Química Inorgânica - Apostila - 2ª Área

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 FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
As forças de atração intermoleculares são de extrema importância na determinação de 
propriedades físicas dos compostos. Os aspectos importantes de cada tipo de força são: 
- intensidade relativa 
- diminuição da intensidade da força com o aumento da distância 
- se a força é direcional ou não-direcional 
 
TIPO DE FORÇAS QUÍMICAS 
 
a) Ligação Covalente 
- Fortemente direcional: depende da interpenetração de nuvens eletrônicas 
- Força muito forte: da ordem de 250 a 400 kJ/mol 
 
b) Ligação Iônica 
- Força não direcional: atração eletrostática igual em qualquer direção 
- Força muito forte: mesma ordem de grandeza da Ligação Covalente 
- Longo alcance 
 Epar iônico = - │Z
+│.│Z-│. e2 / 40r → E 1 / r 
 
c) Força Íon – Dipolo 
Foi definido  como Momento de Dipolo Elétrico de uma molécula polar. Quando uma 
molécula polar é colocada em um campo elétrico de um íon, seu dipolo tende a se alinhar. 
- Força direcional: íon atrai polo de carga oposta do dipolo 
- São mais fracas que a ligação iônica e diminuem mais rapidamente com a distância. 
 E = - │Z±│.  / 40r
2 → E 1 / r2 
- Forças importantes em soluções de compostos iônicos em solventes polares. 
 
d) Forças de Van der Waals 
 
d1) Interação Dipolo-Dipolo – Força de Debye 
- Força direcional, moderadamente forte e de alcance pequeno. 
 E = - 1.2 / 20r
3 → E 1 / r3 
- Orientação dos dipolos somente em situações em que a energia atrativa é maior que a energia 
térmica, que é o que ocorre em temperatura ambiente para sólidos e líquidos. 
 
d2) Interação Dipolo-Dipolo Induzido 
1º) Uma partícula carregada, como um íon, colocada na vizinhança de uma molécula 
apolar vai provocar uma distorção da nuvem eletrônica da molécula apolar. A polarização da espécie 
apolar depende da sua polarizabilidade () e do campo polarizador do íon (Z±). 
 E = - │Z±│2.  / 20r
4 → E 1 / r4 
2º) Da mesma maneira, um dipolo pode produzir uma separação de cargas (dipolo 
induzido) na espécie apolar. 
 E = - 2 / 20r
6 → E 1 / r6 
Ambas as interações são muito fracas, pois as polarizabilidades da maioria das 
espécies não são grandes. São efetivas em distâncias muito curtas. Sua importância está limitada a 
situações de compostos iônicos ou polares em solventes apolares. 
 
d3) Interações Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido – Forças de London ou Forças 
de Dispersão 
Mesmo em átomos neutros ou moléculas apolares, dipolos instantâneos podem surgir 
devido a um desbalanço momentâneo na distribuição eletrônica. A flutuação da densidade eletrônica 
gera uma polaridade instantânea (Momento Dipolar Instantâneo Médio = ’) que pode induzir dipolos 
em átomos ou moléculas adjacentes. 
2 
 
E = - ’2 .  / 20r
6 → E 1 / r6 
Quanto mais volumosa a espécie, maior a sua capacidade de sofrer separação de 
cargas, ou polarização. 
“A capacidade de polarização ou polarizabilidade de uma espécie será tanto maior 
quanto maior for seu volume atômico ou molecular. Quanto maior o número de elétrons, maior a 
probabilidade de ocorrer momentaneamente uma distribuição desigual da densidade eletrônica”. 
 
Esta é a mais fraca de todas as forças atrativas de interesse químico e é de muito curto 
alcance. Como é diretamente proporcional a , as Forças de London aumentam com o volume 
molecular e o número de elétrons polarizáveis. 
 
OBS: Qualquer molécula polar ou apolar é suscetível a polarizabilidade induzida. 
Portanto, as interações do tipo Dipolo – Dipolo Induzido e Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido sempre 
estarão presente, mesmo em meios predominantemente polares. Como essas forças são muito fracas, 
elas podem ser mascaradas pelas forças de Debye e, portanto, não serem detectadas. 
 
e) Forças Repulsivas 
Em oposição às forças atrativas, estão as forças resultantes da repulsão núcleo/núcleo e, 
mais importante, repulsão dos elétrons mais externos. Em distâncias interatômicas extremamente 
pequenas, as nuvens eletrônicas internas dos átomos que estão interagindo começam a se 
interpenetrar e ocorre repulsão. 
 Erepulsão = + k / r
n k = constante; n = valor elevado 
As forças repulsivas somente ocorrem em distâncias extremamente pequenas. 
 
 
RESUMO 
 
Tipo de Interação Força Energia em função da distância 
Ligação Covalente Muito Forte Complexa, mas comparativamente de longo alcance 
Ligação Iônica Muito Forte 1 / r → comparativament longo alcance 
Íon-Dipolo Forte 1 / r
2
 → alcance pequeno 
Dipolo-Dipolo Moderadamente Forte 1 / r
3
 → alcance pequeno 
Íon-Dipolo Induzido Fraca 1 / r
4
 → alcance muito pequeno 
Dipolo-Dipolo Induzido Muito Fraca 1 / r
6
 → alcance extremamente pequeno 
Forças de London Muito Fraca 1 / r
6
 → alcance extremamente pequeno 
 
f) Ligações de Hidrogênio 
São situações extremas da interação Dipolo-Dipolo. Podem ser observadas em espécies 
que contém hidrogênio ligado aos elementos F, O ou N (elementos pequenos e muito eletronegativos). 
Como esses elementos são muito eletronegativos, a ligação covalente fica muito polarizada o que faz 
com que o hidrogênio interaja fortemente com o outro átomo dos elementos F, O ou N, também 
polarizados, na molécula vizinha ou, em alguns, casos na mesma molécula. 
H----F - - - - H----F ---- Ligação covalente - - - - Ligação de H E ~115 kJ/mol 
 
As energias envolvidas nas ligações de H são elevadas e são quase da ordem de 
grandeza de uma ligação química. As ligações de H provocam elevação do Ponto de Fusão e Ebulição 
nas espécies em que esta interação existe. 
 
