Estrutura da Matéria Aula 10

Prévia do material em texto

Ácidos e Bases de Lewis 
Estrutura da Matéria 
Aula 12 
Conceito de Arrhenius (1884) 
• “Substâncias ácidas são aquelas que 
em solução aquosa dissociam-se em 
íons hidrogênios (H+)” 
 
• “Substâncias básicas são aquelas que 
em solução aquosa dissociam-se em 
íons hidroxilas (OH-)” 
Conceito de Brønsted-Lowry (1923) 
• “Ácido é definido como um doador de próton 
e 
• base como um receptor de próton” 
 
 
• Esta definição tem uma importante 
implicação: Uma substância não pode atuar 
como ácido sem a presença de uma base para 
aceitar o próton, e vice-versa. 
Conceito de Brønsted-Lowry (1923) 
NH3 + H2O → NH4
+ + OH- 
NH4
+ + OH- → NH3 + H2O 
Base Àcido 
Base Àcido 
Conceito de Brønsted-Lowry (1923) 
Conceito de àcido- base conjugado 
Conceito de Lewis (1923) 
• O conceito de Brønsted-Lowry de ácidos e bases enfatiza a 
transferência de um próton entre as espécies. Porém, essa 
teoria falha ao tentar explicar reações entre substâncias onde 
não são transferidos prótons. 
• Essa deficiência foi remediada por um conceito mais amplo de 
acidez e basicidade introduzido por G. N. Lewis (o mesmo das 
estruturas). 
Ácido de Lewis é uma substância que atua como um receptor de par 
ou pares de elétrons, A 
Base de Lewis é uma substância que atua como um doador de par 
ou pares de elétrons, :B 
Base Àcido 
Compostos Deficientes em Elétrons: 
Exemplo: BF3 
Ácidos e Bases de Lewis 
Ácido de Lewis é uma substância que atua como um receptor de 
par ou pares de elétrons, A 
Base de Lewis é uma substância que atua como um doador de par 
ou pares de elétrons, :B 
• Compostos de Coordenação: 
• [Co(:OH2)6]
2+ 
• [C6H6Ag]
+ 
• Fe(CO)5 
• [Al(H2O)6]
3+ 
Ácidos e Bases de Lewis 
Quem são? 
Ácidos de Lewis Base de Lewis 
Próton: H+ 
Todo ácido de Brønsted-Lowry exibe acidez 
de Lewis 
Toda base de Brønsted-Lowry exibe 
basicidade de Lewis (pois um receptor de 
H+ é também um doador de par de 
elétrons) 
Cátions: Mn+ Ânions (:Cl-, :Br-, O2-) 
Espécies deficientes em elétrons: compostos 
de B, Al e restante 
do Grupo 13 
Espécies com elétrons π: 
Etileno, benzeno 
Espécies com carga positiva e espécies que 
podem expandir o octeto: 
BrF2
+, PF5 
Íons ou moléculas com pares de elétrons 
isolados 
(:OH2, :NH3, :CO:, :CN
-:) 
Ácidos e Bases de Lewis 
Uma molécula ou íon com o octeto completo pode se rearranjar para receber 
um par de elétrons. O=C=O + OH- 
+ :OH– 
Ácidos e Bases de Lewis 
Uma molécula ou íon pode expandir seu octeto para receber um par de elétrons: 
+ 2 (:F–) 
Uma molécula pode utilizar de seus orbitais moleculares antiligantes vazios 
para receber um par de elétrons. 
Ácidos e Bases de Lewis 
Representação por orbitais 
moleculares da interação orbital 
responsável pela formação de 
um complexo entre um ácido de 
Lewis A e uma base de Lewis :B 
Compostos Sem Deficiência em Elétrons: 
Exemplo: Br2 em acetona 
X2 (haleto) tem um orbital 2σu (ou 
4σ) vazio que pode aceitar um par 
de elétrons de solventes como 
acetona, etanol, formando um 
complexo 1:1 
Ácidos e Bases de Lewis 
Ácidos do Grupo do Boro (grupo 13) 
• Os haletos de B e de Al são os ácidos de Lewis mais conhecidos. 
•As moléculas planares BX3 e AlX3 têm octetos incompletos e o 
orbital p perpendicular ao plano pode aceitar um par de elétrons da 
base de Lewis: 
BF3 < BCl3 < BBr3 
Ordem crescente de acidez 
Grupo do Carbono (Silício e de Estanho) (grupo 14) 
•A ordem de acidez dos complexos SiX4 é: 
SiF4 > SiCl4 > SiBr4 > SiI4 Por quê? 
Eletronegatividade 
+ 2 (:F–) 
Grupo do Carbono (Silício e de Estanho) (grupo 14) 
SnCl2 (Pode atuar como ácido) 
 
