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relação a este íon, mais forte ela é. No conceito ácido-base de Lewis, o ácido pode ser uma 
infinidade de compostos ou íons. E a particularidade de cada sistema influenciaria na 
construção de uma “escala de força” para ácidos ou bases de Lewis. De maneira geral, pode-
se dizer que quanto mais fácil é para uma espécie a doação de elétrons, mais forte é a base de 
Lewis. Enquanto que, para um ácido, o inverso é verdadeiro. Quanto mais ávido por elétrons 
for a espécie, mais forte será o ácido de Lewis. 
Existem outros conceitos ácido-base, uns com aplicação restrita, outros com aplicação 
mais ampla. Assim como no caso da TLV e da TOM, não há um conceito certo e o outro 
errado. Não existe um ácido absoluto, dependendo do modelo que se escolhe, o 
comportamento pode variar. Vale citar uma frase encontrada no início do capítulo sobre ácidos 
e bases do livro de James E. Huheey: 
“Podemos fazer um ácido ser o que quisermos – a diferença ente os vários conceitos ácido-
base não está em qual é o certo, mas qual é o mais conveniente para o uso em uma situação 
particular.” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Exercícios 
1 – Descreva como a Teoria da Ligação de Valência explica a formação de uma ligação 
covalente entre dois átomos. 
 
2 – Escreva as estruturas de Lewis para as moléculas de NH3 e H2O e também para os íons 
NH4+ e H3O+. Construa o diagrama dos orbitais atômicos para os átomos centrais, mostrando a 
hibridação em cada caso e explique que mudanças a entrada do íon H+ nas moléculas trará 
para os ângulos de ligação destes íons em relação às moléculas neutras. 
 
3 – Por que os elementos a partir do terceiro período da tabela periódica podem expandir o 
octeto e os do segundo período não o fazem? 
 
4 – Escreva as estruturas de Lewis para cada espécie abaixo. Escreva também as cargas 
formais para cada átomo, a hibridação do átomo central e a geometria de cada espécie. 
a) H2O b) SO2 c) PCl3 d) PCl5 e) BrF5 f) O3 
g) NO2– h) NO2+ i) NH3 j) CH2O k) CO2 l) I3– 
m) SO3 n) CH3+ o) ClF3 p) BH3 q) SF6 r) XeF4 
s) NO3– t) SO42– u) CO32– v) PO43– x) TeCl4 z) TeCl6 
 
5 – Escreva todas as estruturas de ressonância para os íons SO42– e NO3– e para as moléculas 
SO3 e XeO3. Escreva o híbrido de ressonância e escolha a estrutura de Lewis mais significativa 
para cada espécie. 
 
6 – Identifique que moléculas ou íons do exercício 4 possuem átomos centrais que poderiam 
atuar como bases de Lewis. 
 
7 – Nas reações abaixo, identifique o ácido e a base de Lewis: 
a) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
b) BH3 + NaH → NaBH4 
c) CsF + SF4 → Cs[SF5] 
 
8 – Em reações de substituição nucleofílica de primeira ordem há a formação de carbocátions. 
A estabilidade dos carbocátions segue a seguinte ordem: 
C(CH3)3+ > CH(CH3)2+ > CH2CH3+ > CH3+ 
 Explique porque a estabilidade diminui – ou seja, a reatividade aumenta – quando o 
número de grupos alquila ligados ao carbono positivo diminui. 
 
9 – Use argumentos da Teoria da Ligação de Valência para mostrar que os compostos de boro 
do tipo BX3 (X = H, Cl, Br e I) são ácidos de Lewis. Qual deve ser o ácido mais forte dentre os 
citados? 
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8. Compostos de Coordenação 
8.1 – 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 
52a). 
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 52b). 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 52. 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 13. 
 
Tabela 13. 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 52b) 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 53). 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 53. 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 52ae 52b, 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 54). 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 compostos realmente são formados? Por 
que alguns são mais estáveis que outros? Estas perguntas encontrariam suas respostas em 
diferentes modelos propostos para explicar a formação dessa nova classe de compostos: os 
complexos ou compostos de coordenação. 
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A
A
AA
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
(i) (ii) (iii) 
Figura 54. 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. 
 
8.2 – 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 55 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 14. 
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 15. 
 
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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 55. 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. 
 
 
Tabela 14. 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 
 
 
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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. 
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 15. 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 
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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 
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. 
 
8.3 – 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 56, há dois arranjos 
para esta fórmula. Este arranjo faz lembrar o caso de isomeria cis- e trans- de compostos 
orgânicos cíclicos. E este é da mesma forma que chamamos estes isômeros. O isômero trans- 
apresenta os mesmos ligantes (B) em lados opostos em relação a um plano contendo os outros 
ligantes. No isômero cis-, os ligantes iguais estão em posições adjacentes no octaedro. Complexos 
com geometria quadrado planar também apresentarão este tipo de isomeria, mas para complexos 
do tipo MA2B2. A denominação cis- ou trans- para o complexo deve vir antes do nome do mesmo. 
 
B
A
A
A M
B
A
A
A
A
A M
B
B
Isômero cis Isômero trans 
Figura 56. 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 57 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 
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isômero fac-, que significa facial, os três ligantes iguais estão contidos em uma das faces do 
octaedro. Assim 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 57. 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 58. 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 58. 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)). 
 
8.4 – A Teoria da Ligação de Valência Aplicada a Compostos de Coordenação 
 Sobre o ponto de vista da Teoria da Ligação de Valência (TLV) a formação de um íon 
complexo é uma reação entre uma base de Lewis (ligante) e um ácido de Lewis (metal ou íon 
metálico). A base de Lewis doa elétrons ao ácido, formando uma ligação covalente entre as duas 
espécies. Como esta ligação pode ser classificada como uma ligação coordenada (ou dativa) os 
compostos deste tipo ficaram conhecidos como compostos de coordenação. 
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 A abordagem da TLV para os compostos de coordenação se dá através da hibridação de 
orbitais atômicos do átomo central, o ácido de Lewis, em conjunto com as propriedades 
magnéticas destes compostos. Por exemplo, os complexos do cátion Pt2+ são normalmente 
tetracoordenados (número de coordenação = 4), diamagnéticos e têm geometria quadrado planar. 
Como base nestas informações, é possível deduzir a hibridação do complexo. O cátion Pt2+ possui 
oito elétrons em orbitais d da quinta camada. A Figura 59 mostra o diagrama de orbitais atômicos 
para a espécie Pt2+. 
 
