Capítulo 20 Atkins

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Química de Coordenação
4ª aula: Estabilidade de Compostos de Coordenação
Profa. Izilda A. Bagatin
2
Estabilidade de Compostos de CoordenaEstabilidade de Compostos de Coordenaççãoão
Por que as moléculas de água (reação 1) e amônia (reação 
2) são substituídas por amônia e cloreto, respectivamente, 
nestas reações:
[Cu(H2O)6]2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 4H2O 
[Co(NH3)6]3+ + 3Cl- [Co(NH3)3Cl3] + 3NH3
Reação 1
Reação 2
3
Aspectos Termodinâmicos e CinAspectos Termodinâmicos e Cinééticosticos
Para a avaliação de reações químicas de Complexos é necessário 
considerar dois aspectos importantes:
• Termodinâmicos
• estáveis
• instáveis
• Cinéticos
• lábil 
• inertes
Por que?
• Porque uma reação pode ser termodinamicamente possível, mas 
pode ter restrições cinéticas.
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Estabilidade de Compostos de CoordenaEstabilidade de Compostos de Coordenaççãoão
a estabilidade de compostos de coordenação (complexos 
metálicos) é dado por duas diferentes variáveis: 
Estabilidade Termodinâmica:
Refere-se a mudança de energia partindo dos reagentes para os 
produtos.
A estabilidade dos complexos é determinada pela energia de ligação 
metal-ligante (M-L).
Estabilidade Cinética:
Refere-se a reatividade, geralmente substituição de ligantes. 
Desta forma,
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Aspectos TermodinâmicosAspectos Termodinâmicos
Os termos Termodinâmicos estável e instável estão relacionados 
a:
energia livre (G), 
entalpia (H)
e entropia (S) das reações que envolvem os complexos.
Por exemplo:
Reações com ΔG ° negativo, correspondem a constantes de 
equilíbrio elevadas em direção aos produtos, ou seja, os 
produtos são considerados mais estáveis que os reagentes
∆G° = -RTln(β)
∆G° = -2.303 RTlog10(β)
∆G° = ∆H° - T∆S°
∆G° é mais negativo quanto mais negativo for ∆H° ou quanto mais positivo 
for ∆S°
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Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
Constante de Formação ou Constante de estabilidade
A estabilidade termodinâmica de um composto de coordenação 
geralmente é expressa pela Constante de Equilíbrio (K) da reação.
Exemplo:
Um exemplo de equilíbrio de coordenação é a reação do Fe(II) com SCN-
para formar [Fe(SCN)(OH2)5]2+ (COMPLEXO VERMELHO usado para 
identificar o íon ferro (III) ou o íon tiocianato)
[Fe(OH2)6]3+ (aq) + SCN- (aq) [Fe(SCN)(OH2)5]2+ (aq) + H2O (l)
Assim, pode-se escrever a constante de equilíbrio para esta reação:
Kf = 
[Fe(SCN)(OH2)52+]
[Fe(OH2)63+][SCN-]
Observação: Nas expressões de constantes de equilíbrio e 
das velocidades de reação, os colchetes que são parte da 
fórmula dos complexos são omitidos; os colchetes 
empregados indicam a concentração molar da espécie.
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Kf = 
[Fe(SCN)(OH2)52+]
[Fe(OH2)63+][SCN-]
Kf é a constante de formação (constante de estabilidade) e indica a força de 
ligação do ligante em relação a H2O.
se:
Kf é grande – o ligante de entrada liga-se mais firmemente do que o H2O;
se:
Kf é pequeno – o ligante de entrada liga-se mais fracamente do que o H2O.
Como os valores de Kf podem variar numa faixa muito ampla, eles são 
normalmente expressos pelos seus logaritimos (log Kf).
Observação:
A concentração da H2O (solvente) não aparece na expressão 
da constante de equilíbrio porque esta é considerada 
constante e é absorvida em Kf. 
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
8
Todavia, uma reação nem sempre acontece em uma única etapa. A constante 
de equilíbrio é escrita para cada etapa.