Nº de e- PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC) 
10 CH4 - 162 NH3 - 33 * H2O + 100 * HF + 20 * 
18 SiH4 - 112 PH3 -87 H2S - 61 HCl - 85 
36 GeH4 - 90 AsH3 - 55 H2Se - 41 HBr - 67 
54 SnH4 - 52 SbH3 - 18 H2Te - 2 HI - 35 
* Existência de Ligações de H 
3 
 
OBS: com o aumento do nº de elétrons, aumenta a intensidade das Forças de London devido ao 
aumento da polarizabilidade. 
As Ligações de Hidrogênio podem ser: 
- Intermoleculares 
- Intramoleculares 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES - Exercícios 
 
1) Qual composto tem ponto de ebulição maior: éter etílico ou butanol? Ambos têm fórmula C4H10O, 
mas suas fórmulas estruturais são diferentes, conforme pode-se ver a seguir. Justifique. 
CH3CH2OCH2CH3 (éter etílico) CH3CH2CH2CH2OH (butanol) 
 
2) Comparar e explicar os valores das energias de sublimação dos compostos abaixo, através das 
interações intermoleculares: 
__________Massa Molar Volume Molar das Moléculas Energia de Sublimação 
Cl2 71 g/mol 34,5 cm
3/mol 7,43 kcal/mol 
CO 28 g/mol 25,7 cm3/mol 1,90 kcal/mol 
NH3 17 g/mol 20,7 cm
3/mol 7,14kcal/mol . 
 
3) Considere as seguintes substâncias: HF, HCl, CCl4, CH3CH2OH, e CS2. 
Em quais delas estão presentes forças intermoleculares do mesmo tipo? 
 
4) Os hidretos da família do carbono e os da família do nitrogênio têm os pontos de ebulição: 
C N 
C H4 Teb = -164ºC NH3 Teb = -33ºC 
SiH4 Teb = -112ºC PH3 Teb = -88ºC 
GeH4 Teb = -88ºC AsH3 Teb = -55ºC 
SnH4 Teb = -52ºC SbH3 Teb = -17ºC 
Explique o seguinte: 
a) A tendência geral dos pontos de ebulição dos hidretos binários. 
b) O ponto de ebulição excepcionalmente elevado da amônia 
c) O fato dos hidretos da família do nitrogênio terem pontos de ebulição notavelmente mais elevados 
que os da família do carbono. 
 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES – Respostas 
 
1) Éter etílico: CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 Butanol: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH 
Éter etílico é apolar e só tem interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. Butanol tem um 
grupo hidroxila e pode interagir porpontes de hidrogênio. Logo, o butanol tem maior ponto de ebulição. 
2) Cl2 – Molécula Apolar; interações por Forças de London. Mas como tem grande volume, as 
moléculas são bastante polarizáveis, o que eleva a Energia de Sublimação. 
CO – Molécula Polar; interações do tipo Dipolo-Dipolo que são moderadamente fortes. Mas as 
moléculas tem pequeno volume e são muito pouco polarizáveis o que contribui para uma baixa Energia 
de Sublimação. 
NH3 – Molécula Polar; interações por Pontes de H. Apesar do pequeno volume das moléculas e da 
baixa polarizabilidade as interações fortes contribuem para uma elevada Energia de Sublimação. 
3) a) HF, HCl, e CH3 – CH2 – OH: são polares, com forças de interação Dipolo-Dipolo (OBS: HF e 
CH3 – CH2 – OH tem Pontes de H). 
 b) CCl4 e CS2: são apolares com forças de interação Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido (Forças 
de London). 
4 
 
4) a) Família do C: moléculas apolares; Forças de London – Ponto de ebulição aumenta com a 
polarizabilidade 
 Família do N: moléculas polares; Interações Dipolo-Dipolo – Ponto de Ebulição aumenta com a 
polarizabilidade 
b) NH3 tem massa molar pequena e baixa polarizabilidade, mas tem interações Dipolo-Dipolo fortes 
do tipo Pontes de H, o que eleva o Ponto de Ebulição. 
c) Os hidretos da família do C são apolares enquanto os hidretos da família do N são polares. 
Então, quando as massas molares forem próximas e as polarizabilidades semelhantes, os 
compostos polares terão mais alto Ponto de Ebulição. 
 
 
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 COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
 
Complexo: não é possível dar uma definição exata do que seja um composto de coordenação 
(ou complexo), mas pode-se dizer que ele apresenta uma espécie central ligada a íons ou 
moléculas denominadas ligantes, formando uma ligação covalente coordenada (dativa). 
 
 Espécie central: cátion, ânion ou átomo neutro (na maioria das vezes um metal de 
transição) que são capazes de aceitar elétrons dos ligantes (ácidos de Lewis) 
 
 Ligantes: íons ou moléculas que tem a capacidade de doar elétrons para o átomo central 
(bases de Lewis) 
 
Os compostos de coordenação podem ser: 
 Neutros: [Ni(CO)4] 
 Iônicos: K4 [Fe(CN)6], [Cu(H2O)4]SO4 
 
 
 
TEORIA DE WERNER 
 
 A teoria de Werner, proposta em 1893, foi a 1ª tentativa de explicar a ligação existente 
em compostos de coordenação. Por exemplo: porque um sal estável como o CoCl3 reagiria 
com um nº variável de moléculas de NH3, para formar diversos novos compostos como 
CoCl3.6NH3, CoCl3.5NH3 e CoCl3.4NH3? 
 
Composto Cor Fórmula atual 
CoCl3.6NH3 Amarelo [Co( NH3)6]Cl3 
CoCl3.5NH3 Púrpura [CoCl(NH3)5]Cl2 
CoCl3.4NH3 Violeta (trans) [CoCl2(NH3)4]Cl 
CoCl3.4NH3 Verde (cis) [CoCl2( NH3)4]Cl 
 
CoCl3.6NH3 + Ag
+  3 AgCl(s) 
CoCl3.5NH3 + Ag
+  2 AgCl(s) 
CoCl3.4NH3 + Ag
+  1 AgCl(s) 
 
Valência Primária: hoje chamada de nº de oxidação 
 
Valência Secundária: hoje chamada de nº de coordenação (nº de ligantes ou átomos doadores 
aos quais o metal se encontra diretamente ligado) 
 
 Werner com o seu trabalho sobre os complexos, conseguiu prever a geometria de 
alguns compostos que mais tarde foram confirmadas por difração de Raios-X. 
 
 
 
TIPOS DE LIGANTES 
 
Monodentados: quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de um único 
átomo doador. Ex.: Cl-, H2O, NH3, etc. 
 
Bidentado: quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de dois átomos 
doadores. Ex.: Etilenodiamina (en) H2NCH2CH2NH2 
 
6 
 
 
 
Polidentado: quando vários átomos doadores se encontram presentes em um mesmo ligante. 
Ex.: Dietilenotriamina (dien) HN(CH2CH2NH2)2 
 
 Quando um ligante bi ou polidentado se liga a um único átomo central, diz-se que ele 
forma um complexo “Quelato”. 
 
NÚMEROS DE COORDENAÇÃO (NC) E GEOMETRIAS 
 
 Nos compostos de coordenação, os elementos de transição podem exibir NC que variam 
de 2 a 12. No entanto, os mais comuns são 4, 5 e 6. 
 