SnCl2 + Cl
- : SnCl3
- 
: SnCl3
- + (CO)5Mn (CO)5Mn-SnCl3 
 
(Pode atuar como base) 
•A ordem de acidez dos complexos SnX4 é: 
SnF4 > SnCl4 > SnBr4 > SnI4 
Grupo do Nitrogênio e Oxigênio (grupos 15 e 16) 
Àcidos de Lewis do grupo 15 
Àcido Base 
Àcidos de Lewis do grupo 16 (podem ser ácidos ou bases) 
Àcido 
SO2 pode ser uma base 
doando o par isolado do S 
ou do O para um ácido de 
Lewis 
• Podem ser ÁCIDOS E BASES 
• ÁCIDOS porque possuem orbital anti-ligante vazio de baixa energia (Br2 e I2) 
X2 tem um orbital 2σu (ou 4σ) vazio 
que pode aceitar um par de elétrons 
de solventes como acetona, etanol, 
formando um complexo 1:1 
Grupo dos halogênios (grupo 17) 
O orbital onde o e- origina na transição é 
predominantemente o orbital do par isolado da base 
(cetona). O orbital para o qual a transição ocorre é o 
LUMO do ácido (Br2). Assim a transição transfere um 
e- da base para o ácido e é chamada de uma transição 
de transferência de carga. 
Br2 com butanona 
• BASE porque podem formar poli-iodetos 
• I2 (acido) + I
- 
(base) → I3- 
• I2 + I3
- → I5
- etc... 
Grupo dos halogênios 
Ácidos e Bases de Lewis 
Duros e Moles 
 
 
São identificados pelas tendências nas estabilidades nos 
complexos que formam 
Ácidos duros ---bases duras 
Ácidos moles ----- bases moles 
Dureza e Moleza 
Princípio de Pearson (REGRA EMPÍRICA): Ácidos duros preferem se ligar 
(ou coordenar-se) a Bases Duras. Ácidos Moles preferem se ligar (ou 
coordenar-se) a Bases Moles 
Propriedades Ácidos Duros Ácidos Moles Bases Moles Bases Duras 
Raio iônico (pm) < 90 >90 >170 ~120 
Carga (Nox) ≥ +3* ≤ +2 
Eletronegatividade 0,7-1,6 1,9-2,5 2,1-3,0 3,4-4,0 
Dureza e Moleza 
Propriedades Ácidos Duros Ácidos Moles Bases Moles Bases Duras 
Raio iônico (pm) < 90 >90 >170 ~120 
Carga (Nox) ≥ +3* ≤ +2 
Eletronegatividade 0,7-1,6 1,9-2,5 2,1-3,0 3,4-4,0 
Ácidos/Bases duros: espécies pequenas e pouco 
polarizáveis, alta densidade de carga. 
Ácidos/Bases macios: espécies grandes e muito 
polarizáveis, baixa densidade de carga. 
 Ácidos duros preferem ligar-se a bases duras. 
 Ácidos macios preferem ligar-se a bases moles. 
Ácidos e Bases Duros, Moles e 
Intermediários 
Huheey, 4ª ed, p. 347 
Shriver, 4ª ed, p. 155 
Teoria sobre dureza e moleza 
• Observações de Pearson são qualitativas na previsão da estabilidade 
• Uma explicação simples para interações DURO-DURO seria considerar esta 
como sendo principalmente eletrostática ou iônica. 
– A maioria dos ácidos e bases tipicamente duros são aqueles que formam ligações 
iônicas como Li+, Na+, K+ com F- e OH- 
• A estabilidade MOLE-MOLE pode ser explicada pelo caráter covalente da ligação, Ag+, 
Hg+ com Cl-, S2- 
• Por exemplo, cloreto de prata coloidal (AgCl) é um composto com elevado caráter 
covalente. 
Teoria ácido-base duro e mole -TOM 
• Duro-duro: diferença grande entre HOMO-base e LUMO-ácido, 
não ocorre interação. 
– Interação iônica 
 