5d
6s
6p
 
Figura 59. Diagrama de orbitais atômicos para o cátion Pt2+. 
 
 Como os complexos de platina(II) possuem na maioria das vezes quatro ligantes, é preciso 
que o cátion possua quatro orbitais atômicos vazios para receber os quatro pares de elétrons dos 
ligantes. Na Figura 8, vemos que o cátion Pt2+ pode utilizar os quatro orbitais vazios da sexta 
camada. No entanto, sabe-se que os complexos de platina(II) deste tipo são diamagnéticos. Se os 
quatro pares de elétrons dos ligantes utilizarem os orbitais dos subníveis 6s e 6p o complexo será 
paramagnético, pois existem dois elétrons desemparelhados no subnível 5d. Para levar em conta a 
propriedade magnética, precisa-se considerar o emparelhamento de elétrons no subnível 5d, como 
mostra a Figura 60. 
 
5d
6s
6p
5d
6s
6p
 
Figura 60. Emparelhamento de elétrons no subnível 5d para o cátion Pt2+ em complexos do tipo [ML4] (M = 
íon metálico e L = Ligante). 
 
 A se considerar o emparelhamento, um dos orbitais do subnível 5d fica vazio e, portanto, 
será usado na hibridação. Dessa forma, ao invés de se obter uma hibridação do tipo sp3 se terá 
uma hibridação do tipo dsp2 (um orbital 5d, o orbital 6s e dois orbitais 6p, Figura 61). Isto também é 
consistente com a geometria observada dos complexos. No caso de uma hibridação sp3 aIFRJ Química Inorgânica 
 
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geometria do complexo seria tetraédrica. Já com a hibridação do tipo dsp2 a geometria é quadrado 
planar, como a observada experimentalmente. 
5d
6s
6p
5d
p
4 orbitais híbridos do tipo dsp2
 
Figura 61. Esquema de hibridação dos orbitais atômicos para o cátion platina(II). 
 
 O níquel(II) também possui oito elétrons em orbitais d e existem diversos complexos com o 
cátion Ni2+ que possuem as mesmas características dos complexos de platina(II). No entanto, 
existem também alguns complexos onde o ligante é o mesmo, o número de coordenação é o 
mesmo, mas com propriedades são diferentes. Um exemplo deste tipo são os complexos [PtCl4]2– 
e [NiCl4]2–. O complexo tetracloroplatinato(II) é diamagnético. Já o complexo tetracloroniquelato(II) 
é paramagnético. Além disso, as geometrias dos dois são diferentes. Isto pode ser explicado pela 
TLV utilizando o mesmo raciocínio anterior. O complexo tetracloroplatinato(II) por ser diamagnético 
terá uma hibridação dsp2 e geometria quadrado planar. Já o complexo tetracloroniquelato(II), por 
ser paramagnético, mantém os seus elétrons desemparelhados no subnível 3d. Portanto, os quatro 
orbitais atômicos usados para a hibridação serão o 4s e os três do subnível 4p. Como a hibridação 
será sp3 (Figura 62) a geometria do ânion [NiCl4]2– é tetraédrica. 
4s
4p
3d
4 orbitais hibrídos do tipo sp3
3d 
Figura 62. Hibridação do níquel(II) no complexo [NiCl4]2–. 
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 72
 Embora a TLV explique alguns pontos da química dos compostos de coordenação, ela 
falha em alguns pontos. Como na explicação das cores dos complexos ou por usar um dado 
experimental para prever outras propriedades do composto. Por conta disto, outras teorias 
surgiram para descrever a ligação, estrutura e propriedades dos complexos. 
 
8.5 – A Teoria do Campo Cristalino (TCC) 
 
 Quando Bohr teve sucesso na descrição do espectro atômico do hidrogênio através de sua 
teoria das órbitas quantizadas, ficou claro que espectroscopia e a configuração eletrônica das 
espécies estavam intimamente ligadas. Para entender, por exemplo, as cores dos compostos de 
coordenação, era preciso uma teoria que envolvesse a configuração eletrônica destes. A Teoria do 
Campo Cristalino (TCC) foi uma das teorias que surgiram para explicar o comportamento eletrônico 
dos compostos de coordenação. Com argumentos bastante simples, a TCC explicava diversas 
propriedades dos compostos de coordenação e, por isso, passou a ser utilizada para prever e 
explicar o comportamento desses compostos. 
Segundo a TCC cada ligante é tratado como um ponto esférico de densidade negativa que, 
ao se aproximar do metal, entra em repulsão com os elétrons que ocupam orbitais do tipo d dos 
metais. A repulsão causada pelos ligantes irá depender do arranjo destes em relação ao metal (e 
seus orbitais d). Quando são seis os ligantes, a geometria é octaédrica (o que se chama na TCC 
de campo octaédrico). Para quatro ligantes, o campo é tetraédrico (se a geometria for tetraédrica). 
No campo octaédrico, os ligantes se aproximam na direção dos eixos espaciais x, y e z. Os 
orbitais do tipo d, posicionados nos eixos, experimentarão uma maior repulsão do que os 
posicionados na região entre os eixos (Figura 63). Quando analisamos os cinco orbitais d, os dois 
que estão posicionados nos eixos ( 2y2xd − e 2zd ) aumentarão de energia, enquanto os três entre 
os eixos (dXY, dXZ e dYZ) terão uma energia menor (Figura 64). Há, portanto, uma quebra na 
degenerescência dos cinco orbitais d, dando origem ao desdobramento dos orbitais d, onde os 
orbitais 2y2xd − e 2zd são chamados de orbitais eg e os orbitais dXY, dXZ e dYZ são chamados de 
t2g. A diferença de energia entre os orbitais eg e t2g é chamada de parâmetro de desdobramento do 
campo cristalino, simbolizado por Δo (Dq ou 10Dq também são usados para expressar esta 
diferença de energia). 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 73
 
Figura 63. Orbitais d do metal em um campo octaédrico. 
 