NC 2: os complexos com NC=2 são lineares e praticamente se restringem aos cátions: Cu+, 
Ag+, Au+ e Hg+2, todos com configuração d10. Ex.: [CuCl2]
-; [Ag(NH3)2]
+; [AuCl2]
- e HgCl2. 
 
NC 3: a coordenação tripla é rara entre os complexos metálicos. Aparece normalmente em 
complexos com ligantes volumosos, como o amideto [N(Si(CH3)3)2]
-. Estes complexos exibem 
geometria trigonal planar. Ex.: [M{[N(Si(CH3)3)2]
-}3], M= Fe, Cr 
 
NC 4: este tipo de coordenação é encontrada em um grande número de compostos e podem 
apresentar geometria tetraédrica ou quadrática. Os complexos com geometria tetraédrica 
ocorrem com metais que não possuam configuração d8 (ou s1d7). Ex.: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os complexos quadráticos são 
característicos dos metais de 
transição com configuração d8. 
Ex.: 
 
NC 5: envolve complexos onde 
as geometrias são a piramidal 
quadrática e a bipirâmide 
trigonal. 
Ex.: [Ni(CN)5]
-3 e [Fe(CO)5] 
 
7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPLEXOS POLIMETÁLICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPLEXOS QUELATOS E COM LIGANTES EM PONTE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NC 6: são numerosos entre os complexos. Sua 
geometria é octaédrica, mas algumas vezes 
apresenta-se distorcida. É o arranjo mais comum para 
metais com configuração d0-d9. Ex.: [Cr(NH3)6]
+3 (d3); 
[Mo(CO)6] (d
6); [Fe(CN)6]
-3 (d5) 
São complexos que contém mais de um átomo 
metálico. Em alguns casos, os átomos metálicos 
são unidos através de ligantes em ponte; em 
outros, há ligação direta metal-metal; e ainda em 
outros ocorrem ambos os tipos de ligação. 
 
O termos “cluster metálico” é reservado aos 
complexos com ligação direta metal-metal. 
Quando nenhuma ligação metal-metal está 
presente, os complexos polimetálicos são 
conhecidos como “complexos gaiola”. 
Os ligantes polidentados podem produzir um “quelato” (termo 
grego para garra), um complexo no qual um ligante forma um 
anel que inclui o átomo metálico. Um exemplo é o ligante 
bidentado etilenodiamino, que forma um anel de cinco membros 
quando ambos os átomos de N se prendem ao mesmo átomo 
metálico. 
 
A hemoglobina, responsável pelo transporte de oxigênio no 
sangue, é também uma espécie que contém anéis quelatos, em 
que o ligante polidentado é um derivado da molécula da porfirina. 
 
O grau de tensão de um ligante quelante freqüentemente é 
expresso em termos do “ângulo de mordida”, o ângulo L-M-L no 
anel quelato. 
 
 
 
8 
 
 
alquila 
 
fenila alceno alcóxido amina 
 
3-ciclopropenila  
3-alila  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS LIGANTES 
 
 Os ligantes são classificados de acordo com o número de elétrons que eles doam 
formalmente ao centro metálico. 
 
1) Ligantes de um elétron (X): formam uma única ligação sigma e são designados de 
ligantes tipo X. São exemplos desta classe de ligantes: 
 
 -Cl, -Br , -I, -OH, -CN, -CH3, -CH2R, -NR2, -OR, -CR=CRR’, 
 
 
 
2) Ligantes de dois elétrons (L): 
São todas as bases de Lewis e todos os ligantes que formam uma ligação pi com o centro 
metálico. Em princípio, todos os fragmentos orgânicos com um par de elétrons livres podem 
se coordenar ao centro metálico. No caso dos alcinos, uma única ligação pi deve participar 
da ligação com o metal, assim como as piridinas (somente o par de elétrons do nitrogênio 
deve estar envolvido na ligação). São exemplos desta classe de ligantes: 
 
 H2O , NH3, PPh3 
 
H2C=CH2, -CNR, NCR, H2C=CHR, RCCR, PR3, CO, NC5H5 (piridina) 
 
3) Ligantes de três elétrons (XL): estão incluídos todos os ligantes que realizamsimultaneamente uma ligação sigma (X) e uma ligação pi (L), como os seguintes 
grupamentos: 
 
 
 
Ligantes em ponte: faz a conexão entre dois 
átomos metálicos. Em geral, são ligantes 
monodentados que possuem esta função como 
os cloretos e hidretos. 
Ligantes ambidentados: são ligantes com 
átomos doadores diferentes. Por exemplo, o íon 
tiocianato NCS- pode se ligar a um átomo 
metálico pelo N, para dar complexos 
isotiocianatos, ou pelo S, para dar complexos 
tiocianatos. 
 
9 
 
 
 
 
Olefinas não 
conjugadas  
 
 
 
4) Ligantes de quatro elétrons (LL): esta classe inclui todos os ligantes pi bidentados, as 
ciclobutadienilas, os dienos conjugados, etc. 
 
 
 
 
5) Ligantes de cinco elétrons (XLL): os principais ligantes desta classe são as 
5-ciclopentadienila e 5-pentadienilas. 
 
 
 
 
6) Ligantes de seis elétrons (LLL): são em princípio todos os 6-arenos e similares, 
assim como os cicloeptatrienos e ligantes pi tridentados. 
 
 
 
 
7) Ligantes de sete elétrons (XLLL): o mais comum tipo de ligante desta classe é o 
7-cicloeptatrienila. 
 
 
 
8) Ligantes de oito elétrons (LLLL): o ligante típico desta classe é o 8-ciclooctatetraenila 
 
 
 
 
OBS.: O prefixo n antes do nome de ligantes insaturados, indica o número de átomos de 
carbono que interagem com o metal central. 
 
