Compostos COORDENACAO

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QUÍMICA DOS COMPOSTOS 
DE COORDENAÇÃO
Prof. Paulo Cesar Souza Pereira, MSc
Química Geral
Agronomia
Eng. Química, Mecânica 
Cursos:
Disciplina:
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ - UEM
Complexos são espécies químicas formadas por um átomo
ou íon central, em torno do qual existem átomos doadores
de pares de elétrons (ligantes). 0
A quantidade de ligantes em torno do átomo central define
o número de coordenação e a geometria do complexo.
COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO (COMPLEXOS)
Ex: nº coordenação = 6
Geometria octaédrica
Complexos de coordenação são formados através de ligações
coordenadas, onde os ligantes atuam como base de Lewis e o
átomo central como ácidos de Lewis.
Ácido de Lewis: Receptor de par de elétrons.
Base de Lewis: Doador de par de elétrons.
A maior parte dos íons metálicos existe em água como [M(H2O)6]
n+.
Carga no íon complexo = carga no metal + cargas nos ligantes
O ÁTOMO CENTRAL SÃO ELEMENTOS METÁLICOS NA FORMA CATIÔNICA.
a maior parte são cátions de metais de 
transição
Metais de transição: possuem subcamadas d parcialmente preenchidas,
ou originam íons com subcamadas d parcialmente preenchidas
Espécies ligantes são sempre doadoras de elétrons :
MOLÉCULAS: contendo pares de 
elétrons não ligantes
ÂNIONS:
Regras:
– Para os sais, dê nome primeiramente ao ânion antes do cátion
precedido da preposição “de”.
Dentro do íon complexo, os ligantes recebem os nomes (em ordem
alfabética) antes do metal.
[Co(NH3)5Cl]
2+ pentaminoclorocobalto(III)
[Co(NH3)5Cl]Cl2 CLORETO DE
Nomenclatura de compostos de coordenação
– Se o complexo é um ânion, o nome termina em –ato.
– O estado de oxidação do metal é dado em números romanos entre
parênteses no final do nome do complexo.
Nomenclatura
ligantes aniônicos: terminam em o
ligantes neutros: são simplesmente o nome da molécula.
Exceções: H2O (aqua) e NH3 (amino).
Sais com ânion complexo
Sais com cátion complexo
- Hexacloroplatinato (IV) de potássio
- Hexacianoferrato (II) de amônio
- Hexacianoferrato (III) de sódio 
- Cloreto de diaminprata
- Sulfato de tetramincobre (II) 
Exemplos de Nomenclatura 
Exemplo: No íon complexo [Co(NH3)6]
3+, o íon Co3+ está rodeado por
seis ligantes NH3.
-O Íon Cobalto se comporta como um ácido de Lewis (espécies
receptoras de pares elétrons).
- Os Ligantes que são as moléculas de amônia se comportam como
bases de Lewis (espécies doadoras de pares de elétrons).
Portanto, complexos são compostos formados através de 
interações ácido-base de Lewis. 
Íon hexaminocobalto (III)
Um íon metálico central é rodeado por moléculas de água. As
moléculas de água (ligantes) se orientam de acordo com a
atração eletrostática entre a carga do íon (positivo) e os pares
de elétrons não compartilhados. Portanto, todos os ligantes
têm pares livres que são doados ao íon metálico.
Portanto uma ligação coordenada envolve doação de pares 
de elétrons livres dos ligantes para o metal.
Tetraaquocobre (II)
Os números de coordenação mais comuns são 4 e 6.
As geometrias mais comuns são: tetraédrica, quadrado 
planar ou octaédrica.
Geometria dos compostos de coordenação 
• Ligantes monodentados ligam-se através de apenas um átomo 
doador.
– Conseqüentemente, eles ocupam somente um sítio de 
coordenação.
Ligantes com apenas um átomo doador
Ligantes polidentados (ou agentes quelantes) ligam-se através
de mais de um átomo doador por ligante.
– Exemplo, etilenodiamina (en), H2N-H2C-CH2-NH2
Efeito Quelato forma complexos mais 
estáveis
A dissociação implica na ruptura de n 
ligações em vez de uma
Quelatos com duplas alternadas são mais estáveis devido
a distribuição da densidade eletrônica.