 
 
 
• Mole-Mole: diferença pequena entre HOMO-base e LUMO-
ácido, ocorre interação. 
– Interação covalente 
HOMO-base 
LUMO-ácido 
HOMO-base 
LUMO-ácido 
Diferença grande 
Diferença pequena 
Exemplo 
Fenol: O ácido de Lewis C6H5OH (fenol) forma complexo através de ligação de 
hidrogênio mais estável com (C2H5)2O: do que com o (C2H5)2S: 
 
 
Oque se pode concluir com relação ao fenol?????? 
Resumo das Teorias Ácido-Base 
Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis 
• Todas definem o termo Ácido como qualquer espécie química que i) reage com 
base, ii) como doador de espécies positivas (o íon hidrogênio ou cátion) e iii) 
receptor de espécies negativas (um par de elétrons, ânions). 
• Uma Base é definida como qualquer espécie química que iv) reage com ácidos,v) 
doadora de espécies negativas (par de elétrons, ânions) e vi) receptora de espécies 
positivas (um íon H+, cátion) 
•Podemos generalizar todas as definições considerando a ACIDEZ como sendo 
um caráter positivo de uma espécie química que é diminuído pela reação com 
uma base; similarmente BASICIDADE é o caráter negativo de uma espécie que 
é diminuído pela reação com um ácido. 
Teoria do Campo Cristalino 
Complexos de Cobalto 
Cor em complexos metálicos 
Propriedades magnéticas 
Espectros eletrônicos 
[Ti(H2O)6]
3+ 
Como explicar ??????? 
Complexos metálicos 
 Sabemos que os ácidos de Lewis são receptores de pares de 
elétrons. 
Complexos de coordenação: compostos metálicos formados 
através de interações ácido-base de Lewis. 
Complexos: têm um íon metálico (pode ser no estado de 
oxidação zero) ligado a um número de ligantes. Íons 
complexos são carregados. 
 Exemplo, [Ag(NH3)2]
+ 
 Ligantes são bases de Lewis. 
Os colchetes envolvem o íon metálico e os ligantes. 
Teoria do Campo Cristalino 
A teoria do campo cristalino descreve a ligação em 
complexos metálicos d (metais de transição). 
A formação de um complexo é uma reação ácido-base de 
Lewis. 
Complexos metálicos: 
Desenvolvimento histórico 
CrCl3.nNH3 CrCl3 - 
estável 
nNH3 - estável + 
Foram chamados de 
compostos complexos 
~1798 - Tassaert 
E muitos outros complexos amínicos foram preparados (variando o metal) e 
eram identificados pela coloração. Nenhuma explicação razoável de como se 
formavam e porque apresentavam coloração foi encontrada durante 100 
anos......... 
CoCl3.6NH3 - amarelo 
CoCl3.5NH3 - roxo 
CoCl3.4NH3 - verde 
Preparou-se também complexos de Co 
A coloração chamava muita atenção 
 
Desenvolvimento da química de coordenação: teoria de Werner (1893) 
 
 Werner descobriu que um total de seis ligantes estavam ligados ao Co 
central. 
 Todos os complexos de Co eram derivados de CoCl3.6NH3
.
 