REGRA DOS DEZOITO ELÉTRONS 
 
 Os elementos do grupo principal formam compostos estáveis quando atingem a 
configuração de gás nobre. A razão do ganho de estabilidade está associada ao 
preenchimento de todos os orbitais de valência. Para um elemento da 1ª série, isto 
corresponde ao preenchimento dos orbitais 2s e 2p. Uma vez que cada orbital pode conter no 
máximo dois elétrons, oito elétrons são necessários ao todo. Daí advém a regra do octeto para 
os compostos dos elementos principais. 
 Na essência, a regra é a mesma para os elementos do bloco d. Entretanto, os elementos 
do bloco d possuem nove orbitais de valência (1s, 3p e 5d) resultando em um total de 18 
elétrons. 
 A regra dos 18 elétrons estabelece que um complexo estável seja obtido quando: 
elétrons d do metal + elétrons dos ligantes + carga total do complexo = 18. 
 A maneira mais simples de se fazer esta contagem de elétrons é a que considera o 
metal com estado de oxidação zero e os ligantes como radicais neutros. Na prática, basta 
somar o número de elétrons do metal (dado pelo grupo a que pertence o metal na TP), com o 
número de elétrons dos ligantes (conforme a classificação vista anteriormente) e com a carga 
do complexo. 
Benzeno (Bz) 
 
7-cicloeptatrienila. 
8-ciclooctatetraenila 
4-ciclobutadienila  
dienos 
5-ciclopentadienila  
5-pentadienila  
10 
 
 
 Então: E = m + x + 2n - q 
 
Onde: E = nº elétrons do complexo 
 m = nº elétrons da camada de valência do metal 
 x = nº de ligantes tipo X 
 n = nº de ligantes tipo L 
 q = carga do íon complexo 
 V = valência 
 NC = nº de coordenação 
 
 
Se: E = 18 elétrons  complexo estável 
 E < 18 elétrons  complexo reativo; sofre redução; aumenta a coordenação 
 E > 18 elétrons  complexo reativo; sofre oxidação; diminui a coordenação 
 
Exemplo: [Cr(CO)6]  Cr pertence ao grupo 6, logo possui 6 elétrons de valência 
 
E = 6 + 0 + 2x6 – 0 = 6 + 12 = 18 elétrons 
V = 0 + 0 = 0 
NC = 0 + 6 = 6 
 
Para treinar: [Ni(PPh3)4]; [CrBz (CO)3]; [Rh(Cp)2]
+; [W Br3(CO)4] 
 
OBS.: Quando existe ligação metal-metal, considera-se que cada metal atua como um ligante 
X (1 elétron). Ex.: (CO)5Mna-Mnb(CO)5 
 
Mna = 7 + 1 + (5x2) = 18 elétrons 
 
Mnb = 7 + 1 + (5x2) = 18 elétrons 
 
 
Exceções a regra dos dezoito elétrons: são normalmente complexos ricos em elétrons 
derivados de metais com configuração d8. Estes preferem formar complexos quadráticos com 
16 elétrons. São em geral complexos contendo os seguintes metais: Rh(I), Ir(I), Ni(II), Pd(II) e 
Pt(II). 
 
Ex.: [RhCl(PPh3)3] 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
V = x + q 
 
NC = x + n 
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LIGAÇÃO QUÍMICA NOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV) 
 
 Segundo Pauling, a formação de um complexo pode ser vista como uma reação entre 
um ácido de Lewis (espécie central) e uma base de Lewis (ligante), formando uma ligação 
covalente coordenada entre essas espécies. 
 
 Para explicar a geometria dos compostos, Pauling propôs que os orbitais atômicos da 
espécie central sofram hibridização, de tal forma que os novos orbitais atômicos híbridos (OAH) 
tenham a simetria do complexo. Então, pares de elétrons doados pelos ligantes, entram em 
OAH do íon central. Mas em quais orbitais? Isto depende do número de coordenação e da 
geometria do complexo: 
 
NC Geometria Hibridização Exemplo 
2 Linear sp [Cu(NH3)2]
+ 
4 Tetraédrica sp3 [Zn(NH3)4]
+2 
4 Quadrática dsp2 [Ni(CN)4]
-2 
6 Octaédrica d2sp3 ou sp3d2 [Cr(NH3)6]
+3 
 
NC = nº de orbitais atômicos híbridos 
 
Regras para determinar o número de orbitais atômicos híbridos: 
 
1º) Determinar o número de coordenação. Se for 4, saber a geometria e/ou magnetismo. 
 
2º) Determinar a carga do metal e o número de elétrons de valência. 
 
Os princípios envolvidos na ligação 
química nos complexos dos metais de 
transição, não diferem daqueles que 
prevalecem em outros compostos. 
Entretanto, como os metais de transição 
possuem orbitais d parcialmente 
preenchidos, surgem peculiaridades que 
tornam conveniente um tratamento à parte 
da ligação química nos compostos desses 
metais. 
Para entendermos os diferentes modelos 
teóricos desenvolvidos, é necessário 
conhecermos as formas e orientações dos 
orbitais d no espaço. 
12 
 
3º) Colocar os elétrons de valência nos orbitais de menor energia disponíveis. Se for o caso, 
emparelhados. 
 
 É necessário ter a informação experimental a respeito do nº de elétrons 
desemparelhados, pois somente com esta informação é que podemos saber quais orbitais 
atômicos d estão disponíveis para participarem da hibridização e receberem os pares de 
elétrons dos ligantes. 
 
 
OUTROS EXEMPLOS 
Metal Config. 
do Íon 
Complexo Orbitais 
(n-1)d ns np nd 
Hibridiza-
ção 
Geome-tria 
Cu
+
 3d
10
 [Cu(NH3)2]
+
 
 
       __ __ __ __ __ __ __ 
sp Linear 
Zn
2+
 3d
10
 [Zn(NH3)4]
2+
 
 
         __ __ __ __ __ 
sp
3
 Tetraédrica 
Pt
2+
 3d
8
 [PtCl4]
2-
 
 
        __ __ __ __ __ __ 
dsp
2
 Quadrada 
Planar 
Fe
2+
 3d
6
 [Fe(CN)6]
4-
 
 
         __ __ __ __ __ 
d
2
sp
3
 Octaédrica 
Fe
2+
 3d
6
 * [Fe(H2O)6]
2+
 
Alto Spin 
 
           __ __ __ 
sp
3
d
2
 Octaédrica 
Cr
3+
 3d
3
 * Cr(NH3)6]
3+
 
 
         __ __ __ __ __ 
d
2
sp
3
 Octaédrica 
Fe
3+
 3d
5
 * [FeF6]
3-
 
Alto Spin 
 
           __ __ __ 
sp
3
d
2
 Octaédrica 
Fe
3+
 3d
5
 * [Fe(CN)6]
3-
 
 
 
         __ __ __ __ __ 
d
2
sp
3
 Octaédrica 
Cr
0
 3d
6
( 
4s
1
3d
5
) 
[Cr(CO)6] 
 
         __ __ __ __ __ 
d
2
sp
3
 Octaédrica 
 * Complexos Paramagnéticos OBS: Para configuração d8 e NC = 4 Quadrada Planar – Diamagnética 
Tetraédrica – Paramagnética 
13 
 
 Para configuração d
6
 e NC = 6 d
2
sp
3
 – Diamagnático 
 sp
3
d
2
 – Paramagnético 
 Para configuração d
5
 e NC = 6 d
2
sp
3
 – Baixo Spin (1 elétron desemparelhado) 
 sp
3
d
2
 – Alto Spin ( 5 elétrons desemparelhados) 
 
OBS: O número de elétrons desemparelhados somente pode ser determinado por medidas da Suscetibilidade 
Magnética. 
 