 
Δo
-2/5 Δoorbitais d
eg
t2g
+3/5 Δo
 
Figura 64. Desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico. 
 
 A estabilidade dos complexos (e algumas outras propriedades) dependerá de como os 
elétrons estarão distribuídos. Define-se a energia de estabilização do campo cristalino, EECC, 
como sendo 
 
Oge2gt )Δ0,6n0,4n(EECC +−= (25) 
 
onde n é o número de elétrons que ocupa os orbitais. Quanto mais negativa for EECC, maior é o 
ganho em estabilidade causado pelo desdobramento. Por exemplo, o íon Cr3+ tem configuração d3. 
Portanto seus três elétrons irão ocupar os orbitais t2g. Então a energia de estabilização para um 
complexo deste íon seria: 
 
OOCr 1,2Δ0)Δ0,630,4(EECC −=⋅+⋅−= (26) 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 74
A partir de íons com configuração d4 existem duas possibilidades: ou ocupar os orbitais de 
maior energia (eg) ou ter elétrons emparelhados nos orbitais de menor energia. Sempre que a 
energia de desdobramento (ΔO) for maior que a energia gasta para o emparelhamento de elétrons 
(P) o sistema terá elétrons emparelhados. Estes complexos são chamados de complexos de 
campo alto ou de spin baixo. Entretanto, se o desdobramento for menor que a energia de 
emparelhamento, o elétron ocupa um orbital de maior energia. Os complexos com configuração 
eletrônica deste tipo são chamados de complexos de campo fraco ou de spin alto. Por tais motivos 
torna-se de fundamental importância saber que fatores influenciam na magnitude de ΔO. E são dois 
os mais importantes: o metal (quanto ao número de oxidação e a série de transição a que 
pertence) e o ligante. 
O metal exerce forte influência no desdobramento. Ao aumentarmos a carga do metal o 
desdobramento aumenta, pois quanto maior é a carga, maior é a atração entre o metal e o ligante. 
Ademais, séries de transição mais elevadas geram maiores desdobramentos. Tal comportamento é 
explicado, pois orbitais mais volumosos necessitam de menor energia para o emparelhamento de 
elétrons e, por serem mais difusos (maior polarizabilidade), geram maiores interações com os 
ligantes. Como exemplo deste efeito podemos citar o [Fe(H2O)6]3+ que possui ΔO = 14000 cm-1 
(1,74 eV) enquanto o [Ru(H2O)6]3+ tem ΔO = 28600 cm-1 (3,55 eV). 
A natureza do ligante também é responsável pela magnitude do desdobramento. Os 
ligantes que forçam o emparelhamento ou, em outras palavras, causam um grande 
desdobramento, são chamados de ligantes de campo forte. Já os ligantes que irão formar um 
complexo de spin alto são chamados de ligantes de campo fraco. A determinação dos valores de 
ΔO se dá por espectroscopia. Analisando-se as transições e energias envolvidas podem-se calcular 
os valores de ΔO. Com base nesses dados, construiu-se a série espectroquímicaa: 
 
I–<Br–<S2–<SCN–<Cl–<NO2–<<F–<OH–<C2O42– (ox)<O2–<H2O 
<NCS–<CH3CN<NC5H5 (py)<NH3<NH2CH2CH2NH2 (en) 
<2,2´-NC5H5C5H5N (bipy)<NO2–<P(C6H5)3<CH3–<CN–<CO 
 
Os ligantes do início da série são considerados de campo fraco e os do final os de campo 
forte. A TCC não consegue explicar a ordem dos ligantes na série espectroquímica. Levando-se 
em conta a força da interação eletrostática era de se esperar que um ligante carregado causasse 
uma ligação mais intensa do que ligantes neutros (e, portanto, um maior desdobramento). Outro 
exemplo da imprecisão da TCC na série espectroquímica é que a água é um ligante mais fraco que 
a amônia, mesmo tendo um momento de dipolo maior. A série espectroquímica foi explicada mais 
tarde por uma outra teoria, baseada nos orbitais moleculares. 
 
a Em negrito está o átomo que fará a ligação em ligantes ambidentados. As abreviações são: oxalato(ox); 
piridina (py), etilenodiamina (en) e bipiridina (bipy). Esta série é resultado de uma média de parâmetros, 
podendo haver inversões em alguns casos. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 75
A abordagem feita para o campo octaédrico também foi feita para o tetraédrico. A diferença 
é a posição dos ligantes em relação aos orbitais d. Em um complexo octaédrico, os ligantes estão 
posicionados nos eixos (Figura 63), enquanto no campo tetraédrico, os ligantes estão posicionados 
fora dos eixos. Portanto, os ligantes de um complexo com geometria tetraédrica irão afetar os 
orbitais d do metal de forma diferente da observada em um campo octaédrico. Os orbitais d fora do 
eixo (dXY, dXZ e dYZ) serão mais afetados pela presença dos ligantes e, por isso, serão os de maior 
energia no diagrama dos orbitais – onde são identificados como orbitais t2. Já os dois orbitais que 
ficam nos eixos serão os de menor energia, chamados de orbitais e. A Figura 65 mostra o 
desdobramento dos orbitais d para um campo tetraédrico. 
A magnitude do parâmetro de desdobramento do campo cristalino para complexos 
tetraédricos (Δtd) é menor que para os complexos do mesmo metal em um campo octaédrico. 
Normalmente, os complexos tetraédricos são de campo fraco: Δtd é menor que a energia de 
emparelhamento dos elétrons. 
 
Δtd
+2/5 Δtd
orbitais d
e
t2
-3/5 Δtd
 
Figura 65. Desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico. 
 
