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Introdução a Química de Coordenação 
Prof. Fernando R. Xavier 
UDESC 2015 
Histórico 
té o fim do século XIX, os compostos de coordenação não tinham suas 
estruturas completamente elucidadas. Suas propriedades “estranhas” tais 
como desafiar as leis de valência empregadas na época, lhes conferiram o 
nome usual de íons complexos. 
 Um estudo sistemático e aprofundado sobre o assunto recebeu a atenção de dois 
cientistas que trabalharam de forma independente: Alfred Werner (alemão) e 
Sophus Jørgensen (dinamarquês). 
Werner Jørgensen 
2 
As idéias propostas por Werner foram melhor aceitas 
pela comunidade científica da época e assim, em 1913 
foi o primeiro químico inorgânico laureado com o 
Prêmio Nobel de Química. 
Histórico 
Ao fim do séc. XIX, era sabido entre os químicos que: 
 Alguns elementos eram tidos com valências fixas. 
 ex.: Na (1+); O (2-); dentre outros. 
 Alguns elementos podiam exibir duas ou três valências distintas. 
 ex.: Cu (1+ ou 2+); P (3-, 3+ ou 5+); dentre outros. 
 Alguns elementos entretanto, exibiam “poderes de combinação” que eram difíceis 
de conciliar com suas valências usuais. Ex.: compostos de cromo e de platina. 
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Histórico 
 O Cromo (3+) e íons platina (2+ e 4+) reagiam com íons cloreto (Cl-) para 
completar suas respectivas camadas de valência porém, ainda assim, reagiam 
com moléculas de amônia que já possuia todos seus átomos satisfeitos 
eletronicamente. 
 Com base nestes experimentos, Jørgensen tentou expressar uma possível 
fórmula estrutural usando princípios da química orgânica: 
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Histórico 
 Já Werner estudando compostos de cobalto(III) 
com amônia e íons cloreto foi capaz de isolar 4 
espécies com cores distintas. 
 Mas apesar da mesma composição química, as propriedades destes compostos 
eram distintas. Exemplo: Teste de precipitação com nitrato de prata. 
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Histórico 
 Werner conclui que compostos M(NH3)5X3 (onde M = Cr ou Co e X = Cl ou Br) são 
derivados dos compostos M(NH3)6X3 pela perda de uma molécula de amônia. 
1. A referida série de compostos de cobalto exibem um constante número de 
coordenação (6), onde as moléculas de amônia podem ser substituídas por íons 
cloreto que se ligam covalentemente ao metal. 
 
2. A química complexa do cobalto deve levar em conta não só o NOX do metal, mas 
também seu número de coordenação. 
Postulados de Werner 
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Histórico 
 Desta forma Werner reescreveu as fórmulas químicas dos compostos estudados 
como: 
 Outra importante observação de Werner foi analisar a condutividade elétrica dos 
compostos em solução aquosa. 
Fórmula empírica Condutividade Razão dos eletrólitos Fórmula de Werner 
PtCl4 . 2 NH3 - - [Pt(NH3)2Cl4] 
PtCl4 . 3 NH3 96,8 μS 1:1 [Pt(NH3)Cl3]Cl 
CoCl3 . 5 NH3 261,3 μS 2:1 [Co(NH3)5Cl]Cl2 
CoCl3 . 6 NH3 431,6 μS 3:1 [Co(NH3)6]Cl3 
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Histórico 
 Com relação ao arranjo espacial destas moléculas ao redor do átomo central, 
Werner propos três modelos: 
 Porém devido a falta de técnicas de análise estrutural na época, a real geometria 
destes compostos foram reveladas muitos anos mais tarde. 
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Atualmente... 
 Íons complexos são formados por um átomo central rodeado por um grupo de 
ligantes. E, um ligante é um íon ou molécula que pode ter sua existência 
independente. 
Exemplos: 
 O termo composto de coordenação é considerado mais completo e abrangente 
uma vez que pode ser empregado para compostos que não são eletricamente 
carregados. Ex.: [Ni(CO)4] ou Ni(CO)4 
 Quimicamente a ligação entre o íon metálico central e seu ligantes pode ser 
explicada de um modo mais simplista como uma reação do tipo ácido-base de 
Lewis, onde o metal (ácido) pode aceitar pares eletrônicos provenientes dos 
ligantes (base). 
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 Os ligantes podem doar 1 (um) ou mais pares eletrônicos ao centro metálico. 