Considere o exemplo:
Sumarizando:
O log (K) é diretamente proporcional a energia livre da reação.
∆G° = -RTln(β)
∆G° = -2.303 RTlog10(β)
∆G° = ∆H° - T∆S°
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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Substituição de moléculas de água por amônia em torno do íon Cu (II)
Se amônia é adicionada numa solução contendo íons de hexaaquacobre 
(II), [Cu(H2O)6]2+, 4 moléculas de água serão eventualmente substituídas 
por moléculas de amônia e forma: [Cu(NH3)4(H2O)2]2+. 
Isto pode ser escrito como uma reação de equilíbrio de coordenação 
mostrando o efeito total:
[Cu(H2O)6]2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 4H2O 
Exemplo:
Mas, a água é substituída pela amônia aos poucos, por isso escreve-se a 
reação de cada etapa (reação parcial) e obtêm-se as constantes de 
formação seqüenciais (Kfn, onde n = 1, 2, 3, 4, 5, etc.)
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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Reações Parciais:
[Cu(H2O)6]2+ + NH3 [Cu(NH3)(H2O)5]2+ + H2O 
[Cu(NH3)(H2O)5]2+ + NH3 [Cu(NH3)2(H2O)4]2+ + 2H2O 
[Cu(NH3)2(H2O)5]2+ + NH3 [Cu(NH3)3(H2O)3]2+ + 3H2O 
[Cu(NH3)3(H2O)5]2+ + NH3 [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 4H2O 
[Cu(H2O)6]2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 4H2O 
Reação Global
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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Constantes de formação sequenciais:
Kf1 = 
[Cu(NH3)(H2O)52+]
[Cu(H2O)62+] [NH3]
[Cu(H2O)6]2+ + NH3 [Cu(NH3)(H2O)5]2+ + H2O 
Kf1 = 1,78 x 104
• O valor da constante de equilíbrio é grande, sugerindo que tem fonte 
tendência para formar o íon complexo com uma molécula de amônia.
• O valor alto de uma constante de estabilidade mostra que o íon 
complexo é facilmente formado.
• Cada uma das reações parciais tem sua própria constante de 
estabilidade, Kf2, Kf3 e Kf4. 
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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[Cu(NH3)(H2O)5]2+ + NH3 [Cu(NH3)2(H2O)4]2+ + 2H2O 
Kf2 = 
[Cu(NH3)2(H2O)42+]
[Cu(NH3)(H2O)52+] [NH3]
Kf2 = 4,07 x 103
Constantes de formação de todas as etapas
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
13
Dado os valores da Kf, calcule a constante de formação global (βn ) da 
reação:
[Cu(H2O)6]2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 4H2O 
Constantes de formação de todas as etapas
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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[Cu(H2O)6]2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 4H2O 
Reação Global
A constante de formação global é dada por: βn
Onde, βn = Kf1Kf2….Kfn
βn = [Cu(NH3)4(H2O)4
2+]
[Cu(H2O)62+] [NH3]4
βn = 1,2 x 1013
Valores altos de βn indicam reações 
favoráveis - complexos estáveis;
Valores baixos βn indicam reações 
desfavoráveis – complexos instáveis. 
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
15
As constantes de formação seqüenciais seguem geralmente a ordem Kn > 
Kn+1
Este decréscimo sucessivo nos valores das constantes de formação 
seqüenciais é observada devidos diversos fatores: 
• Estatísticos – baseado nas razões dos números de ligantes disponíveis 
para a substituição, assumindo-se entalpia de reação como sendo 
constante.
• Aumento da interação estéreos
• Neutralização de carga (em caso de ligantes aniônicos)
Esta tendência geral também pode ser explicada simplesmente 
considerando-se o decréscimo do número de moléculas do ligante H2O 
disponíveis para a substituição na etapa de formação.
