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Química dos Compostos 
de Coordenação 
Alunos: 
João Guilherme Nitsch 14300 
Liziara de Mello Valerio 13907 
Lucas Rodrigues Abbruzzini 13792 
 
Prof. Dr. Élcio Barrak 
 
Universidade Federal de Itajubá 
Sumário 
 Complexos metálicos 
 Ligantes com mais de um átomo doador 
 Nomenclatura de química de coordenação 
 Isomerismo 
 Cor e magnetismo 
 Teoria do campo cristalino 
 
Complexos Metálicos 
 Definição: Uniões de um íon metálico central 
ligado a um grupo de moléculas ou íons 
vizinhos; 
 
 Os compostos que têm complexos são 
conhecidos como compostos de coordenação; 
 
 As moléculas que circundam um complexo são 
chamadas de ligantes; 
Teoria de Werner 
 Propõe que os íons metálicos exibem tanto 
valências primárias quanto secundárias. 
 Exemplos: 
 Form. original Cor Form. Moderna 
 CoCl3 . 6 NH3 Laranja [Co(NH3)6]Cl3 
 CoCl3 . 5 NH3 Roxo [Co(NH3)5Cl]Cl2 
 CoCl3 . 4 NH3 Verde trans-[Co(NH3)4Cl2]Cl 
 CoCl3 . 4 NH3 Violeta cis-[Co(NH3)4Cl2]Cl 
Ligação Metal-ligante 
 A ligação entre um ligante e um íon 
metálico é um exemplo de interação entre 
uma base de Lewis e um ácido de Lewis. 
 
 A formação das ligações metal-ligante 
podem alterar profundamente as 
propriedades que observamos para o íon 
metálico. 
Cargas, Números de Coordenação e 
Geometrias 
 Carga: a carga de um complexo é a soma 
das cargas do metal central e de seus 
ligantes circundantes. 
 
 Número de coordenação: é o número de 
átomos diretamente ligados ao átomo 
metálico em um complexo. 
 
Ligantes com mais de um 
Átomo Doador 
 Ligantes monodentados: possuem um único 
átomo doador e são capazes de ocupar apenas 
um sítio em uma esfera de coordenação. 
 
 Ligantes polidentados: podem ter dois ou mais 
átomos doadores, podendo coordenar-se 
simultaneamente a um íon metálico, 
conseqüentemente ocupando dois ou mais sítios 
de coordenação. Estes também são chamados 
de agentes quelantes. 
 Efeito Quelato: as constantes de 
formação geralmente maiores para os 
ligantes polidentados em comparação com 
os monodentados é conhecida como efeito 
quelato. 
 
 Os agentes quelatos são geralmente 
usados para prevenir uma ou mais das 
reações costumeiras de um íon metálico 
sem removê-lo da solução. 
Estruturas de três agentes quelantes, 
“ox”, “en”, EDTA 
 Os complexos derivados da porfina são 
chamados de porfirinas; e contêm 
diferentes íons metálicos e têm diferentes 
grupos substituintes ligados aos átomos 
de carbono na periferia dos ligantes. 
 
 As clorofilas são porfirinas que contêm 
Mg(II) e são componentes-chave na 
conversão de energia solar em formas que 
podem ser usadas pelos organismos vivos. 
Curiosidade 
 Um método de tratar envenenamento por 
chumbo é administrar Na2[Ca(EDTA)]. O 
(EDTA) quela-se ao chumbo, permitindo 
que ele seja removido do corpo pela urina. 
 
 
 
Nomenclatura de Química de 
Coordenação 
 Regras que governam a nomenclatura de 
complexos: 
 Ao dar nome aos sais, o nome do ânion é dado 
antes do nome do cátion seguido da palavra 
 ‘de’. Por exemplo: NaCl – cloreto de sódio 
 Em um íon ou molécula complexa, os ligantes 
recebem os nomes antes do metal, em ordem 
alfabética e o número de ligantes não é 
considerado. Por exemplo: 
 [Co(NH3)5Cl] – Pentaminclorocobalto (III) 
 
 Os nomes dos ligantes aniônicos terminam com 
 a letra “o”, enquanto os ligantes neutros 
ordinários possuem o nome das moléculas. Por 
exemplo: NH3 - Amino H2O – Aqua 
 
 Os prefixos gregos (di, tri, tetra, penta, hexa) 
são usados para indicar o número de cada tipo 
de ligante quando mais de um estiver presente. 
Se o ligante por si só já contém um prefixo 
desse tipo usa-se (bis, tris, tetrakis etc.). 
 [Co(en)3]Br3 brometo de tris(etilenodiamin) 
cobalto(III) 
 Se um complexo for um ânion, seu nome 
termina em –ato. Por exemplo: 
 [CoCl4]
-2 tetraclorocobaltato (II) 
 
 O número de oxidação do metal é dado entre 
parênteses em números romanos após o nome 
do metal. Por exemplo: 
 [(Ni(NH3)6]Br2 brometo de hexaminníquel (II) 
 
Isomerismo 
 Os isômeros são compostos com a 
mesma composição, mas em diferentes 
arranjos de átomos e por isso com 
diferentes propriedades. 
 