 
Limitações da TLV: a TLV foi muito popular durante 20 anos, pois ela racionalizou as 
geometrias e propriedades magnéticas observadas nos complexos. Entretanto, não foi capaz 
de prevê-las nem de justificá-las. 
 
 Não pode explicar porque complexos de Ni(II) podem ser octaédricos, quadráticos 
planares e tetraédricos. 
 Porque alguns ligantes formam complexos mais estáveis que outros? 
 Não explica a cor e as características espectrais dos complexos. 
 ste um problema adicional: devido à doação de elétrons dos ligantes para o átomo 
central, esse fica excessivamente negativo, o que não é normal para um metal. 
 
 
 
TEORIA DO CAMPO CRISTALINO (TCC) 
 
 Essa teoria postula que a única interação existente entre o íon central e os ligantes é de 
natureza eletrostática, onde os ligantes são considerados cargas pontuais. 
 
 
 
COMPOSTOS OCTAÉDRICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Essa interação diferenciada : 
 
Um íon metálico está situado na 
origem de um sistema de eixos 
cartesianos e seis ligantes 
aproximam-se segundo os eixos, 
criando um campo elétrico 
octaédrico. 
 
Haverá interação eletrostática 
entre os elétrons dos orbitais d e 
os ligantes. 
 
A interação, porém, não será igual 
para os cinco orbitais d. 
 
 
14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinação da energia correspondente a 10 Dq 
 
 Vamos considerar o caso mais simples, de um complexo de configuração d1: 
[Ti(H2O)6]
+3. 
 
 
 
 
 
 
1kJ/mol = 83,7 cm-1  10 Dq = 20.300/83,7 = 243 kJ/mol 
 
Para muitos complexos de metais de transição, o valor de 10 Dq corresponde à radiação na 
região do visível, o que justifica as cores observadas para estes compostos. 
A diferença de energia entre os orbitais eg e t2g, 
qualquer que seja o seu valor em termos de kJ/mol, é 
definida como 10Dq ou 0 e denomina-se 
Desdobramento do campo cristalino. 
 
O valor numérico de 10 Dq é uma medida da força do 
campo eletrostático. Esse valor pode ser determinado a 
partir de dados espectrais e é característico para cada 
 
15 
 
 
 A cor de uma substância iluminada por luz branca resulta da soma dos componentes de 
luz que ela não absorve: 
 Se ela absorve toda a radiação incidente ela será preta 
 Se não absorve nenhuma radiação será branca 
 Se absorver todas as cores, exceto o verde, será verde 
 
Mas devem ser consideradas as cores complementares. Uma substância também se 
apresentará como verde, se apenas a cor vermelha for absorvida. Diz-se então, que o verde e 
o vermelho são cores complementares. Uma substância que só absorve a cor verde será 
vermelha. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Energia de Estabilização do Campo Cristalino- EECC 
A EECC é uma medida da energia global resultante da ocupação dos orbitais d (t2g e eg) no 
complexo de coordenação em relação à energia média de um íon livre com a mesma 
configuração dn. 
O cálculo da EECC para um complexo com uma configuração tx2ge
y
g é dado por: 
EECC = [(6y) – (4x)] Dq 
Exemplos: [Ti(H2O)6]
+3 , d1, configuração t12ge
o
g : EECC = [ (6 x 0) – (4x1)] Dq = - 4Dq 
 [Cu(NH3)]
2+ , d9, configuração t62ge
3
g : EECC = [ (6 x 3) – (4x6)] Dq = - 6Dq 
Abaixo é apresentada uma tabela com as EECC para complexos octaédricos de campo fraco e 
forte. 
Energias de Estabilização do Campo Cristalino (EECC) para Complexos Octaédricos 
 
Campo Fraco Campo Forte 
dn 
Confi-
guração 
Elétrons 
desemparelhados 
EECC dn 
Confi-
guração 
Elétrons 
desemparelhados 
EECC 
d1 t12g 1 - 4 Dq d
1 t12g 1 - 4 Dq 
d2 t22g 2 - 8 Dq d
2 t22g 2 - 8 Dq 
 
Para os complexos é necessário considerarmos as 
cores complementares, conforme apresentado na 
roda das cores. 
16 
 
d3 t32g 3 - 12 Dq d
3 t32g 3 - 12 Dq 
d4 t32geg
1 4 - 6 Dq d4 t42g 2 
- 16 Dq + 
P 
d5 t32geg
2 5 0 Dq d5 t52g 1 
- 20 Dq + 
2 P 
d6 t42geg
2 4 - 4 Dq d6 t62g 0 
- 24 Dq + 
2 P 
d7 t52geg
2 3 - 8 Dq d7 t62geg
1 1 
- 18 Dq + 
P 
d8 t62geg
2 2 - 12 Dq d8 t62geg
2 2 - 12 Dq 
d9 t62geg
3 1 - 6 Dq d9 t62geg
3 1 - 6 Dq 
d10 t62geg
4 0 0 Dq d10 t62geg
4 0 0 Dq 
 
 
 
 
 
Fatores que influenciam o valor de 10 Dq 
 
a) Número de oxidação do metal  quanto maior o número de oxidação do íon metálico, 
maior o valor de 10 Dq. 
b) Período do metal  quanto maior o período, maior o valor de 10 Dq. 
c) Simetria do campo ligante  quanto maior o número de ligante, mais forte o campo. 
d) Natureza do ligante  ligantes diferentes desdobram o campo em extensões diferentes. 
Experimentalmente, foi possível ordenar um grande número de ligantes de acordo com 
os valores crescentes de 10 Dq. A série obtida recebeu o nome de série 
espectroquímica. 
 
 I-<Br-<S-2<Cl-<NO3
-<F-<OH-<EtOH<Ox<H2O<EDTA<Py=NH3<en<Dipy<NO2
-<PPh3<CN
-
<CO 
Campo Fraco Campo 
Forte 
 
Para complexos de um mesmo íon, os valores de 10 Dq variam de acordo com a posição do 
ligante na série espectroquímica. 
 
