogênio para dar suporte.
	Nos demais quimioterápicos de Pt não acontece coordenação direta com o DNA:
Induz cruzamento de DNA, o qual pode estar ligado ou não a proteínas, o que danifica a duplicação do DNA. Não apresenta ligação direta ao DNA.
Atua em cânceres de pulmão ovário, cabeça e pescoço. 
Apresenta efeitos tóxicos para rins, fígado, promove queda de cabelo e depressão do sistema imune.Carboplatina: 
Inibe o crescimento das células tumorais, com diminuição do tumor, seu mecanismo de ação não foi muito bem elucidado ainda. Apresenta ligantes oxalato e amina substituída.
Atua em cânceres de reto e intestino em metástase.Oxaliplatina:
Promove l
igação intra e inter
fita de DNA, pois faz complexos d com os núcleos nucleofílicos do DNA, causando apoptose.Nedaplatina:
Os complexos de Pt IV (5d6) são octaédricos, o que implica em serem menos tóxicos, mais ativos, atuando apenas no alvo e com maior solubilidade. Porém, é muito frequentemente reduzido a complexos de Pt II na corrente sanguínea. A Pt II é fotossensível, sendo facilmente reduzida a Pt 0. Para proteger contra esse processo de redução deve-se usar grupos menos lábeis coordenados a Pt, pois assim esta será menos exposta, no entanto, isso ainda não existe.