 Ele deduziu que os ligantes NH3 estavam ligados covalentemente ao íon 
central de Co3+. 
 A cada retirada de 1 NH3 Cl
- alterava o comportamento (necessária 
para manter o mesmo no de vizinhos) 
 Postulou que deveria existir diferentes Cl- no complexo: ligado 
diretamente ou não ao metal. 
 Passou a representar estes complexos por: 
 [Co(NH3)6]Cl3 
 [Co(NH3)5Cl]Cl2 
 [Co(NH3)4Cl2]Cl 
 [Co(NH3)3Cl3] 
Cl- fora do colchete 
 reage com a Ag+ e 
dentro do colchete não reage. 
Desenvolvimento da química de coordenação: teoria de Werner 
 
Faltava explicar a coloração destes complexos 
  No caso do CoCl3·4NH3, existem dois isômeros para os ligantes 
de Cl ligados ao Co. 
Na década de 50 com Ilse, Hartman, Orgel, Moffitt, 
Ballhausen, Jorgensen, dentre outros a TCC foi 
utilizada com sucesso para explicar: 
 a cor 
 propriedades magnéticas 
 espectro eletrônico (Uv-Vis) 
 e de ressonância paramagnética eletrônica (RPE) de 
compostos de coordenação de metais de transição. 
Desenvolvimento da Teoria do Campo Cristalino 
     Orbitais d do Fe
3+ (d5) os 5 orbitais apresentam 
a mesma energia 
Os 5 orbitais d vão 
"sentir" da mesma forma 
a presença 
dos ligantes CN ??? 
Fe3+ 
CN 
CN 
NC 
NC 
CN 
CN 
x y 
z 
Complexo Octaédrico 
Degenerados 
Teoria do Campo Cristalino 
Compostos octaédricos 
 Elétrons nos dois orbitais d (dz2 e dx2-y2) apontam diretamente ao 
longo do eixo cartesiano e diretamente para os ligantes, este são 
normalmente de simetria eg (duplamente degenerado). 
 
 Em um campo octaédrico, a 
degenerecência dos cinco orbitais d é 
suspensa. 
A energia dos 5 orbitais d não é 
mais a mesma 
Forma dos orbitais d 
Ligantes (bolas azuis) ao redor de um ion metálico com seus orbitais d 
Interação menor com os 
ligantes – energia menor 
Interação maior com os 
ligantes – energia maior 
Teoria do Campo Cristalino 
Teoria do Campo Cristalino 
 O íon metálico do complexo tem uma energia menor do que o 
metal e os ligantes separados. 
 Entretanto, existem algumas repulsões ligante-elétron d que 
ocorrem, uma vez que o metal tem orbitais d parcialmente 
preenchidos. 
 Em compostos Octaédricos, esses elétrons (eg) são repelidos mais 
fortemente pela carga negativa nos ligantes que os elétrons nos outros 
três orbitais d (dxy, dyz, dzx – simetria t2g (triplamente degenerado)). 
Teoria do Campo Cristalino 
 
 Ambos os elétrons na ligação vêm do ligante e são doados para 
um orbital vazio hibridizado no metal. 
 Hipótese da teoria do campo cristalino: a interação entre o ligante 
e o metal é eletrostática. 
 Quanto mais diretamente o ligante ataca o orbital do metal, maior é 
a energia do orbital d. 
 A ligação que resulta é fortemente polar, de certo caráter 
covalente. 
 Mas, como é feito no modelo TCC, em geral é suficiente supor que 
a interação é inteiramente eletrostática. 
diagrama de níveis de energia: campo octaédrico 
 