17 
 
Configuração Íon P (kJ/mol) Ligante 10 Dq (kJ/mol) Spin 
d5 Mn+2 290 6 Cl- 90 Alto 
 6 H2O 100 Alto 
 6 CN- 360 Baixo 
d6 Fe+2 230 6 H2O 120 Alto 
 6 CN- 390 Baixo 
d6 Co+3 280 6 H2O 250 Baixo 
 3 en 280 Baixo 
 6 CN- 410 Baixo 
 
 
 
 
 
 
COMPOSTOS TETRAÉDRICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para melhor visualizar a coordenação tetraédrica, 
podemos imaginá-la como derivada da coordenação 
cúbica, onde apenas 4 ligantes se aproximam do íon 
metálico segundo os vértices do cubo. 
Percebe-se que nenhum dos ligantes está exatamente 
na direção dos orbitais. Entretanto, eles se aproximam 
mais dos orbitais t2 do que os orbitais e. 
O diagrama de níveis de energia correspondente é o 
inverso da coordenação octaédrica. 
O desdobramento do campo cristalino é menor. Por 
isto, até hoje só foram encontrados complexos com 
spin alto. 
Metais com configuração d0, d5 (spin alto) e d10. 
 
18 
 
 
COMPOSTOS QUADRÁTICOS 
 
 Os complexos quadráticos, onde 4 ligantes estão arranjados ao redor do íon metálico 
em um plano, podem ser visualizados como formados pela remoção de dois ligantes ao longo 
do eixo z do complexo octaédrico. 
 O orbital dz2 é agora mais baixo em energia do que o dxy, porque os ligantes ao longo do 
eixo z foram removidos. Os complexos quadráticos são característicos de íons metálicos com 
configuração d8. São quase sempre de spin baixo e diamagnéticos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIMITAÇÕES DA TCC 
 
 A TCC é bem sucedida em explicar as formas dos complexos, de seus espectros, de 
suas propriedades magnéticas e de sua estabilidade. A desvantagem é o fato de ela ignorar as 
evidências de que interações covalentes ocorrem em muitos complexos: 
 
 Compostos com o metal no estado de oxidação zero e com ligantes não aniônicos como 
[Ni(CO)4], não apresentam nenhuma atração eletrostática entre o metal e os ligantes. 
Portanto, a ligação deve ser covalente. 
 
 A ordem dos ligantes na sérieespectroquímica não pode ser explicada apenas 
considerando-se as forças eletrostáticas. Por exemplo: porque H2O é um ligante de 
campo mais forte que OH-? Porque CO é um ligante de campo mais forte de todos se é 
uma molécula neutra? 
 
 
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
 
 A abordagem inicial da TOM para complexos octaédricos pode ser resumida nos 
seguintes passos: 
 
1º) Identificar os orbitais atômicos de valência 
2º) Combinar os orbitais atômicos de modo a obter OML e OMAL 
 
 Vamos considerar primeiro somente as ligações sigmas. 
 
 
19 
 
 
 
 A espécie metálica participa com 9 orbitais atômicos (1 ns, 3 np e 5 (n-1)d) e cada 
ligante com um orbital atômico, totalizando 6 orbitais dos ligantes. Assim teremos 15 orbitais 
atômicos de valência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS – COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
Teorias de Ligação 
 
1) Escreva as configurações eletrônicas dn para os seguintes íons: Mn3+, Co3+, Fe3+, Ni2+, Au+, Cd2+, 
Cr2+. 
 
2)O íon Pt4+ forma um composto de coordenação com a fórmula [PtCl4 (NH3)4]. O tratamento de um mol 
deste composto com AgNO3 dá dois mols de AgCl. Deduza a estrutura do composto e dê a carga do íon 
complexo. 
 
3) Determine o número de elétrons, a valência do metal e o número de coordenação para os complexos 
abaixo: 
a) [Cu(NH3)4]
+ b) [NiCl4]
2- c) [Co(NH3)6]
3+ d) [Fe(CO)5] e) [Fe(CN)6]
3- f) [Cr(CO)6] 
g) [IrCl(CO)(PPh3)2] h) [FeCl2(H2O)2(en)] i) [Ni(CO)4] j) [Cu(CN)4]
3- k) [Cr(NH3)6]
3+ 
 
4) 
5) Utilizando a TLV, escreva na forma de diagramas de quadrículas, as configurações eletrônicas em 
torno do íon central nos compostos abaixo e informe a geometria do complexo: 
a) [PtCl4]
2- (complexo diamagnético) b) [NiCl4]
2- (complexo paramagnético) 
c) [Co(NH3)6]
3+ d) [Mn(CN)6]
3- e) [Mn(ox)3]
4- (ox = oxalato (bidentado) – spin alto) 
 
Os OM são ocupados pelos elétrons 
segundo a ordem crescente de suas 
energias, respeitando o Princípio de 
Pauling e a Regra de Hund. 
 
Os níveis de energia t2g e eg são 
correspondentes aos níveis da TCC. 
 
A diferença de energia entre t2g e eg foi 
definida na TCC como 10 Dq. Assim, 
os resultados qualitativos da TOM e da 
TCC são semelhantes e com 
explicações análogas para o 
magnetismo dos complexos e suas 
propriedades espectroscópicas. 
20 
 
6) O complexo [Ni(CN)4]
2- é diamagnético e o complexo [NiCl4]
2- é paramagnético com dois elétrons 
desemparelhados. Já o [Fe(CN)6]
3- tem um elétron desemparelhado enquanto o [Fe(H2O)6]
3+ têm cinco. 
a) Explique esses fatos usando a TLV. 
b) Explique esses fatos usando a TCC. 
 
7) Platina e Níquel pertencem à mesma família, no entanto o [NiCl4]
2- e o [PtCl4]
2- diferem na cor e 
propriedades magnéticas. Explique por que isto ocorre. 
 
8) Quais dos complexos abaixo são paramagnéticos? 
a) [Rh(NH3)6]
3+ b) [Cr(CO)6] c) [Ti(H2O)6]
3+ d) [Cr(NH3)6]
3+ e) [Fe(H2O)6]
3+ f) [Fe(CN)6]
3- 
9) As medidas magnéticas indicam que o [CoF6]
3- tem quatro elétrons desemparelhados, enquanto que 
o [Co(NH3)6]
3+ não têm. Classifique o íon fluoreto e a molécula de amônia como ligante de campo forte 
ou fraco. 
 
10) Dê o número de elétrons desemparelhados de cada um dos seguintes complexos: 
a) [TiF6]
3- b) [FeCl6]
3- c) [Fe(CN)6]
3+ d) [Zn(NH3)4]
2+ e) [Cu(NH3)4]
2+ f) [CoF6]
3- 
 
11) Por que complexos de alto spin e baixo spin não são observados em complexos octaédricos d3? 
 
12) Por que os complexos de Zn2+ são incolores? 
 
13) Por que para complexos tetraédricos existe apenas campo fraco? 
 
14) Qualifique os seguintes ligantes (campo forte ou campo fraco) de acordo com a série 
espectroquímica: NH3, F
-, CO, NO3
-, S2-, OH- e H2O. 
 
15) Quais os fatores que influenciam 10Dq? 
 