 
 A geometria tetraédrica não é a única possível para o número de coordenação 4. Há 
também a geometria quadrado planar. A geometria quadrado planar pode ser vista como um caso 
extremo do efeito de Jahn-teller. O efeito de Jahn-Teller causa uma distorção geométrica em 
complexos octaédricos, principalmente em complexos onde os metais possuem configuração 
eletrônica d8 e d9. A distorção causada pelo efeito de Jahn-Teller pode ou alongar ou encurtar as 
ligações de alguns dos ligantes e isto leva a uma mudança no diagrama de orbitais. A Figura 66 
mostra as distorções que levará até um complexo com geometria quadrado planar. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 76
L
L
L
L
L M
L
L
L
L
L
L M
L
L
L
L
L M
a) b) c)
 
Figura 66. Uma distorção causada pelo efeito de Jahn-Teller. a) Um complexo octaédrico regular; b) os 
ligantes no eixo z se afastam; e c) um complexo com geometria quadrado planar. 
 
Ao considerar que os ligantes do eixo z irão se distanciar, até que não haja mais ligação 
entre eles e o metal, admite-se que a repulsão nos orbitais localizados no eixo z irá diminuir. 
Assim, um novo desdobramento irá ser observado, onde os orbitais com componentes no eixo z 
terão energia menor do que no campo octaédrico, enquanto os outros orbitais sofrem um 
acréscimo energético em relação à situação anterior (Figura 67). Os complexos quadrado planar 
são, tipicamente, de campo forte. Desta forma, os elétrons são emparelhados antes de se ocupar 
um orbital de maior energia. 
 
orbitais d
eg
t2g
dxz dyz
dxy
dz2
dx2-y2
Quadrado 
 Planar
Octaédrico
dxz dyz
dxy
dz2
dx2-y2
 
Figura 67. Desdobramento em um complexo com geometria quadrado planar. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 77
8.6 – A Origem das Cores dos Compostos de Coordenação Segundo a TCC 
Segundo a TCC, muitas vezes as cores observadas nos complexos têm origem em 
transições eletrônicas entre os orbitais d do metal sendo, portanto, um reflexo do desdobramento 
destes orbitais. Quanto maior for desdobramento, mais energia será necessária para as transições 
eletrônicas acontecerem. Dessa forma, o comprimento de onda absorvido será menor.b Quando a 
luz branca (luz visível) atravessa o composto, este absorve um dado comprimento de onda com 
energia idêntica ao da magnitude do desdobramento dos orbitais d, e os outros comprimentos de 
onda presentes passam sem serem absorvidos. Portanto, enxergamos uma mistura de cores de 
todos os comprimentos de onda – menos o que foi absorvido. É o que chamamos de cores 
complementares. A Tabela 16 mostra as cores e suas cores complementares. 
Voltando ao caso descrito por Werner para os isômeros CrCl3.6H2O. Quando se tinha o 
complexo [Cr(H2O)6]3+, era observada uma cor azul para violácea. Isto significa que a absorção se 
dá numa faixa entre 560 e 595 nm. Já o complexo [CrCl2(H2O)4]+ exibe uma cor verde escura, sinal 
de que absorve o comprimento de onda característico da cor vermelha, na faixa de 650 à 750 nm. 
Isto está de acordo com a série espectroquímica. O cloreto é um ligante mais fraco que a água e, 
portanto, a troca de moléculas de água por íons cloreto causa uma diminuição na magnitude do 
desdobramento dos orbitais. Portanto, observa-se que o íon-complexo [CrCl2(H2O)4]+ tem seu 
máximo de absorvância num comprimento de onda maior (de menor energia) que o do íon-
complexo [Cr(H2O)6]3+. Medindo-se o comprimento de onda absorvido por um complexo em uma 
transição eletrônica do tipo d-d (entre os orbitais t2g e eg) determina-se o valor experimental do 
parâmetro de desdobramento do campo cristalino (ΔO). 
 
Tabela 16. Cores e suas cores complementares. 
Comprimento de onda (nm) Cor Absorvida Cor Complementar 
400 – 435 Violeta Amarelo esverdeado 
435 – 480 Azul Amarelo 
480 – 490 Azul esverdeado Laranja 
490 – 500 Verde azulado Vermelho 
500 – 560 Verde Roxo 
560 – 580 Amarelo esverdeado Violeta 
580 – 595 Amarelo Azul 
595 – 650 Laranja Azul esverdeado 
650 – 750 Vermelho Verde azulado 
 
b Lembre-se: pela relação de Planck, E = h.c/λ. Então, quanto menor o comprimento de onda (λ) maior é a 
energia (E). 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 78
O princípio é muito simples, semelhante a qualquer fenômeno de absorção/emissão de 
energia por um átomo. Porém, nem todas as transições eletrônicas são possíveis entre os orbitais 
d do metal. Existem transições que são prováveis, que são chamadas de transições permitidas, e 
outras pouco prováveis, as ditas transições proibidas. Para classificar as transições eletrônicas 
como permitida ou proibida, usam-se duas regras de seleção: 
a) Regra de seleção por spin 
 Esta regra define que em uma transição eletrônica provável não há mudança de spin de 
um elétron. Na Figura 68, como os orbitais eg estão vazios qualquer um dos elétrons nos orbitais t2g 
pode ser excitado aos orbitais eg sem a necessidade de inversão do spin. Têm-se então cinco 
transições permitidas no caso ilustrado na Figura 68. O número de transições permitidas influencia 
na intensidade de absorção e, portanto, na intensidade da cor observada. 
 
orbitais d
eg
t2g 
Figura 68. Exemplo de desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico forte. Neste caso, qualquer 
um dos cinco elétrons pode ser excitado aos orbitais eg sem que haja inversão do spin. 
 
A Figura 69 mostra um sistema diferente. Existe a possibilidade de transição eletrônica, 
porém os elétrons em orbitais t2g, ao serem excitados, precisam mudar de spin para ocupar os 
orbitais eg sem violar o Princípio da Exclusão de Pauli. Portanto, qualquer transição neste sistema 
seria uma transição proibida. Compostos nesta situação possuem coloração muito pálida ou 
incolor. 
orbitais d
eg
t2g
A transição só é 
possível através da 
inversão do spin.
 