 Em um campo octaédrico, os cinco orbitais d não têm a mesma energia: os 
orbitais eg têm mais energia do que os orbitais t2g. 
 A distância em energia entre eles é chamada de parâmetro de 
desdobramento do campo ligante, Δ (Δo para campo octaédrico) ou 10Dq. 
 O campo cristalino desdobra-se em energia. 
dx2-y2 dz2 dxy dxz dyz 
10Dq 
dx2-y2 dz2 
eg 
6Dq 
dxy dxz dyz t2g 
4Dq 
Campo octaédrico 
 
 Os três orbitais t2g têm energia 2/5Δo (– 0,4 ou – 4 Dq) abaixo da energia média 
dos orbitais d. 
 Os dois orbitais eg têm energia 3/5 Δo (0,6 ou 6Dq) acima da média dos orbitais 
d. 
 
 
 
 
 
 A energia resultante de uma configuração t2geg em relação à energia média dos 
orbitais é a energia de estabilização do campo ligante (EECL). 
EECL(ocataédrico) = (- 0,4x + 0,6y) Δoctraedro 
(x e y são os nos de elétrons que ocupam os orbitais t2g e eg, respectivamente 
Δo = 10 Dq 
Ambiente esférico: 
aproximação dos 
ligantes: repulsão entre 
seus elétrons e os 
elétrons dos orbitais do 
metal (aumento de 
energia dos orbitais d) 
Exemplo de um complexo octaédrico 
 íon hexaquatitânio: [Ti(H2O)6]
3+ 
 O Ti3+ é um íon metálico d1. 
 Conseqüentemente, o elétron está em um orbital de baixa energia. 
 Para o Ti3+, a diferença entre os níveis de energia, Δo é da ordem do 
comprimento de onda da luz visível. 
EECL[Ti(H2O)6]3+ = - 0,4 Δo 
 
EECL(ocataédrico) = (- 0,4x1 + 0,6y) Δo 
EECL[Ti(H2O)6]3+ = 0,4 Δo 
 (resultado expresso em módulo) 
Espectro de absorção [Ti(H2O)6]
3+ 
 O único elétron d do complexo [Ti(H2O)6]
3+ pode ser excitado do orbital t2g 
para um dos orbitais eg se absorver um fóton de energia o. 
 
 
 Transição d-d é a origem de grande parte 
das cores dos complexos. 
Espectro de absorção óptico 
do [Ti(H2O)6]
3+ 
Outros Exemplos 
  
  
E 
+ 0,6 Δo 
eg 
t2g 
dz2 dx2-y2 
dxy dxz dyz - 0,4 Δo 
Configuração eletrônica d2 
Ex: [V(H2O)6]
3+ 
Calcule a EECC 
EECL[V(H2O)6]3+ = - 0,8 Δo 
 
EECL(ocataédrico) = (- 0,4x2 + 0,6y) Δo 
EECL[V(H2O)6]3+ = 0,8 Δo 
 
Outros Exemplos 
Configuração eletrônica d3 
Ex: [Cr(H2O)6]
3+ 
   
   
+ 0,6 Δo 
eg 
t2g 
dz2 dx2-y2 
dxy dxz dyz - 0,4 Δo 
E 
Calcule a EECC 
Como fica uma 
configuração d4 ? 
EECLCr(H2O)6]3+= 1,2 Δo 
 
EECL(ocataédrico) = (- 0,4x3 + 0,6y) Δo 
Configurações acima de d3 a distribuição irá depender da 
magnitude de 0 e P (energia para que ocorra emparelhamento) 
 - Se Δ0 < P ; o elétron vai para o orbital eg e o complexo édenominado de spin 
alto (campo fraco) 
 
 - Se Δ0 > P ; o elétron emparelha no orbital t2g e o complexo é denominado de 
spin baixo (campo forte) 
   
 
Δo = 10 Dq 
Complexo de spin alto 
Campo fraco 
eg 
t2g 
   
Δo = 10 Dq 
Complexo de spin baixo 
Campo forte 
eg 
t2g 
Complexos octaédricos de campo fraco e forte 
 Os ligantes de campo fraco tendem a favorecer a adição de elétrons a 
orbitais de energia mais alta (complexos de spin alto) porque Δ < energia 
de emparelhamento (P). 
 
