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Apostila de Inorgânica

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os colchetes: [Fe(CN)6]4–. 
Cada íon cianeto tem carga –1, o que leva ao estado de oxidação +2 para o ferro. Sendo 
seis o número de ligantes, usa-se o prefixo “hexa” antes de “ciano”, que é a nomenclatura 
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para o íon cianeto quando coordenado. Por se tratar de um ânion, é preciso adicionar o 
sufixo “ato” ao final do nome. 
 
Tabela 13. 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) Amino3 
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 etilenodiaminotetraacético, edta, permanece com o mesmo nome. 2 P(C6H5)3, PPh3 ou 
Pφ3. 3 Também se encontra o uso de “amin”. 4 Quando ligado pelo enxofre. 5 Quando ligado pelo 
nitrogênio. 6 Quando ligado pelo oxigênio. 7 Quando ligado pelo nitrogênio. 
 
9.3 – 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 pode-se ver na Figura 
64, existem 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 
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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 64. 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 65 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 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 65. 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 66. Neste caso de isomeria não é preciso acrescentar 
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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 66. 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)). 
 
9.4 – 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 67). Quando analisamos os cinco 
orbitais d, os dois que estão posicionados nos eixos ( 2y2xd − e 2zd ) aumentarão de 
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energia, enquanto os três entre os eixos (dXY, dXZ e dYZ) terão uma energia menor 
(Figura 68). 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). 
 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 +−= (30) 
 
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 −=⋅+⋅−= (31) 
 
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

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