16) Baseado na TCC, faça um diagrama de níveis de energia de orbitais mostrando a configuração dos 
elétrons “d” para os seguintes complexos: 
 a) [Cr(H2O)6]
3+ b) [Fe(H2O)6]
3+ c) [Ru(NH3)6]
3+ d) [Ni(dipy)3]
3+ e) [Co(NH3)6]
3+ f) [Fe(CN)6]
3- 
 
17) Calcule a EECC para os complexos acima. 
 
18) O complexo [Fe(CN)6]
4- absorve luz de comprimento de onda 305 nm. Qual o valor (em kJ/mol) do 
desdobramento do Campo ligante? 
 
19) Estime o desdobramento do campo ligante para os seguintes complexos, conhecendo o 
comprimento de onda de máxima absorção: 
a) [CoCl6]
3- (máx = 740 nm) b) [Cr(NH3)6]
3+ (máx = 460 nm) c) [Cr(H2O)6]
3+ (máx = 575 nm) 
 
20)Utilizando o diagrama visto em aula, faça o preenchimento eletrônico dos OAs e dos OM para o íon 
[Ti(H2O)6]
3+. O complexo é colorido? Qual o comportamento magnético do complexo? 
 
21) Quais os orbitais “d” são usados para formar ligações σ entre os íons metálicos octaédricos e os 
ligantes? 
 
22) Quais os orbitais “d” são usados para formar ligações  entre os íons metálicos octaédricos e os 
ligantes? 
 
23) Quais as principais diferenças entre a TLV, TCC e TOM? 
 
 
 
GABARITO – COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
Teorias de Ligação 
 
1) Na formação do cátion os elétrons “s” sempre são perdidos antes dos elétrons “d”. 
Mn3+: [Ar] 3d4 Co3+: [Ar] 3d6 Fe3+: [Ar] 3d5 Ni2+: [Ar] 3d8 
21 
 
Au+: [Xe] 5d10 Cd2+: [Kr] 4d10 Cr2+: [Ar] 3d4 
 
2) Se precipitam 2 mols de AgCl, significa que 2 Cl- estão na esfera externa de coordenação: 
[PtCl2(NH3)4]Cl2 – Cátion Octaédrico com carga +2. 
 
3) a) E = 18 elétrons V = +1 NC = 4 
b) E = 16 elétrons V = +2 NC = 4 
c) E = 18 elétrons V = +3 NC = 6 
d) E = 18 elétrons V = 0 NC = 5 
e) E = 17 elétrons V = +3 NC = 6 
f) E = 18 elétrons V = 0 NC = 6 
g) E = 16 elétrons V = +1 NC = 4 
h) E = 18 elétrons V = +2 NC = 6 
i) E = 18 elétrons V = 0 NC = 4 
j) E = 18 elétrons V = +1 NC = 4 
k) E = 15 elétrons V = +3 NC = 6 
 
4) 
5) a) hibridização dsp2 5d8 (e- do metal) 4 OA dsp2 (e- dos ligantes) 
         
b) hibridização sp3 3d8 (e- do metal) 4 OA sp3 (e- dos ligantes) 
          
c) hibridização d2sp3 3d6 (e- do metal) 6 OA d2sp3 (e- dos ligantes) 
          
d) hibridização d2sp3 3d4 (e- do metal) 6 OA d2sp3 (e- dos ligantes) 
          
e) hibridização sp3d2 3d5 (e- do metal) 6 OA sp3d2 (e- dos ligantes) 
            
 
6) a) TLV: 
[Ni(CN)4]
2- - Ni2+: [Ar] 3d8 – os 8 elétrons ficam emparelhados em 4 OA 3d liberando o 5º OA 3d para 
participar da hibridização dsp2 que vai gerar 4 OA híbridos que realizarão lig. cov. coordenada com os 4 
ligantes; complexo quadrado planar diamagnético 
[NiCl4]
2- - Ni2+: [Ar] 3d8 – os 8 elétrons ocupam os 5 OA 3d (2 elétrons ficam desemparelhados) e ocorre 
hibridização sp3 que vai gerar 4 OA híbridos tetraédricos que realizarão lig. cov. coordenada com os 4 
ligantes; complexo tetraédrico paramagnético 
[Fe(CN)6]
3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – complexo baixo spin; ocorre hibridização d2sp3 e para isso é preciso liberar 
2 OA 3d – os 5 elétrons ficam em apenas 3 dos OA 3d e um deles fica desemparelhado. 
[Fe(H2O)6]
3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – complexo alto spin; ocorre hibridização sp3d2 e os 5 elétrons ficam todos 
desemparelhados nos 5 OA 3d 
b) TCC: 
[Ni(CN)4]
2- - Ni2+: [Ar] 3d8 – complexo quadrado planar; geometria QP é favorecida em complexos com 
NC = 4 e ligantes de campo forte como o CN- (ligante pequeno). A configuração fica: 
3dxz
2 3dyz
2 3dz2
2 3dxy
2 – todos os elétrons ficam emparelhados e o complexo é diamagnético 
[NiCl4]
2- -Ni2+: [Ar] 3d8 – complexo tetraédrico; NC = 4 com ligante de campo fraco e volumoso. Sua 
configuração fica: eg
4 t2g
4 (2 elétrons desemparelhados) – complexo paramagnético 
[Fe(CN)6]
3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – NC = 6 (complexo octaédrico) e ligante de campo forte: complexo baixo 
spin. Sua configuração fica: t2g
5 (1 elétron desemparelhado) 
[Fe(H2O)6]
3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – NC = 6 (complexo octaédrico) e ligante de campo fraco: complexo alto 
spin. Sua configuração fica: t2g
3 eg
2 (5 elétrons desemparelhados) 
7) [NiCl4]
2- Ni2+: [Ar] 3d8 1º período de transição 
 [PtCl4]
2- Pt2+: [Ar] 5d8 3º período de transição 
Ni e Pt são da mesma família, mas o complexo [NiCl4]
2- é tetraédrico e apresenta paramagnetismo 
devido a 2 elétrons desemparelhados nos 5 OA 3d (exercício 6) enquanto o complexo [PtCl4]
2- é 
quadrado planar e é diamagnético porque tem todos os elétrons emparelhados nos 4 OA 5d que não 
22 
 
participam da hibridização dsp2. À medida que aumenta o período de transição do metal, aumenta a 
tendência de serem formados complexos quadrados planares para NC = 4. 
 