 Os ligantes de campo forte tendem a favorecer a adição de elétrons a 
orbitais de energia mais baixa (complexos de spin baixo) porque Δ > P. 
 
- campo fraco – pequenos desdobramentos do campo ligante – absorve 
radiação de energia mais baixa – maior comprimento de onda. 
- campo forte – grandes desdobramentos do campo ligante – absorve 
radiação de alta energia - menor comprimento de onda. 
 
Complexos octaédricos de campo forte 
 
10Dq > P 
Energia entre t2g e eg é grande: é mais fácil emparelhar os elétrons 
Complexos octaédricos de campo fraco 
10Dq < P 
Energia entre t2g e eg é pequena: é mais fácil adicionar o elétron no eg 
Série Espectroquímica 
 Os diferentes ligantes afetam os orbitais d de um determinado átomo ou 
íon de metal em graus diferentes, portanto, produzem diferentes 
desdobramentos do campo ligante. 
Ligantes 
Ligantes de campo fraco: provoca desdobramento pequeno do campo ligante. 
Ligantes de campo forte: provoca um desdobramento maior do campo ligante. 
Cor dos complexos 
 A cor de um complexo depende da ordem de grandeza de  que, 
por sua vez, depende do metal e dos tipos de ligantes. 
[Fe(H2O)6]
3+ 
violeta claro 
 
[Cr(H2O)6]
3+ 
violeta 
Complexos octaédricos de Cromo 
Exemplo: 
 Quando o Cr3+ deixa de ser atacado por um ligante de campo fraco e é 
atacado por um ligante de campo forte,  (ou 10Dq) aumenta. 
Δo = hν 
 
λ= c/  
(c = veloc. da luz =2,998x108 m.s-1) 
 
 
 = c/ λ 
 
Δo = h.c/ λ 
 
Δo = N.h.c/ λ (N número de Avogrado 
6,022x1023) 
 
Unidade de Δo (J mol
-1) 
 
 
 
 
Δo é igual a energia de 1 fóton = h (h = 
constante de Plank (6,626x10-34 J.s e  
= frequência) 
Cores complementares 
Cor 
absorvida 
Cor 
observada 
 
 
 
Cor Comprimento de onda λ 
 Nanômetro (nm) 
 
Violeta 400 a 446 
Azul 446 a 500 
Verde 500 a 578 
Amarelo 578 a 592 
Laranja 592 a 620 
Vermelho 620 a 700 
 
 
 
Relação entre cores absorvidas e complementares 
 
 
Configuração eletrônica para situação de campo forte 
 
 
Configuração eletrônica para situação de campo fraco 
 
Complexos tetraédricos e quadráticos planos 
Complexos tetraédricos 
 No complexo tetraédrico os três orbitais t2 apontam mais diretamente 
para os ligantes do que orbitais e2. 
 Consequência: os orbitais t2 têm energia maior do que orbitais e2. 
Campo tetraédrico 
 Desdobramento em ambiente tetraédrico é menor do que em octaédrico, 
por 2 razões: 
 4 ligantes ao invés de 6 (menos ligantes repelindo os orbitais d); 
 Direção dos ligantes não coincide exatamente com a direção de nenhum 
dos orbitais. 
 Os complexos tetraédricos são quase sempre de spin alto devido os 
desdobramentos de um campo ligante serem menores 
Em geral: 
EECLtetraedro= (+0,4x - 0,6y) 
 Δtetraedro 
t2 t2 
e2 
EECLtetraedro= (+0,4x1 - 0,6x2 Δt 
 