Figura 69. Exemplo de desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico fraco. Para que um dos três 
elétrons possa ser excitado aos orbitais eg é preciso que haja inversão do spin. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 79
b) Regra de Laporte 
 A regra de Laporte afeta mais os complexos de geometria octaédrica. Segundo esta regra, 
as transições eletrônicas entre orbitais de mesma paridade (isto é, orbitais classificados como“g”) 
são proibidas. Teoricamente esta regra anularia qualquer transição eletrônica de complexos 
octaédricos, pois as transições são entre os orbitais t2g e eg. Na prática, como as ligações não são 
estáticas e estão sempre vibrando o complexo nem sempre será um octaedro perfeito levando a 
uma perda de simetria dos orbitais. Como as transições eletrônicas são muito mais rápidas que as 
vibrações das ligações, há a possibilidade de transição de elétrons entre os orbitais d durante 
estas distorções geométricas. Tal problema não ocorre entre os complexos tetraédricos, já que 
nesta geometria não há centro de inversão e, portanto, os orbitais não recebem a classificação “g”. 
 
 Alguns complexos possuem cores oriundas de outras transições eletrônicas que não as do 
tipo d-d. Como não se pode explicá-las de maneira satisfatória através da TCC, não iremos 
abordá-las. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 80
Exercícios 
1 – Nomeie os compostos abaixo: 
a) Ni(CO)4 e) Fe(CO)5 i) [Co(H2O)6]Cl2 
b) Fe[CoF6] f) K3[Fe(CN)6] j) Na2[Zn(OH)4] 
c) [RuCl2(NH3)4]Cl g) [Cr(NH3)3(H2O)3]Cl3 l) [Fe(acac)(NH3)4]Br 
d) [Co(NH3)6][NiCl4] h) [AgCl2]– m) Na[Fe(EDTA)] 
 
2 – Considere um complexo formado pelo íon cobalto (III), dois ânions tiocianato e quatro amônias. 
a) Quantos são os isômeros para este complexo? 
b) Escreva a fórmula estrutural de todos os isômeros. 
c) Nomeie todos os isômeros. 
 
3 – Com base nas informações experimentais fornecidas, deduza a hibridação do metal e 
geometria dos complexos listados abaixo: 
a) [Ni(CO)4]2+ é diamagnético. 
b) [Co(NH3)6]3+ é diamagnético. 
c) [CoF6]3– é paramagnético. 
 
4 – Explique porque o complexo [Ru(ox)3]3– é um complexo de campo forte enquanto o [Fe(ox)3]3– é 
de campo baixo. Mostre também o diagrama dos orbitais d para cada complexo. 
 
5 – Por que a TCC não pode ser usada para explicar a ordem de força dos ligantes? Por exemplo, 
F– e OH– são ligantes mais fracos que P(C6H5)3 e CO. 
 
6 – Por que os orbitais 2zd e 22 yxd − são os de maior energia quando a geometria é octaédrica e de 
menor energia quando a geometria é tetraédrica? 
 
7 – Preveja qual dos compostos apresentará o maior Δo e justifique sua escolha: 
a) [CoF6]3– ou [Co(CN)6]3– 
b) [Ru(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]3– 
c) [Fe(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]4– 
 
8 – Preveja, com base nas informações dadas, se os complexos são de campo forte ou fraco. 
Justifique suas escolhas. 
a) O complexo [Mn(H2O)6]2+ é incolor. 
b) O complexo [Ru(NH3)6]2+ é diamagnético. 
 
9 – Ordene os complexos abaixo conforme o aumento do comprimento de onda absorvido. 
Justifique a ordem escolhida. 
[Co(H2O)6]2+; [Co(SCN)4]2–; [Co(CN)6]3–; [CoCl4(H2O)2]2– 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 81
Bibliografia 
 
ATKINS, P. W. e FRIEDMAN, R. S. Molecular Quantum Mechanics. 3a edição. Oxford: 
Oxford University Press, 1997. 
 
ATKINS, P. W. e SHRIVER, D. F. Inorganic Chemistry. 3a edição. Oxford: Oxford University 
Press, 1999. 
 
HUHEEY, J. E. Inorganic Chemistry: Principles of structure and reactivity. 3a edição. New York: 
Harper Collins Publishers, 1983. 
 
HUHEEY, J. E.; KEITER, E.A. e KEITER R. L. Inorganic Chemistry: Principles of structure and 
reactivity. 4a edição. New York: Harper Collins Publishers, 1993. 
 
JONES, C.J. A Química dos Elementos do Bloco d e f. Porto Alegre: Bookman, 2002. 
 
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. 4a edição. São Paulo: Editora Edgard Blücher 
Ltda, 1996. 
 
LEWIS, G. N. “Valence and tautomerism.” J. Am. Chem. Soc., 35, 1448 – 1455, 1913. 
 
LEWIS, G. N. “The atom and the molecule.” J. Am. Chem. Soc., 38, 762 – 785, 1916. 
 
QUAGLIANO, J. V. e VALLARINO, L. M. Química. 3a edição. Rio de Janeiro: Editora 
Guanabara Koogan S.A., 1973. 
 
SKOOG, D.A.; WEST, D.M. e HOLLER, F.J. Analitical Chemistry, An Introduction. 6a edição. 
Saunders College Publishing, 1994. 
 
WERNER, A. “On the Constitution and Configuration of higher-order Compounds.” Nobel 
Lectures, Chemistry 1901–1921, 256-269, 1913. 
 
 
Referências para as figuras: 
 
Figura 2: 
Extraída e adaptada de: 
DEPARTAMENT OF PHYSICS, UNIVERSITY OF CINCINNATI. Acessado em 29/09/2006 
www.physics.uc.edu/~sitko/CollegePhysicsIII/28-AtomicPhysics/AtomicPhysics.htm 
 
Figuras 3, 4, 5, 6, 7, 9, 10, 23, 24, 25, 32, 33, 50, 56, 58 e 64: 
Extraídas e adaptadas de: 
ATKINS, P. W. e SHRIVER, D. F. Inorganic Chemistry. 3a edição. Oxford: Oxford University 
Press, 1999. 
 