M(OH2)5L(aq) + L(aq) M(OH2)4L2(aq) + H2O (l)
M(OH2)4L2(aq) + L(aq) M(OH2)3L3(aq) + H2O (l)
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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Quando as constantes de formação sucessivas estão na ordem:
K1 > K2 > K3 > K4 > .......> Kn
o aumento do n° de L aumenta a importância do reverso das reações conforme n
aumenta; portanto, a entalpia (ΔH) não é muito afetada, a constante de equilíbrio diminui 
progressivamente em função do aumento de n, a favor dos reagentes.
Para a série do complexo [Ni(OH2)]2+ a [Ni(NH3)6]2+, a entalpia varia menos de 2 
kJ mol-1 (16,7 a 18,0 kJ mol-1).
Tabela: Constante de formação para Ni(II) aminas
n = NH3 pKf K Kn/Kn-1
1 -2,72 K = 102,72
2 -2,17 K = 102,17 0,28
3 -1,66 K = 101,66 0,31
4 -1,12 K = 101,12 0,29
5 -0,67 K = 100,67 0,35
6 -0,03 K = 100,03 0,20
pKf = - log K
-2,72 = - log K
log K = 2,72
K = 102,72
Logo, isso significa que a mudança estrutural e a ligação no centro metálico é poucopronunciada (pouco afetada). 
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Todavia, desvios podem ocorrer nesta seqüência e indicam uma 
significativa mudança na estrutura eletrônica do complexo à medida que 
ligantes são adicionados.
Exemplo: [Al(OH2)6-x(F)x](3-x)+
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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Compostos que há inversão na relação: Kn< Kn+1
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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Compostos que há inversão na relação: Kn< Kn+1
Fungindo à Regra
Mudanças ocorrem na ordem dos valores de Kn em uma reação por 
mudanças químicas e estruturais:
logKf1 = 4,2
logKf2 = 3,7
logKf3 = 9,3
[Fe(OH)6]2+(aq) + bipy(aq) [Fe(bipy)(OH2)4]2+(aq) + 2H2O(l)
[Fe(bipy)(OH2)4]2+(aq) + bipy(aq) [Fe(bipy)2(OH2)2]2+(aq) + 2H2O(l)
[Fe(bipy)2(OH2)2]2+(aq) + bipy(aq) [Fe(bipy)3]2+(aq) + 2H2O(l)
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
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[Fe(bipy)2(OH2)2]2+(aq) + bipy(aq) [Fe(bipy)3]2+(aq) + 2H2O(l)
Isso da indícios de mudanças significativas na estrutura eletrônica do 
complexo à medida que mais ligantes são adicionados.
[Fe(bipy)3]2+ É muito mais estável que [Fe(bipy)2(OH2)2]2+
• Isso pode ser correlacionado também pela alteração da 
configuração eletrônica;
• Ocorre um salto de um complexo de spin alto (campo fraco) par 
um de spin baixo (campo forte): 
[Fe(bipy)3]2+
[Fe(bipy)2(OH2)2]2+ t42ge2g
t62g
Ligante de campo forte
Ligante de campo fraco H2O
Fungindo à RegraEstabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
21
Ao contrário, a relação reversa Kn < Kn+1 (K5 < K6) indica maior mudança na estrutura 
e na ligação do metal central, quanto mais ligantes forem adicionados.
Ex: [Fe(bpy)3]2+ é mais estável que o [Fe(bpy)2L2]2+
d6
campo fraco
L = H2O
eg
t2g
d6
campo forte
L = bpy
eg
t2g
N
N N
N
N
N
H2
O
H2O OH2
OH2
H2O
H2O
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Complexos de Hg(II) com halogênio: diminuição abrupta no valor de Kf3
[Hg(OH2)6]2+ (aq) + Cl- (aq) [HgCl(OH2)5]+ (aq) + H2O 
Kf1 = 6,74
[HgCl(OH2)5]+ (aq) + Cl- (aq) [HgCl2(OH2)4] (aq) + H2O 
[HgCl2(OH2)4]+ (aq) + Cl- (aq) [HgCl3(OH2)]- (aq) + 3H2O 
Kf2 = 6,48
Kf3 = 0,85
Mudança na natureza 
do complexo – surge 
uma tetracoordenação
octaédrico tetraédrico
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
23
Constante de dissociação (Kd)
• É o inverso da constante de formação (Kf);
• Usada, geralmente, para saber a concentração do ligante necessária 
para produzir uma certa concentração de complexo: 
REAÇÃO: ML M + L
Kd = 
[M] [L]
[ML]
= 1/Kf1
• Para reação 1:1 – quando metade dos íons metálicos estiver 
complexado e metade não, ou seja, [M] = [ML], Kd1 = [L].