 
EECLtetraedro= 0,8 Δt 
Configuração eletrônica dos complexos d 
Spin baixo 
 
Spin alto 
Complexos octaédricos Complexos tetraédricos 
Número de 
elétrons d 
Configuração 
Energias de estabilização do campo ligante 
(valores absolutos)* 
 
Fatores que afetam a magnitude de 10Dq 
 
 carga do metal 
 
 número de ligantes e geometria 
 
 natureza do metal 
 
 natureza do ligante 
 
Efeito da carga do metal 
 
Maior a carga do metal 
Maior a atração com os ligantes 
Maior é a perturbação 
 nos orbitais d do metal 
 
Efeito do número de ligantes e geometria 
 
Efeito da natureza do metal 
Complexos quadráticos planos 
 Complexos quadráticos planos podem ser pensados como a seguir: 
comece com um complexo octaédrico e remova dois ligantes ao longo 
do eixo z. 
 
 
 
 
 Como conseqüência, os quatro ligantes no plano são puxados para 
dentro do metal. 
 Em relação ao campo octaédrico, o orbital é enormemente reduzido em 
energia, os orbitais dyz, e dxz reduzem-se em energia, os orbitais dxy, 
elevam-se em energia. 
Quando a distorção tetragonal é muito grande o orbital dz2 tem menor 
energia que o dxy. 
 Ex: [Ni(CN)4]
2- 3d8 
 
 [PdCl4]
2- 4d8 
 
 [PtCl4]
2- 5d8 
 
 [Cu(dmg)2] 3d
9 
 
 [Co(tpp)] 3d7 
 
Exemplos mais importantes 
são encontrados em catálise 
 
Para o [PdCl4]
2-, o orbital dz2 
tem menor energia que o 
orbital dxz e todos os 
complexos de Pt2+ e Au3+ são 
quadrado-planares. 
Geometria quadrada plana 
 Os complexos quadrado plano são característicos de íons metálicos d8. 
 a maioria dos complexos é de spin baixo (ex: diamagnético). 
Exemplos: Pd2+, Pt2+, Ir+ e Au3+. 
Propriedades Magnéticas dos complexos 
 Complexos diamagnéticos não têm elétrons desemparelhados e são 
repelidos por um campo magnético. 
 Complexos paramagnéticos têm elétrons desemparelhados e são 
atraídos por um campo magnético. 
Propriedades magnéticas 
 Complexos de spin alto têm mais elétrons desemparelhados do que de 
spin baixo. 
 Portanto, complexos de spin alto são mais paramagnéticos e são 
atraídos mais fortemente pelo campo magnético. 
 
 
 
μ = momento magnético 
μB = magneton Bohr (9,274 x 10
-24 JT-1) 
N = número de elétrons desemparelhados 
Momento magnético calculado 
Espectro de Radiação Eletromagnética 
Região Comp. Onda 
(Angstroms) 
Comp. Onda 
(centímetros) 
Frequência 
(Hz) 
Energia 
(eV) 
Rádio > 109 > 10 < 3 x 109 < 10-5 
Micro-ondas 109 - 106 10 - 0.01 3 x 109 - 3 x 1012 10-5 - 0.01 
Infra-vermelho 106 - 7000 0.01 - 7 x 10-5 3 x 1012 - 4.3 x 1014 0.01 - 2 
Visível 7000 - 4000 7 x 10-5 - 4 x 10-5 4.3 x 1014 - 7.5 x 1014 2 - 3 
Ultravioleta 4000 - 10 4 x 10-5 - 10-7 7.5 x 1014 - 3 x 1017 3 - 103 
Raios X 10 - 0.1 10-7 - 10-9 3 x 1017 - 3 x 1019 103 - 105 
Raios Gama < 0.1 < 10-9 > 3 x 1019 > 105