Figura 8: 
Extraída e adaptada de: 
DEPARTMENT OF CHEMISTRY, MICHIGAN STATE UNIVERSITY. Acessado em 29/09/2006. 
www.cem.msu.edu/~corneill/poster/piso1.gif 
 
Figura 63: 
Extraída e adaptada de: 
mooni.fccj.org/~ethall/cobalt/cobalt.htm 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 82
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Inorgânica: 
Aulas Experimentais 
 
 
 
Comportamento Químico dos Compostos Iônicos 83 
Obtenção e Propriedades do Hidrogênio 84 
Obtenção e Propriedades do Peróxido de Hidrogênio 85 
Estudo do Cromo, Manganês, Ferro, Cobalto e Cobre 86 
Compostos de Coordenação 89 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 83
Comportamento Químico dos Compostos Iônicos 
 
 
1) Hidratação e Deliqüescência (Demonstrativo) 
 
Coloque uma pequena porção de cloreto de cálcio e cloreto de sódio em dois vidros de 
relógio. Observe-os no final da aula. 
 
2) Hidrólise, Deslocamento de Equilíbrio e Anfoterismo 
 
2.1 – a) Adicione 1,0 mL de solução de sulfato de alumínio em um tubo de ensaio. Verifique o 
pH da solução usando papel indicador universal. 
 b) Acrescente ao tubo um pedaço lixado de fita de magnésio, observando o conteúdo 
do tubo e da fita de magnésio após o término da liberação gasosa. 
 c) Para um efeito comparativo, repita o teste substituindo a solução de sulfato de 
alumínio por soluções de ZnSO4, MgSO4, Na2SO4 e Fe2(SO4)3. 
 
2.2 – a) Adicione 1,0 mL de uma solução aquosa de cloreto, nitrato ou sulfato de alumínio em 
dois tubos de ensaio e meça o pH da solução (se já foi medido no item 2.1 não é necessário 
repetir). 
 b) Adicione, gota a gota, solução de hidróxido de sódio 5% até observar o término da 
precipitação nos dois tubos. 
 c) Em um dos tubos contendo o precipitado, adicione, gota a gota, solução aquosa de 
HCl 10%. No outro tubo, continue adicionando NaOH até que se tenha grande excesso da 
base. Observe se há dissolução do precipitado nos tubos. 
 d) Repita a experiência 2.2 para soluções aquosas (cloretos, nitratos ou sulfatos) dos 
seguintes cátions: Zn2+, Mg2+ e Fe3+. 
 
3) Decomposição Térmica 
 
a) Coloque em um tubo de ensaio uma pequena porção de nitrato de alumínio sólido. 
Na capela, aqueça o tubo e registre o tempo até o aparecimento de um gás castanho. 
b) Repita o procedimento acima utilizando os nitratos de cobre II, cálcio e sódio. 
Compare os resultados obtidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 84
Obtenção e Propriedades do Hidrogênio 
 
1. Obtenção do gás hidrogênio 
 
1.1 – Reação entre metais e ácidos 
 Em um tubo de ensaio, coloque uma pequena porção de zinco metálico. Adicione ao 
tubo 1,0 mL de solução aquosa 6,0 mol/L de ácido clorídrico ou ácido sulfúrico e observe. 
Repita o mesmo procedimento trocando o zinco metálico por ferro, alumínio e cobre. Aqueça o 
tubo de ensaio se necessário. 
 
2. Propriedades do gás hidrogênio 
 
2.1 – Preparação e recolhimento 
 Encha com água cerca de 2/3 da capacidade de uma cuba e introduza dois tubos de 
ensaio nela. Verifique se não há bolhas no interior dos tubos. Em um tubo de ensaio com saída 
lateral, coloque uma pequena porção de zinco metálico. Adicione cerca de 5 mL de solução 
aquosa de ácido clorídrico ou ácido sulfúrico (6,0 mol/L)ao tubo, fechando o sistema em 
seguida. Introduza o tubo de látex na cuba e despreze as primeiras bolhas de gás. Recolha o 
gás nos dois tubos de ensaio. Segure os tubos de ensaio de cabeça para baixo e realize, 
imediatamente, as experiências descritas no item 2.2. Aproveite o sistema gerador de gás para 
a experiência 2.3.1. 
 
2.2 – Testes de comburência e combustibilidade 
 Comburência: Introduza um palito de fósforo (ou barbante) em brasa no interior de um 
dos tubos contendo hidrogênio e observe. 
Combustibilidade: Aproxime a chama de um palito de fósforo do gargalo de um dos 
tubos contendo hidrogênio e observe. 
 
2.3 – Reatividade do hidrogênio molecular e hidrogênio nascente 
2.3.1 – Hidrogênio molecular 
 Introduza o tubo de látex da experiência 2.1 em um tubo de ensaio contendo solução 
aquosa de Fe(NO3)3 e 3 gotas de ácido sulfúrico. Observe. Repita o mesmo procedimento 
usando soluções de KMnO4 e K2Cr2O7 ao invés da solução de Fe(NO3)3. 
2.3.2 – Hidrogênio nascente 
 Coloque 2 mL de Fe(NO3)3, KMnO4 e K2Cr2O7 em diferentes tubos de ensaio. Adicione 
uma pequena quantidade de zinco metálico e 2 mL de ácido clorídrico ou sulfúrico em todos os 
tubos e observe. Compare os resultados das experiências 2.3.1 e 2.3.2. 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 85
Obtenção e Propriedades do Peróxido de Hidrogênio 
 
 
1) Obtenção 
Em uma cuba, prepare um banho refrigerante com gelo (misture sal grosso se 
necessário). Em seguida, transfira para um béquer de 150 mL, cerca de 80 mL de água 
deionizada. Introduza o béquer na cuba e espere alguns minutos até que a água fique gelada. 
Adicione lentamente 10 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 2,0 mol/L no 
béquer contendo a água gelada e meça o pH ao final da adição usando um papel indicador 
universal. Acrescente, agitando continuamente com um bastão de vidro, cerca de 2 g de 
peróxido de sódio em pequenas porções. Verifique o pH do meio com o papel indicador 
universal a cada adição de peróxido de sódio. Interrompa a adição do peróxido de sódio 
quando o meio estiver fracamente ácido (pH = 6). Use esta solução de peróxido de hidrogênio 
para os ensaios posteriores. 
 