• Se [L] >> [M] tem uma mudança insignificante na concentração de L
quando M for adicionado e ocorrer complexação;
• Assim, Kd é a concentração de ligante necessária para se obter 50% de 
complexação.
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
24
Efeito Quelato
Efeito quelato é a maior estabilidade de um complexo contendo um ligante 
polidentado coordenado comparado com um complexo contendo o número 
equivalente de ligantes monodentados análogos.
Compare:
• Complexo quelato é três ordens de grandeza mais estável que o 
complexo não-quelato;
• O efeito quelato pode ser correlacionado primeiramente com as 
diferenças na entropia de reação entre os complexos quelato e não-
quelato em soluções diluídas. 
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
25
Efeito Quelato
Exemplo:
[Cu(en)(OH2)4]2+[Cu(NH3)2(OH2)4]2+
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
26
• Nas duas reações ligações Cu-N são formadas, mas a formação do 
quelato é nitidamente mais favorável. 
• A primeira tem a entropia de reação mais positiva e conseqüentemente o 
processo é mais favorável.
• A reação de quelação resulta em um aumento no número de moléculas 
independentes em solução.
Efeito Quelato
[Cu(OH2)6] + en [Cu(en)(OH2)4]2+ +2H2O
log K1 = 10,06 ΔH0 = -54 kJmol-1 ΔS0 = +23JK-1
[Cu(OH2)6] + 2NH3 [Cu(NH3)2(OH2)4]2+ +2H2O
log K1 = 7,7 ΔH0 = -46 kJmol-1 ΔS0 = -8,4JK-1
Entalpia 
relativamente 
similar
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
27
Qual complexo é mais estável: [Cu(en)(OH2)4]2+ ou [Cu(EDTA)]2-? 
Por que? 
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
28
[Cu(OH2)6]2+ + en [Cu(en)(OH2)4]2+ + 2H2O
[Cu(OH2)6]2+ + EDTA4- [Cu(EDTA)]2- + 6H2O
log Kf = 18,8
7 espécies –
entropia muito 
maior (maior 
desordem)
3 espécies –
entropia menor
2 espécies
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
29
Efeito Quelato: efeitos estéreos deslocalização eletrônica
• Habilidade para formar anéis com o centro metálico, melhorando a 
estabilidade.
• Os efeitos estéreos são importantes na formação dos quelatos e influencia nas 
constantes de formação porque o fechamento do anel pode ser geometricamente 
difícil.
• os anéis quelatos com cinco membros são geralmente estáveis, uma vez que seus 
ângulos de ligação são próximos do ideal no sentido que não existe tensão no anel.
• Anéis de seis membros são razoavelmente estáveis e podem ser favorecidos se 
sua formação resultar em uma deslocalização eletrônica.
• Os anéis quelatos com três membros, quatro e sete membros (ou maiores) são 
raramente encontrados, pois normalmente resultam em distorções dos ângulos de 
ligação e em interações espaciais desfavoráveis.
• Aumenta com o número de anéis
[Co(NH3)6]2+ < [Co(en)3]2+ < [Co(dien)2]2+
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
30
• Complexos contendo ligantes quelatos com estruturas eletrônicas 
deslocalizadas podem ser estabilizados por efeitos eletrônicos 
reforçando as vantagens da entropia de quelação.
• Adicionalmente, ligantes com anéis aromáticos podem comportar como 
aceptores π : capacidade que esses ligantes tem de receber elétrons 
provenientes do átomo central, estabelecendo ligações π (pi);
• O ligante tem orbitais π preenchidos e energias mais baixas do que os 
dos orbitais t2g do metal;
• O ligante tem também orbitais vazios que estão disponíveis para a 
ocupação (orbitais antiligantes, π* que se encontram acima em energia 
dos orbitais do metal d).