Ligantes com mais de um átomo doador (bidentado)
Ligantes Polidentados: 
EDTA (hexadentado) 
(EDTA - do inglês Ethylenediamine tetraacetic acid)
Magnetismo
• Muitos complexos de metais de transição são
paramagnéticos (têm elétrons desemparelhados).
• Existem algumas observações interessantes. 
Considere um íon metálico dos compostos a seguir:
[Co(CN)6]
3- - diamagnético
[CoF6]
3- - paramagnético
• Algum fenômeno está alterando a energia dos orbitais.
• Teorias de ligação tentam esclarecer a cor e o magnetismo
em complexos de metais de transição.
Mostre a formação dos complexos abaixo e diga se são
paramagnéticos ou diamagnéticos:
a) [Co(NO2)6]
4- Sendo NO2
- campo forte
[NiCl4]
2- Sendo Cl- campo fraco
[Co(CN)4]
2- Sendo CN- campo forte
b) 
c) 
[Co(NH3)6]
3+ Sendo NH3 campo forted) 
[Co(F)6]
3- Sendo F- campo fracoe) 
Teorias que falam das ligações em complexos de metais de transição
Cores dos complexos
Cores dos complexos
1- quando o objeto reflete ou transmite a luz daquela cor.
2- quando o objeto absorve a cor complementar.
Percebemos as cores em duas situações:
E = hν = h(c/λ)
O espectro abaixo foi obtido a partir de uma amostra de
[Ti(H2O)6]
3+ através de um espectrofotômetro. Tendo como
base o disco de Newton, qual é a cor desse complexo?
O íon complexo trans-[Co(NH3)4Cl2]
+ absorve luz basicamente
na região do vermelho (λmáx = 680 nm). Qual é a cor do
complexo?
Cores dos complexos
Por que ocorre 
mudança de cor?
[Cu(H2O)4]
2+
Cu2+
[Cu(NH3)4]
2+
Cu2+
H2O
NH3
As moléculas de 
NH3 deslocam as 
moléculas de H2O.
Como a força do
ligante é maior, a
energia da transição
eletrônica também é
maior.
Teorias que falam das ligações em complexos de metais de transição
1.Teoria da ligação de valência;
2.Teoria do campo cristalino;
3.Teoria do Orbital molecular.
Teoria do campo cristalino
Teoria do campo cristalino (TCC)
Por que a repulsão é maior em alguns orbitais do que em outros?
dz2 dx2-y2
dxy dxz dyz
Teoria do campo cristalino (TCC)
Supõe que a atração metal/ligante é puramente eletrostática. Contribuição
covalente é negligenciada.
Todos os orbitais d do orbital são degenerados. Quando os ligantes se
aproximam formando um campo simétrico os orbitais permanecem
degenerados, mas sua energia é aumentada devido a repulsão dos
elétrons dos ligantes e do metal.
Quando os ligantes de aproximam com um campo não simétrico, os
orbitais passam a ter energia diferente.
A maioria dos complexos de metais de transição tem 6 ou 4 ligantes,
formando geometrias octaédricas e tetraédricas. Quando esses ligantes
se aproximam com um campo assimétrico os orbitais não são
afetados igualmente pelo campo.
Complexos octaédricos: Repare na proximidade
das cargas (ligantes) com os orbitais
Lóbulos 
próximos das 
cargas
Maior repulsão
Lóbulos entre 
as cargas
Menor 
repulsão
Maior repulsão
A diferença de energia entre os níveis t2g e eg
EECC = -0,4 n(t2g) Δo + 0,6 n(eg) Δo
Complexo octaédrico
Energia de estabilização do 
campo cristalino
Complexo tetraédrico
EECC= - 0,6n(eg) + 0,4n(t2g) 
Os orbitais eg são estabilizados e os orbitais t2g são
desestabilizados em relação ao campo simétrico.
Ocorre justamente o contrário dos complexos
octaédricos.
Calculo da EECC em complexos octaédricos, com configuração
eletrônica d n – Alto spin (ligantes de campo fraco)
Calculo da EECC em complexos octaédricos, com configuração
eletrônica d n – Baixo spin (ligantes de campo forte)
A origem das cores dos complexos
Qual é a cor do [Ti(H2O)6]
3+?