2) Teste de identificação 
 Em um tubo de ensaio, junte 2,0 mL de solução de dicromato de potássio e 1,0 mL de 
ácido sulfúrico 2,0 mol/L. Adicione em seguida 2,0 mL de éter etílico ou álcool amílico. Então, 
adicione 2,0 mL da solução de peróxido de hidrogênio preparada. Agite levemente o tubo e 
observe a cor na camada orgânica. 
 
3) Propriedades 
3.1 – Ação oxidante 
a) Adicione cerca de 3 mL da solução de peróxido de hidrogênio em um tubo de ensaio e, em 
seguida, 2 mL de iodeto de potássio amidonado. Observe até o fim da prática. 
b) Umedeça uma tira de papel de filtro com solução de acetato de chumbo II. Na capela, 
exponha o papel ao gás sulfídrico. Observe a coloração do papel. Adicione algumas gotas da 
solução de peróxido de hidrogênio ao papel e observe. 
c) Transfira 1 mL de uma solução de cloreto de cromo para um tubo de ensaio. Em seguida, 
adicione hidróxido de sódio até a dissolução do precipitado. Adicione a solução de peróxido de 
hidrogênio, gota a gota, e observe. 
 
3.2 – Ação redutora 
a) Em um tubo de ensaio contendo 0,5 mL de permanganato de potássio 0,01 mol/L, 2 mL de 
água e 1 mL de ácido sulfúrico 2 mol/L, adicione 5 mL da solução de peróxido de hidrogênio. 
Observe. 
b) Em um tubo contendo 1 mL das soluções de ferricianeto de potássio e cloreto férrico, 
adicione 3 mL da solução de peróxido de hidrogênio. Observe. 
 
 
 
 
 
 
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Estudo do Cromo, Manganês, Ferro, Cobalto e Cobre 
 
1) Cromo 
1.1 – Redução do íon Cr2O72– 
 Adicione a um tubo de ensaio 1,0 mL de solução de dicromato de potássio e 2,0 mL de 
ácido sulfúrico 0,10 mol/L. Em outro tubo de ensaio (de preferência seco), transfira alguns 
cristais de sulfito de sódio. Verta a mistura do primeiro tubo no tubo contendo o sulfito de sódio 
e observe. 
1.2 – Caráter anfótero do Cr(OH)3 
 Transfira 1,0 mL de solução de cloreto de cromo III para dois tubos de ensaio. Em 
seguida, adicione solução de hidróxido de sódio 5% nos dois tubos até observar a precipitação 
do hidróxido de cromo III. 
 A um dos tubos, adicione solução de ácido clorídrico e observe. Ao outro tubo, adicione 
cuidadosamente excesso da solução de hidróxido de sódio 5%. Observe o resultado e reserve 
este tubo para a experiência 1.3. 
1.3 – Oxidação ao íon CrO42– 
 Transfira cerca de 2,0 mL do conteúdo do tubo de ensaio da experiência 1.2 para outro 
tubo. A este tubo, adicione solução de peróxido de hidrogênio gota a gota e observe. 
 
2) Manganês 
2.1 – Números de oxidação do manganês (Demonstrativo) 
 Aqueça em um cadinho uma pequena porção de permanganato de potássio até a 
liberação de gás. Verta o sal aquecido em uma proveta (2 L) cheia de água e observe. 
2.2 – Formação do íon manganato 
 Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de permanganato de potássio e 
3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 5%, adicione um ou dois cristais de sulfito de sódio. 
Aguarde até cerca de dois minutos e observe se há mudança de coloração. Caso a cor 
permaneça, aqueça o tubo. 
2.3 – Poder oxidante do íon MnO4– 
2.3.1 – Meio ácido 
 Em um tubo de ensaio adicione 2,0 mL de solução de permanganato de potássio e 
1,0 mL de solução de ácido sulfúrico 0,10 mol/L. Em seguida, transfira 1,0 mL de solução de 
iodeto de potássio para o tubo. Observe a coloração. Adicione duas gotas de goma de amido 
ao sistema e observe. 
2.3.2 – Meio básico 
 Repita o procedimento anterior, trocando a solução de ácido sulfúrico por solução de 
hidróxido de sódio 5%. Adicione a goma de amido e observe. 
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3) Ferro 
3.1 – Identificação do Fe2+ 
Em quatro tubos de ensaio contendo 2 mL de solução de sulfato ferroso amoniacal, 
adicione algumas gotas das seguintes soluções (uma em cada tubo): 
a) Ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]); 
b) Tiocianato de potássio (KSCN); 
c) Ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6]); 
d) Hidróxido de sódio. 
3.2 – Identificação do Fe3+ 
Em quatro tubos de ensaio contendo 2 mL de solução de cloreto férrico, adicione 
algumas gotas das seguintes soluções (uma em cada tubo): 
a) Ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]); 
b) Tiocianato de potássio (KSCN); 
c) Ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6]); 
d) Hidróxido de sódio. 
Compare os resultados dos procedimentos 3.1 e 3.2 e escolha a melhor forma de diferenciar e 
identificar os íons Fe2+ e Fe3+. 
3.3 – Oxidação do íon Fe2+ a íon Fe3+ 
 A um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de solução de sulfato ferroso amoniacal, juntar 
1,0 mL de solução de ácido sulfúrico diluído. Em seguida, adicionar ao tubo, gota a gota, 
solução de permanganato de potássio. Faça o teste de identificação de Fe2+ ou Fe3+ para 
caracterizar a espécie presente após a reação. 
3.4 – Oxidação de Fe0 
 A um tubo de ensaio contendo 5,0 mL de solução 5% (m/v) de ácido clorídrico adicione 
uma pequena porção de ferro metálico. Observe (aqueça o sistema se necessário). Deixe o 
tubo em repouso e faça o teste de identificação de Fe2+ ou Fe3+ para caracterizar a espécie 
presente após a reação. 
 