O ângulo pequeno da 
ligação bidentada, 
imposta por estes 
ligantes distorce a 
simetria octaédrica
Deslocalização eletrônicaEstabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
31
Efeito estEfeito estééricorico
Ligantes di-imínicos, tais como bipiridina e fenantrolina, formam anéis de 5 
membros quando ligados ao metal.
Anéis quelatos com 5 membros são mais estáveis. A maior estabilidade é devido à
formação de ligações π com os orbitais d do metal (além de agir como ácidos π e bases 
σ)
N
M
N
CC
N N N N
2,2'-bipy 1,10-fenantrolina
metal d5
π
σ
ligante
π
dz2
dx2-y2
dxy, dxz e dyz
32
Log K1 = 23.9 Log K1 = 28.0Muito mais estável
Efeito Macrocíclico
Menor mobilidade
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
33
Natureza do íon metálico
A ligação de um ligante ao metal depende do 
tamanho do íon metálico, sua carga e das 
propriedades (caráter doador/aceptor) do 
átomo doador e receptor(mole/duro).
• Para os íons dos metais alcalinos e 
elementos da primeira série de transição 
a tendência observada é:
Ba2+ < Sr2+ < Ca2+ < Mg2+ < Mn2+ < Fe2+ < Co2+
< Ni2+ < Cu2+ > Zn2+
• Esta série de Irving-Williams mostra a 
variação das constantes de estabilidade 
para os complexos de íons M2+.
• Íons pequenos, em geral, ligam a um 
dado ligante mais efetivamente.
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
34
Complexos com íons ferro e mesmo ligante
Quais complexos são mais estáveis, complexos com Fe2+ ou Fe3+? Por 
que?
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidadeTermodinâmica
35
E = ZA.ZB/4πεor
Efeito do aumenta da carga do metal
[M(H2O)n]z+ + OH- [M(H2O)n-1(OH)]z+ + H2O
Li+ < Mg2+ < Y3+ < Th4+
Fatores Eletrostáticos
A estabilidade de um complexo aumenta com aumento da carga do íon 
metálico (alto poder polarizante).
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
36
Caráter do átomo doador e receptor
• Os elementos receptores da classe (a) são os elementos mais eletropositivos que 
tendem a formar os seus compostos mais estáveis com ligantes que favorecem a 
ligação eletrostática e, assim, a sua estabilidade com os íons halogenetos segue a 
seguinte ordem:
F> Cl > Br >I 
• Os receptores da classe (b), por outro lado, são menos eletropositivos e têm 
orbitais d relativamente preenchidos e forma os complexos mais estáveis com 
ligantes que tem orbitais π vazios, disponíveis para acomodar alguma carga 
transferida dos orbitais d do metal. A ordem de estabilidade em relação aos 
halogenetos é, agora, a inversa:
F< Cl < Br < I 
Classe a (duros) Intermediários Classe b (moles)
Íons metálicos Íons metálicos Íons metálicos
Mn2+, Sc3+, Fe3+, Ti4+, 
Zr4+, Co3+, Cr3+, Y3+, 
Ln3+, Ac3+
Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+ Cu+, Ag+, Au+, Hg+, 
Pd2+, Pt2+, Hg2+, Rh+, Ir+
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
37
Qual dos complexos são mais estáveis? Por que? 
[FeF]2+ ou [HgF]+?
[FeBr]2+ ou [HgBr]+ ?
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
38
Qual dos complexos são mais estáveis? Por que? 
[FeF]2+ ou [HgF]+?
[FeBr]2+ ou [HgBr]+ ?
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
39
Ácidos duros formam complexos estáveis com bases duras.
Ácidos moles formam complexos estáveis com bases moles.
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
40
Estabilidade TermodinâmicaEstabilidade Termodinâmica
41
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
• As velocidades das reações são tão importantes quanto o equilíbrio na 
química de coordenação.