Algo entre violeta 
e vermelho
A série espectroquímica
O ΔE e, consequentemente, a cor do complexo
depende da forca do ligante.
Configurações eletrônicas em complexos octaédricos
Campo fraco - spin alto
Δo pequeno
Campo forte – spin baixo
Δo grandeO desdobramento do campo cristalino é determinado pela força do
ligante. Um ligante de campo fraco causa um pequeno desdobramento
(pequeno ∆o). Nessas condições, é mais viável promover um quarto
elétron para o orbital eg do que emparelhar (energia de
emparelhamento, P, é mais alta), formando um complexo de spin alto
(maior número de elétrons desemparelhados). Por outro lado,
ligantes de campo forte promovem um grande desdobramento e a
energia de emparelhamento (P) é menor que a necessária para
promover um elétron do t2g para o eg. Forma-se um complexo de spin
baixo.
dz2 dx2y2
dxy dxz dyz
10 Dq = ∆o
0,4 ∆o
0,6 ∆o
eg
t2g
dz2 dx2y2
dxy dxz dyz
∆o
0,4 ∆o
0,6 ∆o
eg
t2g
dz2 dx2y2
dxy dxz dyz
∆o
0,4 ∆o
0,6 ∆o
eg
t2g
d6
d6
Campo fraco
Campo forte
EECC=-0,4(4)+0,6(2)= -0,4 ∆o + P
EECC=-0,4(6)+0,6(0)= -2,4∆o + 3P
Complexo de spin alto
Complexo de spin baixo
Metais e quelatos nos sistemas vivos
• Muitos quelantes naturais são desenvolvidos em torno da 
molécula de porfirina.
Duas importantes porfirinas são o
heme (Fe2+) e a clorofila (Mg2+)
A mioglobina é proteína contendo uma unidade heme, que
armazena o oxigênio.
Ligantes: 4 Nitrogênios porfirínicos;
Nitrogênio com anel;
Oxigênio. 
Metal central: Fe2+
Protoporfirina + Fe2+ = responsável pela 
cor vermelha do sangue 
Mioglobina e hemoglobina= transporte de oxigênio.
Transporte de oxigênio 
O quinto sítio de coordenação do Fe é ocupado pelo O2
O átomo de ferro é o responsável por manter o oxigênio
ligado à molécula e assegurar o transporte de oxigênio
no sangue .
Clorofila As ligações duplas alternadas dão à clorofila
sua cor verde (ela absorve luz vermelha)
Aplicações de 
complexos
QUÍMICA
Produtos de Limpeza: O EDTA é um agente
complexante capaz de formar quelatos com
metais como Ca2+ e criando um complexo iônico
solúvel evitando a fixação de cálcio em
tubulações e materiais. O nome quelato
provém da palavra grega chele, que significa
garra ou pinça, referindo-se à forma pela qual os
íons metálicos são “aprisionados” no composto.
Limpeza de Ferrugem: o óxido de ferro é insolúvel em água, mas dissolve – se
na presença de ácido oxálico dando origem ao íon complexo trioxalato ferrato
(III) [ Fe ( C2O4)3 ]
3 – que é solúvel.
MEDICINA
Muitos metais e seus derivados complexados tem ações e propriedades que os
tornam úteis como agentes terapêuticos.
Controle de Pressão Arterial: O complexo pentacianonitroferrato (II) é o único
complexo metal-nitrosila utilizado clinicamente para controlar a pressão arterial.
MEDICINA
Tratamentos Quimioterápicos: Um dos
complexos de maior sucesso na área da
terapêutica é a cisplatina [Pt(NH3)2Cl2].
Este complexo tem a capacidade de se ligar
às cadeias de DNA do núcleo das células
tumorais, inibindo sua proliferação.
Referências Bibliográficas
- BENITE, A. C. B.; MACHADO, S. P.; BARREIRO, E. J. Considerações sobre a Química
Bioinorgânica Medicinal. Revista Eletrônica de Farmácia, v. IV (2), p.131-142, 2007.
- BROWN, T. L., et al. QUÍMICA – Ciência Central, Sétima Edição, 1997.
http://www.chemguide.co.uk/inorganic/transition/copper.html