4) Cobalto 
4.1 – Oxidação do íon Co2+ 
 Juntar em um tubo de ensaio 2,0 mL de solução de Co2+ com 2,0 mL de uma solução 
de NaOH. Adicionar ao produto formado um pouco de solução de peróxido de hidrogênio. 
Observe. 
 
5) Cobre 
5.1 – Redução do íon Cu2+ ao íon Cu+ 
 Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de sulfato de cobre II adicionar 
gotas de solução de iodeto de potássio até parar a precipitação ocorrida. Observe todas as 
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mudanças ocorridas. Em seguida, adicionar algumas gotas de uma solução de goma de amido. 
Observe novamente. 
5.2 – Redução do íon Cu2+ a Cu0 
 Em um tubo contendo 3,0 mL de solução de sulfato de cobre II, introduza um pedaço 
de ferro metálico (sem sinais de oxidação). Observe. 
5.3 – Oxidação do Cu0 ao íon Cu2+ 
 Na capela, coloque em um tubo de ensaio um pedaço de cobre metálico e 2,0 mL de 
ácido nítrico concentrado. Observe. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Compostos de Coordenação 
 
 
1) Complexos de Cobre II 
a) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L adicione 
lentamente, na capela, solução aquosa concentrada de amônia. Observe a coloração da 
solução. Adicione água deionizada lentamente e observe. 
 
b) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L adicione 
cloreto de sódio sólido em pequenas quantidades até a saturação da solução. Observe o efeito 
da adição de cloreto de sódio. Adicione água deionizada lentamente e observe. 
 
2) Complexos de Cobalto II 
Faça uma diluição (1:2) de 4,0 mL de uma solução de cloreto de cobalto II 3%. 
 
a) Transfira para um tubo de ensaio 0,5 mL da solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída. 
Na capela, adicione cuidadosamente ácido clorídrico concentrado ao sistema e observe. Após 
isto, adicione água deionizada e observe. 
 
b) Transfira 2,0 mL da solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída para um tubo de ensaio. 
Adicione 5,0 mL de uma solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L e observe. Reserve o 
tubo para comparação na experiência “2d.” 
 
c) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL da solução de cloreto de cobalto II diluída e adicione 
5,0 mL de solução aquosa saturada de tiocianato de potássio e observe. Reserve o tubo para 
comparação na experiência “2d.” 
 
d) Em um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída 
adicione 2,5 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L. Ao mesmo tubo, adicione 
2,5 mL de solução concentrada de tiocianato de potássio e observe. Refaça a experiência 
trocando a ordem de adição dos ligantes tiocianato e oxalato (Se preciso, compare a coloração 
com os tubos das experiências “2b” e “2c”). 
 
3) Complexos de Ferro III 
a) Transfira 1,0 mL de uma solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L para três tubos de 
ensaio. Adicione ao primeiro tubo 4,0 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L. 
Ao segundo tubo, adicione 4,0 mL de solução aquosa de fluoreto de sódio 0,25 mol/L. 
Acrescente 4,0 mL de água deionizada ao terceiro tubo. Observe atentamente as cores das 
soluções. 
 
 
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Aos três tubos adicione gota a gota solução de tiocianato de potássio (ou amônio) de 
concentração 0,10 mol/L até mudança de coloração. Conte o número de gotas gasto para 
provocar a mudança em cada tubo. 
 
 
b) Transfira para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L e 
2 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L. Observe a cor da solução nos tubos de 
ensaio. Adicione em seguida 2,0 mL de uma solução de fluoreto de sódio 0,25 mol/L em um 
deles e no outro 2,0 mL de água deonizada. Observe. 
 
c) Transfira para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L e 
2,0 mL de uma solução de flureto de sódio 0,25 mol/L. Observe a cor da solução nos tubos de 
ensaio. Adicione em seguida 2,0 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L em um 
deles e no outro 2,0 mL de água deonizada. Observe. Compare os resultados dos tubos de 
ensaio das experiências “3b” e “3c”. 
 
4) Complexos de Prata 
a) Coloque cinco gotas de uma solução de nitrato de prata 0,10 mol/L em dois tubos de ensaio 
diluindo em seguida com cerca de 1,0 mL de água deionizada. Em um béquer, prepare cerca 
de 20 mL de solução saturada de cloreto de sódio. Utilizando uma pipeta, adicione de três a 
cinco gotas da solução saturada de cloreto de sódio nos tubos de ensaio. Observe a formação 
de precipitado. 
 
b) Em um dos tubos contendo precipitado, continue adicionando a solução de cloreto de sódio, 
lentamente, agitando vigorosamente o tubo de ensaio. Só pare a experiência uma vez que 
tenha adicionado grande excesso da solução saturada de cloreto de sódio. Observe o efeito da 
adição de cloreto de sódio em excesso. Após isto, adicione uma gota de uma solução 
0,10 mol/L de nitrato de prata e observe. 
 
c) Adicione, na capela, algumas gotas de solução aquosa concentrada de amônia ao outro tubo 
da experiência “4a" contendo o precipitado e observe (ATENÇÃO! Conte o número de gotas ou 
leia o volume adicionado de solução de amônia concentrada). 
 
d) Em um tubo de ensaio coloque cinco gotas de nitrato de prata e acrescente em seguida 
cerca de 1,0 mL de água deionizada. Adicione de três a cinco gotas de iodeto de potássio para 
formação de precipitado. Na capela, adicione ao tubo o mesmo número de gotas (ou o mesmo 
volume) de solução aquosa concentrada de amônia utilizado no procedimento “4c” e observe. 
Compare os resultados dos ensaios “4c” e “4d”.