Por que alguns íons metálicos trocam de ligantes em segundos 
enquanto outros podem levar dias para fazer a mesma troca?
Lábil 
Inerte
Dois termos cinéticos sugerido 
por Henry Taube, Nobel de 
Química em 1983 por estudos 
de cinética de complexos
A velocidade com que um complexo converte-se em outro é governada pelo 
tamanho da barreira de energia de ativação que existe entre eles.
Por convenção: complexos que reagem completamente dentro de 1 minuto são 
considerados lábeis. Aqueles que reagem acima de 1 minuto são inerte (não lábil). 
42
Exemplos:
[Ni(OH2)6]2+ é um complexo lábil – possui uma meia vida da ordem de 
milisegundos antes que a água seja deslocada por uma base forte.
[Co(NH3)5(OH2)]3+ é um complexo não-lábil – a água permanece por vários 
minutos como ligante antes de ser deslocado por uma base forte.
Tempos de vida 
característicos para a 
troca de moléculas de 
água nos 
aquocomplexos
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
43
• Íons pequenos são frequentemente menos lábeis, pois eles 
possuem uma maior força de ligação M-L.
• Todos os íons complexos de metais do bloco s, exceto (Be2+ e 
Mg2+), são altamente lábeis.
• Todos os complexos de íons M(III) do bloco f são todos muito 
lábeis.
• Os complexos de íons d10 (Zn2+, Cd2+, Hg2+) são normalmente 
muito lábeis.
M+ > M2+ > M3+
As taxas de troca de ligantes são mais rápidos para cátions nesta 
ordem:
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
44
Reações de Substituição: labilidade dos complexos
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
45
Reações de Substituição: labilidade dos complexos
Grupo 1
- A labilidade aumenta ao descer no grupo.
Grupo 2
• A labilidade aumenta ao descer no grupo.
• Menos lábil que os elementos do grupo 1.
Grupo 11- 15
• Lábeis 
• íons pesados +2 (Hg2+ e Cd2+) são mais lábeis que os mais leves. 
(Zn2+) 
• elementos com cargas altas são menos lábeis (Al3+/Ga3+)
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
46
• Ao longo da série 3d, os complexos de íons M(II) do bloco d 
são geralmente moderadamente lábeis, estando os 
complexos de Cu(II) distorcidos entre os mais lábeis.
• Os complexos de metais d com configuração d3 e d6 de spin 
baixo (tais como os complexos de Cr (III), Fe (II) e Co (III) são 
geralmente não-lábeis, uma vez que apresentam valores 
elevados de EECL. 
• Os complexos quelato com a mesma configuração, tal como 
o [Fe(Phen)3]2+, são particularmente inertes.
• Os complexos com os elementos da segunda e terceira série 
de transição são mais cineticamente inertes que os 
correspondentes da primeira série.
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
47
A identidade dos ligantes também afetam a velocidade das reações.
Ligantes mais rígidos formam complexos mais estáveis
M L t½ Diferença
Cu2+ en 0.006 s
Cu2+ bipy 0.025 s x 3
Cu2+ spartiene 295 min x 106
Ni2+ dien 0.07 s
Ni2+ tach 7 min x (6 x 103)
Ni2+ TRI 90 days x 108
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
48
A troca de Ligantes neutros geralmente é mais rápida que ligantes 
carregados.
Fatores que afetam a labilidade dos complexos
• Mudanças nas condições
pH, temperatura, força iônica
• Mudanças nos ligantes 
ligantes neutros vs. ligantes carregados 
monodentados vs. multidentados
• Mudanças na acessibilidade
exposição ao solvente
Estabilidade CinEstabilidade Cinééticatica
49
Complexo Quelato
Quelato: múltiplos átomos doadores de um único ligante coordenado ao metal.
• Para a dissociação do íon metálico do EDTA a ligação de cada
átomo doador precisa ser rompida.
• Isto diminui a labilidade e aumenta a estabilidade do complexo.
Estabilidade Estabilidade CinCinééticatica