 
 
Número de Coordenação = 2 
 Íons complexos nos quais o íon metálico central forma 
apenas duas ligações com ligantes são lineares (sp). 
 São lineares, pois formam apenas duas ligações com 
ângulo de 180°. 
 
H H 
H N Ag N H 
H H 
] [ 
Número de Coordenação = 4 
 Apresentam dois tipos de geometria, a 
tetraédrica e a quadrada plana. 
 Na quadrada plana podem ocorrer isômeros 
geométricos, que diferem quanto à absorção, 
solubilidade em água, ponto de fusão e reatividade 
química. Os dois tipos são: 
 Cis: ligantes semelhantes estão o mais próximo possível 
 Trans: mantém esses grupos o mais afastado possível 
Número de Coordenação = 6 
 A geometria octaédrica é característica, 
estando equidistante do íon metálico central. 
 Neste número de coordenação também ocorre 
isomeria geométrica cis e trans. 
Isomerismo estrutural 
 
1) Isomerismo de ligação. 
 Ocorre quando um ligante é capaz de 
 coordenar-se ao íon metálico por um de dois 
 átomos doadores. 
 
2) Isomerismo de esfera de coordenação. 
 Diferem dos ligantes diretamente ligados ao 
metal, em oposição a estar fora da esfera de 
coordenação na rede sólida 
 
Esteroisomerismo 
 
 
São isômeros com os mesmos arranjos de 
ligação química mas diferentes arranjos 
espaciais dos ligantes. 
 
 
 
 
1) Isomerismo geométrico 
Diferem um do outro nas posições relativas 
dos átomos doadores na esfera de 
coordenação. Os mais comuns são os 
isômeros cis e trans. Diferem um do outro 
nas propriedades físicas e químicas. 
2) Isomerismo óptico 
São imagens especulares não-superponíveis 
uma da outra. São quirais. 
Cor e Magnetismo 
 É importante se estudar cores e 
propriedades magnéticas dos complexos 
de metais de transição para o 
desenvolvimento de modelos modernos 
para a ligação metal-ligante. 
Cor 
 A cor de um complexo depende do elemento em 
particular, de seu estado de oxidação e dos 
ligantes unidos ao metal. 
 Para que um composto tenha cor ele deve 
absorver luz visível. A luz consiste em radiação 
eletromagnética com comprimento de onda 
variando de aproximadamente 400 até 700 nm. 
 Um composto absorverá radiação quando aquela 
radiação possuir a energia necessária para 
mover um elétron de seu estado de energia 
mais baixo para um mais excitado. 
 
 Um objeto tem cor específica quando: 
1) Ele reflete ou transmite luz daquela cor 
2) Ele absorve luz da cor complementar. 
Magnetismo 
 Muitos complexos de metais de transição 
exibem paramagnetismo simples. Neles , 
os íons metálicos individuais possuem 
certo número de elétrons 
desemparelhados. 
Teoria do Campo Cristalino 
A Teoria de Campo cristalino é um dos modelos que explica 
a estrutura eletrônica e as cores de íons complexos. 
 Ligação ente ligantes e um íon metálico, onde supõe-se 
que o único efeito dos ligantes seja criar um campo 
eletrostático em torno dos orbitais “d” do íon metálico. 
 Energia de desdobramento de campo cristalino (∆q): 
É a diferença de energia entre os grupos de orbitais. 
 A série espectroquímica relaciona os ligantes em ordem 
de suas habilidades de desdobrar as energias dos orbitais 
“d” em complexosoctaédricos. 
Cl- < F- < H2O < NH3 < en < NO2
- (ligado por N) < CN- 
 A energia necessária para adicionar um quarto 
elétron a um orbital t2 de mais baixa energia é 
chamada de energia de emparelhamento de spin. 
 
 Os elétrons “d” a seguir preferencialmente se 
emparelham nos orbitais de mais baixa energia, 
produzindo um complexo de spin baixo. 
 
 Quando os elétrons ocupam orbitais d de energia 
mais alta de preferência a emparelharem-se no 
conjunto de orbitais de mais baixa energia, têm-
se um complexo de spin alto. 
 Complexo de spin alto: 
Maior número de elétrons não emparelhados. São previstos 
quando a energia de desdobramento do campo cristalino, ∆q 
é um número pequeno. 
 Complexo de spin baixo: 
Menor número de elétrons emparelhados. São previstos 
quando a energia de desdobramento do campo cristalino, ∆q 
é um número grande. 
 Esse modelo explica a cor dos íons complexos. A 
energia de desdobramento determina o comprimento de 
onda da luz absorvida por um complexo, portanto, sua cor. 
 Com esse conhecimento foio possível organizar a 
série espectroquímica, considerando que, quando o ∆q 
diminui, o comprimento de onda aumenta, e maior é a 
tendência à formação de complexos de spin alto. 
Uso dos Compostos de 
Coordenação 
 
 Tornar solúveis espécies insolúveis em água; 
 
 
 Hemoglobina e o transporte de oxigênio; 
 
 
 EDTA e envenenamento por chumbo; 
 
 Compostos de coordenação no tratamento do câncer. 
 
Referências Bibliográficas 
 T. L. Brown, H. E. LeMay Jr., B. E. Bursten 
e J. R. Burdge. Química: A Ciência Central, 
9ª. ed.. São Paulo: Pearson, 2005.