Ligantes que doam mais de um par eletrônico são ditos polidentados. 
Os ligantes 
Exemplos: 
 Ligantes são ditos ambidentados quando possuem mais de um átomo doador em 
sua estrutura, podendo então se coordenar de diferentes maneiras ao centro 
metálico. 
Exemplos: 
Nitrito-κN Nitrito-κO 
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Os ligantes 
 Ligantes polidentados podem produzir compostos ditos quelatos que são 
altamente estáveis devido a formação de anéis de 5 ou 6 membros e fatores 
termodinâmicos (aumento de entropia do sistema). 
Exemplo: 
Efeito quelato en = H2N-CH2-CH2-NH2 
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Os ligantes 
 A formação de anéis de 5 ou 6 membros (ângulos internos de 72 e 120°, 
respectivamente) ajudam a estabilizar a coordenação deste ligante e dar 
estabilidade ao complexo formado. 
Exemplos: 
 acac = acetilacetonato 
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 Alguns ligantes (moléculas) podem receber nomes próprios que são comumente 
utilizados em química de coordenação. 
Os ligantes 
Exemplos: 
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Complexos - Nomenclatura 
 Dentro de um mesmo complexo, os ligantes são relacionados em ordem alfabética 
e seus nomes podem sofrer alterações através do sufixo “o”. 
Exemplos: 
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 Para compostos iônicos (sais), usa-se o nome do ânion seguido do nome do 
cátion. Para compostos neutros, escreve-se os nomes dos ligantes em ordem 
alfabética seguido do nome do metal. Em ambos os casos o nome do metal é 
seguido pelo seu respectivo NOX entre parenteses. 
 
Complexos - Nomenclatura 
 O sufixo –ATO é adicionado no nome do metal se o complexo for um ânion. 
 Em caso de múltiplos ligantes de uma mesma espécie química, são usados os 
seguintes prefixos gregos: 
 mono 
 di, bis 
 tri, tris 
 tetra, tetrakis 
 penta 
 hexa… etc… 
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 Ligantes que fazem ponte entre centros metálicos distintos são designados pela 
letra grega “mi” – “μ”. 
Complexos - Nomenclatura 
 O uso de colchetes “[ ]” indicam quais os ligantes estão covalentemente ligados 
ao centro metálico e devem ser usados quando o composto de coordenação é 
carregado eletricamente. Usualmente, complexos neutros e oxoânions são 
escritos sem o uso de colchetes. 
Exercícios. Com base na fórmula química, fornecer o nome dos seguintes 
compostos de coordenação: 
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Complexos - Nomenclatura 
Exercícios (continuação) 
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Complexos - Nomenclatura 
Exercícios. Com base no nome IUPAC do composto, fornecer sua respectiva 
fórmula química: 
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Complexos – Constituição e geometria 
 O número de coordenação de um complexo indica quantos ligantes estão 
diretamente ligados ao centro metálico em questão. São três os fatores que 
gevernam sua magnitude: 
 
 Tamanho do átomo/íon central (raio atômico/iônico) 
 Impedimento estérico entre os ligantes 
 Interação eletrônica entre o átomo central e seus ligantes 
 Em linhas gerais, átomos grandes (maior raio) podem 
aceitar mais ligantes em sua esfera de coordenação. 
Porém, o uso de ligantes volumosos favorecem baixos 
números de coordenação. 
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Complexos – Constituição e geometria 
 Baixos números de coordenação são 
encontrados para elemendos do bloco “d” no 
limite direito da tabela periódica pois suas 
camadas de valências já estão 
praticamente completas. Ex.: Au, Ag, Pt 
 Complexos que apresentam poucos elétrons 
nas suas camadas de valência podem aceitar 
mais pares eletrônicos de ligantes e assim 
formam compostos com alto número de 
coordenação. Ex.: Elementos das séries 4d e 5d 
e elementos do bloco f. 
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Complexos – Constituição e geometria 
 O número de coordenação 2 
 Podem ser obtidos em soluções diluídas de ligantes e metais. Sua geometria é 
sempre do tipo linear (D∞h) e, metais do grupo 11 são exemplos típicos de 
íons que formam estetipo de composto. Compostos do tipo organomercúrio 
também comuns (H3C–Hg–CH3). 
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 O número de coordenação 3 
 Complexos com número de coordenação 3 (trigonal planos) são bastante 
raros, mas podem ocorrer quando ligantes volumosos são utilizados. 