8) a) átomo central: Rh3+ [Ar] 4d6 – carga +3, 2º período de transição, ligante de campo forte: complexo 
baixo spin – configuração t2g
6 (nenhum e- desemparelhado; diamagnético) 
b) átomo central: Cr0 [Ar] 4d6 – ligante de campo muito forte (CO): complexo baixo spin – configuração 
t2g
6 (nenhum e- desemparelhado; diamagnético) 
c) átomo central: Ti3+ [Ar] 4d1 – não importa qual seja o ligante, sempre haverá 1 e- desemparelhado; 
paramagnético 
d) átomo central: Cr3+ [Ar] 4d3 – não importa qual seja o ligante, sempre haverá 3 e- desemparelhados; 
paramagnético 
e) átomo central: Fe3+ [Ar] 4d5 – carga +3, 1º período de transição, ligante de campo fraco: complexo 
alto spin – configuração t2g
3 eg
2 (5 e- desemparelhados; paramagnético) 
f) átomo central: Fe3+ [Ar] 4d5 – carga +3, 1º período de transição, ligante de campo muito forte: 
complexo baixo spin – configuração t2g
5 (1 e- desemparelhado; paramagnético) 
 
9) Co3+: [Ar] 3d6 
F-: ligante de campo fraco; configuração t2g
4 eg
2 (4 elétrons desemparelhados) 
NH3: ligante de campo forte; configuração t2g
6 (nenhum elétron desemparelhado) 
 
10) a) Ti3+: [Ar] 3d1 1 elétron desemparelhado 
b) Fe3+: [Ar] 3d5 ligante de campo fraco; alto spin - 5 elétrons desemparelhados 
c) Fe3+: [Ar] 3d5 ligante de campo forte; baixo spin - 1 elétron desemparelhado 
d) Zn2+: [Ar] 3d10 nenhum elétron desemparelhado 
e) Cu2+: [Ar] 3d9 1 elétron desemparelhado 
f) Co3+: [Ar] 3d6 ligante de campo fraco; alto spin - 4 elétrons desemparelhados 
 
11) Seja o ligante de campo forte ou de campo fraco, os complexos octaédricos d3 terão sempre a 
configuração eletrônica t2g
3, com 3 elétrons desemparelhados. 
 
12) Zn2+: [Ar] 3d10 – os OA 3d estão completamente preenchidos e, portanto, não ocorre transição 
eletrônica envolvendo 10Dq com absorção de luz na faixa do visível. 
 
13) 10Dq em complexos tetraédricos é sempre menor do que 10Dq em complexos octaédricos, e os 
complexos tetraédricos serão sempre alto spin devido ao campo fraco. Isto ocorre não só porque são 
apenas 4 ligantes, ao invés dos 6 ligantes dos complexos octaédricos, mas também pelo fato destes 4 
ligantes não estarem apontando diretamente na direção dos orbitais “d”. Com isto, o desdobramento 
dos orbitais será menor. 
 
14) Campo Forte: NH3 e CO Campo Fraco: F
-, NO3
-, S2-, OH- e H2O 
 
15) a) Simetria do Campo Ligante: Quanto maior o nº de ligantes, mais forte o campo. Quando os 
ligantes apontarem diretamente na direção dos OA “d”, também o campo será mais forte e 10Dq maior. 
b) Nº de Oxidação do Metal: Quanto maior o NOX do metal,maior a atração pelos ligantes e maior o 
desdobramento dos OA “d” e maior 10Dq. 
c) Período do Metal na Classificação Periódica: Quanto maior o período do metal na classificação 
periódica, maior 10Dq. 
d) Natureza do Ligante: depende da posição do ligante na série espectroquímica. 
 
16) a) Cr3+: [Ar] 3d3  t2g
3 
b) Fe3+: [Ar] 3d5 (lig. campo fraco e met. 1º período de transição)  t2g
3 eg
2 
c) Ru3+: [Ar] 4d5 (lig. campo forte e met. 2º período de transição )  t2g
5 
d) Ni3+: [Ar] 3d7 (lig. campo forte)  t2g
6 eg
1 
e) Co3+: [Ar] 3d6 (lig. campo forte)  t2g
6 
23 
 
f) Fe3+: [Ar] 3d5 (lig. campo forte)  t2g
5 
17) a) – 12 Dq b) 0 Dq c) – 20 Dq + 2P 
d) –18 Dq + 3P e) – 24 Dq + 3P f) – 20 Dq + 2P 
18) 10 Dq = 391,72 kJ/mol 
19) a) 10 Dq = 161,45 kJ/mol b) 10 Dq = 259,73 kJ/mol c) 10 Dq = 207,78 kJ/mol 
20) Ti3+: [Ar] 3d1  Nº de elétrons: 1 elétron do Ti3+ e 12 elétrons (6x2) da H2O) = 13 elétrons 
- O complexo é colorido pois existe possibilidade de transição eletrônica envolvendo 10 Dq por 
absorção de luz na faixa do visível. 
- O complexo é paramagnético pois tem 1 elétron desemparelhado 
 
21) Os OA “d” usados para formar ligações σ entre os íons metálicos e os ligante, são os OA dz2 e dx2-y2 
(OA eg). 
 
22) Os OA “d” usados para formar ligações  entre os íons metálicos e os ligante, são os OA dxy, dxz e 
dyz (OA t2g). 
 
23) TLV: Segundo a TLV a formação de um complexo pode ser vista com uma reação entre um ácido 
de Lewis (espécie central) e uma base de Lewis (ligante), formando-se uma ligação covalente 
coordenada entre essas espécies. Portanto os ligantes são doadores de elétrons e a espécie central, 
um receptor de pares de elétrons. A geometria dos compostos de coordenação é explicada supondo 
que os OA da espécie central sofram hibridização de tal forma que os novos OA híbridos tenham a 
simetria do complexo. 
TCC: A TCC considera a espécie central como um íon positivo e os ligantes como cargas negativas 
pontuais. Esses ligantes são ânions ou moléculas polares que apontam o seu pólo negativo para o 
cátion metálico. O cátion acomoda ao seu redor o maior número possível de ligantes e as espécies 
estão unidas por atração eletrostática como na ligação iônica. A diferença é que nos compostos iônicos 
esta força é e longo alcance formando retículos e nos complexos esta força é de curto alcance 
formando unidades. A TCC prevê uma estabilização adicional do sistema devido a EECC, devido ao 
desdobramento dos OA “d” do átomo central por efeito dos ligantes. 
TOM: A TOM considera que as ligações nos complexos é covalente com formação de OM entre os OA 
de valência do átomo central e os OA das espécies ligantes. Existe a formação de OMNL envolvendo os 
OA da espécie central que não tem simetria adequada para sobrepor com os OA dos ligantes. Os 
demais OA da espécie central são combinados com os OA dos ligantes de modo a obter um número 
máximo de OML e os correspondentes OMAL. A restrição é: Nº de OA = Nº de OM e o Nº de OML = Nº 
OMAL.