Complexos – Constituição e geometria 
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 O número de coordenação 4 
 São inúmeros os compostos encontrados na literatura com número de 
coordenação 4, sendo basicamente divididos entre os de geometria 
tetraédrica ou quadrado-planares 
Complexos – Constituição e geometria 
Complexos tetraédricos são 
favorecidos quando o átomo central é 
pequeno e seus ligantes são volumosos 
(Cl-, Br-, I-). Esta geometria é comum 
para elementos da série 3d e elementos 
do bloco “s” e “p” e ainda para 
tetraoxoânions. 
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 O número de coordenação 4 
Complexos – Constituição e geometria 
Complexos quadrado-planares são raramente encontrados quando o átomo 
central é da série 3d (exceto o níquel “d8”) e elementos do bloco “s” e “p”. Já, para 
todos os elementos do grupo 10 (Ni, Pd e Pt) e ainda Rh+, Ir+ e Au+ esta geometria 
é extremamente favorável. 
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 O número de coordenação 5 
Complexos – Constituição e geometria 
 São menos comuns que os complexos tetra e hexacoordenados e, 
normalmente, adotam dois tipos básicos de geometria: bipirâmide trigonal ou 
pirâmide de base quadrada. 
 Distorções nestas geometrias são comuns para que haja minimização de 
energia. Em linhas gerais, compostos com arranjo de bipirâmide trigonal 
(menor repulsão) são mais estáveis que complexos quadrado planares. 
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 O número de coordenação 5 
Complexos – Constituição e geometria 
 A geometria de pirâmide de base quadrada é de extrema relevância biológica. 
Ligantes porfirínicos podem alojar o íon metálico e a quinta posição pode ser 
ocupada por um histidina (aminoácido). 
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 O número de coordenação 6 
Complexos – Constituição e geometria 
 É o número de coordenação mais comum para os complexos metálicos do 
bloco “d” podendo ainda ser encontrado em compostos dos blocos “s”, “p” e “f”. 
Majoritariamente, os compostos hexacoordenados são octaédricos. 
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 O número de coordenação 6 
Complexos – Constituição e geometria 
 As geometrias de prisma e antiprisma trigonal são raras, mas podem ser 
encontradas em compostos com centros metálicos de raio atômico significativo 
(séries 4 e 5d). 
[ReL6]
3+ 
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Complexos – Constituição e geometria 
 O número de coordenação 7 
 Complexos com número de coordenação 7 são encontrados para alguns 
metais da série 3d porém são bastante comuns para metais das séries 4 e 
5d, onde os átomos são maiores podendo acomodar mais que 6 ligantes. 
 Acima temos: bipirâmide pentagonal (esquerda), octaédrica 
monoencapuzada (centro) e prismatrigonal monoencapuzada (esquerda). 
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Complexos – Constituição e geometria 
 O número de coordenação 7 
 As geometrias encapuzadas são mais comuns, porém a de menor energia 
(menor repulsão) é a bipirâmide pentagonal. 
 Estas estruturas são altamente sensíveis a temperatura e podem se 
interconverter dinamicamente. 
[Ta(OH2)(L)]
3+ [W(CO)4Br3]
- [NbF7]
- 
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Complexos – Constituição e geometria 
 O número de coordenação 8 
 Podem ocorrer quando não há rigidez estereoquímica e assim, podem assumir 
a geometria antiprismática quadrada (esquerda) ou dodecaédrica (centro). 
A geometria cúbica (direita) é rara. 
[Zr(ox)4]
4- [Mo(CN)8]
3- [CsCl] 
Exemplos: 
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Complexos – Constituição e geometria 
 O número de coordenação 9 
 Este número de coordenação é particularmente importante para os elementos 
do bloco “ f ” pois seus raios significativamente grandes permitem a 
acomodação de vários ligantes. A geometria é dita prismatrigonal 
triencapuzada. 
 
[ReH9]
2- Complexo de Térbio (Tb) 
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Complexos – Constituição e geometria 
 Números de coordenação 10 e 12 
 Estes números de coordenação podem ser encontrados tipicamente em 
complexos do bloco “ f ” quando ligantes sem impedimento estérico 
significativo estão presentes. Metais dos blocos s, p e d são muito raros com 
esta geometria que recebe o nome de poliédrica. 
Exemplos: 
[Ce(NO3)6]
2- [Th(ox)4(OH2)2]
4- 
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